Сравнительная характеристика галогенов

I. Нахождение галогенов в природе

Галогены в природе находятся только в виде соединений.

Фтор встречается исключительно в виде солей, рассеянных по различным горным породам. Общее содержание фтора в земной коре составляет 0,02% атомов. Практическое значение имеют минералы фтора: CaF₂ - плавиковый шпат (рис.1), Na₂AlF₆ - криолит (рис.2), Ca₅F(PO₄)₃ - фторапатит (рис.3).

Рис.1. Плавиковый шпат Рис.2. Криолит Рис.3. Фторапатит

Важнейшим природным соединением хлора является хлорид натрия (галит), который служит основным сырьем для получения других соединений хлора. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей и океанов. Воды многих озер также содержат значительное количество NaCl – таковы, например озера Эльтон и Баскунчак. Встречаются другие соединения хлора, например, KСl - сильвин, MgCl₂*KCl*6HO - карналлит, KCl*NaCl - сильвинит.

Бром встречается в природе в виде солей натрия и калия вместе с солями хлора, а также в воде соленых озер и морей. Бромиды металлов содержатся в морской воде. В подземных буровых водах, имеющих промышленное значение, содержание брома составляет от 170 до700мг/л. Общее содержание брома в земной коре 3*10-5% атомов.

Соединения йода имеются в морской воде, но в столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Однако существуют некоторые водоросли, которые накапливают йод в своих тканях, например ламинарии. Зола этих водорослей служит сырьем для получения йода. Значительное количество йода( от 10 до 50мг/л.) содержатся в подземных буровых водах. Содержание йода в земной коре 4*10-6 % атомов. Существуют незначительные залежи солей йода - KIO₃ и KIO₄ - В Чили и Боливии.

Общая масса астата на земном шаре по оценкам не превышает 30 г.

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s²2p⁵	3s²3p⁵	4s²4p⁵	5s²5p⁵	6s²6p⁵
Относительная электро отрицательность (ЭО)	4,0	3,0	2,8	2,5	~2,2
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +5, +7			–
Агрегатное состояние	Бледно-зел. газ	Зел-желт. газ	Бурая жидкость	Темн-фиол. кристаллы	Черные кристаллы
t°пл.(°С)	-219	-101	-8	114	227
t°кип.(°С)	-183	-34	58	185	317
ρ (г_/см³ )	1,51	1,57	3,14	4,93	–
Растворимость в воде (г / 100 г воды)	реагирует с водой	2,5 : 1 по объему	3,5	0,02

Название	Схема строения атома	Электронная формула
Фтор	F +9)₂)₇	…2s²2p⁵
Хлор	Cl +17)₂)₈)₇	…3s²3p⁵
Бром	Br +35)₂)₈)₁₈)₇	…4s²4p⁵
Йод	I +53)₂)₈)₁₈)₁₈)₇	…5s²5p⁵

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS²nP⁵.

2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

3) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

II. Получение галогенов

1. Электролиз растворов и расплавов галогенидов:

2NaCl + 2H₂O = Cl₂+ H₂+ 2NaOH

2KF = 2K + F₂ (единственный способ полученияя F₂)

2. Окисление галогенводородов:

2KMnO₄+16HCl=2KCl+2MnCl₂+5Cl₂+8H₂O – Лабораторный способ получения хлора

14HBr+K₂Cr₂O₇=2KBr+2CrBr₃+3Br₂+7H₂O

MnO₂ + 4HHal = MnHal₂ + Hal₂ + 2 H₂O– Лабораторный - (Для получения хлора, брома, иода)

3. Промышленный способ – окисление хлором (для брома и йода):

2KBr+Cl₂=2KCl+Br₂

2KI + Cl₂=2KCl + I₂

Фтор

Хлор

Бром

Пары йода

III. Химические свойства

1. Реагируют с металлами

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃(кр) + 1405 кДж

2Fe + ЗCl₂ = 2FeCl₃(кр) + 804 кДж

Активность галогенов уменьшается с увеличением атомного радиуса. Это можно наблюдать при взаимодействии их с железом.

2. Взаимодействуют с неметаллами (кроме N₂, O₂, благородных газов).

Свободный хлор очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов.

Н₂ + Cl₂ = 2HCl(г)+185 кДж

Галогеноводороды – это типичные кислоты-неокислители. Но так как в их состав входят атомы галогенов в низших степенях окисления, то эти кислоты способны окисляться.

3. Взаимодействие с фосфором

2P + 5F₂ → 2PF₅

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅

2P + 3Br₂ → 2PBr₃

2P + 5Br₂ → 2PBr₅

По мере повышения температуры глубина окисления возрастает.

4. Взаимодействие с графитом

С + 2F₂

CF₄ реагирует только с F₂. Остальные галогены не реагируют с простыми веществами, образованными углеродом.

5. Со сложными веществами

5.1. С водой

3F₂ + ЗН₂О = OF₂↑ + 4HF + Н₂О₂

2F₂ + 2Н₂О = 4HF + O₂

Cl₂ + Н₂О ↔HCl + HClO (хлорная вода)

Br₂ + Н₂О ↔ HBr + HBrO (бромная вода)

I₂ + Н₂О ↔HI + HIO

5.2. Реагируют со щелочами

Cl₂+ 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на холоде)

3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂О (при нагревании)

6. Галогены способны вытеснять друг друга из солей галогенидов и галогеноводородов. Более активный галоген вытесняет менее активный. Химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F–At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат ещё менее реакционноспособен, чем йод.

2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂

Качественная реакция на галогениды

Качественная реакция – это реакция, которая позволяет доказать присутствие в пробе того или иного вещества или иона.

При растворении растворимых галогенидов с раствором нитрата серебра выпадают осадки – нерастворимые галогениды серебра. Рис. 4.

NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓ (белый осадок)

NaBr + AgNO3 = NaNO3 + AgBr↓ (желтоватый осадок)

NaI + AgNO3 = NaNO3 + AgI↓ (желтый осадок)

Галогениды можно определить также по окраске пламени. Если взять пробу и внести её в пламя горелки, то галогениды меди окрашивают пламя в зеленый или сине-зеленый цвет.

IV. Применение галогенов

Фтор	Широко применяют как фторирующий агент при получении различных фторидов (SF₆, BF₃, WF₆ и других), в том числе и соединений инертных газов ксенона (Xe) и криптона (Kr). Гексафторид урана UF₆ применяется для разделения изотопов урана (U). Фтор используют в производстве тефлона, других фторопластов, фторкаучуков, фторсодержащих органических веществ и материалов, которые широко применяют в технике, особенно в тех случаях, когда требуется устойчивость к агрессивным средам, высокой температуре и т. п.
Хлор	Применяют в производстве хлорсодержащих органических соединений (60-75%), неорганических веществ (10-20%), для отбелки целлюлозы и тканей (5-15%), для санитарных нужд и обеззараживания (хлорирования) воды.
Бром	Применяют при получении ряда неорганических и органических веществ, в аналитической химии. Соединения брома используют в качестве топливных добавок, пестицидов, ингибиторов горения, а также в фотографии. Широко известны содержащие бром лекарственные препараты. Следует отметить, что расхожее выражение: “врач прописал бром по столовой ложке после еды” означает, разумеется, лишь то, что прописан водный раствор бромида натрия (или калия), а не чистый бром. Успокаивающее действие бромистых препаратов основано на их способности усиливать процессы торможения в центральной нервной системе.
Иод	Применяют для получения высокочистого титана (Ti), циркония (Zr), гафния (Hf), ниобия (Nb) и других металлов (так называемое иодидное рафинирование металлов). При иодидном рафинировании исходный металл с примесями переводят в форму летучих иодидов, а затем полученные иодиды разлагают на раскаленной тонкой нити. Нить изготовлена из заранее очищенного металла, который подвергают рафинированию. Ее температуру подбирают такой, чтобы на нити могло происходить разложение только иодида очищаемого металла, а остальные иодиды оставались в паровой фазе. Используют иод и в иодных лампах накаливания, имеющих вольфрамовую спираль и характеризующихся большим сроком службы. Как правило, в таких лампах пары иода находятся в среде тяжелого инертного газа ксенона (Xe) (лампы часто называют ксеноновыми) и реагируют с атомами вольфрама (W), испаряющимися с нагретой спирали. Образуется летучий в этих условиях иодид, который рано или поздно оказывается вновь вблизи спирали. Происходит немедленное разложение иодида, и освободившийся вольфрам (W) вновь оказывается на спирали. Иод применяют также в пищевых добавках, красителях, катализаторах, в фотографии, в аналитической химии.