Галогены: список элементов и химические свойства фтора, брома и йода, таблица менделеева

РАЗДЕЛ 2 НЕМЕТАЛЛИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ VIIAГРУППЫ

§ 23. Фтор. Бром. Йод

• Осознание содержания этого пункта позволяет:
• характеризовать и сравнивать свойства фтора, брома, йода и их соединений, практическое значение;
• составлять уравнения, схемы электронного баланса соответствующих химических реакций;
• определять экспериментально галогенід-ионы в растворах и йод.

Физические свойства. Простые вещества фтор, бром, йод, как и хлор, состоят из двухатомным молекул с ковалентным неполярным связью между атомами в твердом состоянии образуют молекулярные кристаллические решетки. Поэтому они летучие, плавятся и кипят при низких температурах (табл. 6).

Т а б л и ц а 6

Физические свойства галогенов

Вещество	Агрегатное состояние по н.в.	Цвет	Запах	Температура плавления, °С	Температура кипения, °С
Фтор F2	38	Газ	Светло-желтый	Резкий, раздражающий	-220	-188
Бром Br2	160	Жидкость	Темно-бурый	Резкий, вонючий	-7	+58
Йод И2	254	Твердая вещество	Серовато — черный с металлическим блеском	Резкий	+ 114	+186

Про летучесть галогенов свидетельствуют наличие запаха, возможность твердого йода при слабом нагревании, не плавясь, преобразовываться в пар фиолетового цвета с резким запахом. При охлаждении пара вновь осаждается в виде кристаллов (рис. 31).

Переход веществ при нагревании из твердого состояния в газуватий и наоборот, минуя жидкое, называется сублимацией.

Такое явление характерно еще для некоторых известных вам веществ с молекулярной решеткой, например углекислого газа, нафталену.

Рис. 31. Сублимация йода

Рис. 32. Йод (а), качественная реакция на йод с крахмалом (б), обнаружение крахмала в картофеле действием йодом (в)

С увеличением молекулярной массы галогенов их температуры плавления и кипения повышаются, возрастает густота, усиливается интенсивность окраски. Появление в йоде металлического блеска (рис. 32, а) соответствует закономерной усилению металлических свойств с увеличением атомного номера химических элементов одной группы периодической системы.

Бром и йод малорастворимые в воде, но хорошо растворяются в органических растворителях (спирт). Жидкость, которую называют в быту йодом, на самом деле является спиртовым раствором йода. Водные растворы брома и йода, как и хлора, называют соответственно бромной и йодной водой.

Их формулы — Br2 и I2, а цвет почти одинаковый — от слабкожовтого до темно-коричневого. Но йод легко распознать при помощи крахмала, с которым он образует продукт темно-синего цвета. Крахмал является реактивом на йод, а йод — реактивом на крахмал (рис. 32, б, в).

Фтор не образует фторної воды, поскольку реагирует с водой со взрывом.

Химические свойства фтора, брома, йода обусловлены способностью их атомов присоединять один электрон до завершения последнего электронного слоя и выявлять окислительная свойство:

Окислительная способность галогенов падает от фтора к йоду: Фтор — самый сильный, а йод — самый слабый окислитель среди галогенов, бром несколько уступает хлору.

Объясните причину ослабления окислительных свойств галогенов.

Взаимодействие с водородом. Фтор реагирует с водородом со взрывом. Хлор, как вы помните, взрывается с водородом только при освещении, а в темноте реакция не происходит. Для реакции водорода с бромом и йодом нужное нагрева:

Продуктами реакций являются соответственно флуороводень, или фтороводорода НF, бромоводень НВг, йодоводень НЕТ.

Рис. 33. Реакция алюминия с: а — бромом; б — йодом

Взаимодействие с металлами завершается образованием солей (вспомните происхождение названия «галогены»). Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании — даже с благородными металлами (золотом, серебром, платиной). Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.

Остальные галогенов реагирует с металлами при нагревании. Так, в парах брома горит алюминий (рис. 33, а). Йод окисляет металлы медленнее, однако в присутствии воды как катализатора реакции йода с порошками алюминия, магния, цинка очень бурные и сопровождаются появлением фиолетовой пары йода (рис. 33, б):

-Объясните причину появления пары йода.

Взаимодействие с водой. В этой реакции окислительная активность галогенов также закономерно уменьшается от фтора к йоду. Да, во фторе вода горит, хотя известно, что вода — негорючая вещество, ею тушат пожары. Продуктами реакции являются флуороводень и кислород:

Обратите внимание, Фтора вытесняет Кислород из молекулы воды. Это доказывает, что фтор более активный окислитель, чем кислород.

— Составлением схемы электронного баланса докажите правильность этого утверждения.

Реакция хлора с водой, как вам известно, происходит только на свету. Бром и йод с водой не реагируют.

Взаимодействие с солями галогенов. Об ослаблении окислительных и усиление восстановительных свойств галогенов свидетельствуют реакции, в которых галогены с меньшим атомным номером вытесняют галогены с большим атомным номером, а именно: Хлор вытесняет Бром и Иод, Бром — только Иод, а Иод не способен вытеснить ни Бром, ни Хлор:

— Почему нельзя проводить такую реакцию при наличии Фтора как в составе простого вещества, так и в составе флуориду?

Реакции между хлором и бромидами и іодидами применяют в промышленности для извлечения брома и йода.

Сравнительная характеристика галогеноводневих кислот. Как и хлороводень, все галогеноводні, растворяясь в воде, образуют кислоты: флуоридну НF (плавиковую, или фторидну), бромідну HBr, іодидну HI. Сила галогеноводневих кислот как электролитов увеличивается в ряду: НF < НСl < HBr < НЕТ. Сильнейшая из галогеноводневих кислот — іодидна, самая слабая — фторидна.

Большая прочность химической связи Н-F, чего фторидна кислота слабо диссоциирует в воде, обусловлена малым размером атома Фтора и соответственно малым расстоянием между ядрами Водорода и Фтора.

С увеличением атомного номера галогенов от F к i растет радиус их атомов, увеличивается расстояние между атомами галогена и Водорода, а поэтому уменьшается прочность связи между ними и соответственно усиливается способность к электролитической диссоциации.

— Составьте уравнения диссоциации іодидної и флуоридної кислот.

Соли рассмотренных галогеноводневих кислот называются соответственно флуоридами (фторидами), бромидами, іодидами. Почти все соли сильных бромідної и іодидної кислот, как и соляной, хорошо растворимые в воде. Среди практически нерастворимых в воде солей — галогениды Аргентуму(И): AgC1, AgBr, AgI.

Наоборот, аргентум флуорид является растворимой солью. Хлориды, бромиды, іодиди Аргентуму отличаются по цвету: аргентум хлорид — белого, аргентум бромид — светло-желтого; аргентум іодид — яскравожов — того цвета. Это используют для распознавания галогенід-ионов в растворе при помощи одного реактива — аргентум нитрата AgNO3.

Тетрафлуороетилен FC=CF2 может по — лімеризуватися, образуя політетрафлуороетилен (-CF2-CF2-)n, или тефлон. Этот материал устойчив к воздействию большинства химических реагентов, его применяют в химической промышленности, а также для изготовления бытовой посуды. Фтора входит в состав зубных паст, лекарств.

Плавиковую кислоту применяют для нанесения на стекло рисунков, поскольку она взаимодействует с силиция(ИV) оксидом стекла, то есть «плавит» его (отсюда ее название):

Для этого стекло покрывают тонким слоем парафина, наносят рисунок, а затем изделие погружают в раствор плавиковой кислоты. Под действием кислоты на стекле остается рисунок. Таким способом выдающийся литовский художник М. Чюрленис создал почти тридцать художественных произведений, хранящихся в музее его имени в Каунасе.

Бром незаменимый в производстве фотопленки. Фотографирование основано на разложении аргентум бромида под действием света по уравнению реакции:

Черное изображение на проявленной фотопленке образуют мельчайшие частицы металлического серебра. Натрий бромид применяют как средство, успокаивающее нервную систему.

Главным потребителем иода являются фармацевтическая и химическая промышленность. Его 5 — 10 %-ный спиртовой раствор (йодная настойка) используют для обработки ран.

Современным направлением применения галогенов является использование их в энергосберегающих лампах.

В колбу лампы, кроме инертных газов (аргона и азота), добавляют пары галогенов — йода или брома, что вдвое повышает ее эффективность и в четыре раза долговечность.

Широкое применение соединений галогенов, а именно флуоро-, бромо-, хлорофреонів, сопровождается предупреждением ученых о возможности их негативного влияния на озоновый слой Земли.

Коротко о главном

Простые вещества фтор, бром, йод являются типичными неметаллами. Молекулярная кристаллическая решетка галогенов предопределяет их летучесть, низкие температуры плавления и кипения. С увеличением молекулярной массы галогенов закономерно меняется их агрегатное состояние: от газуватого фтора до твердого йода. Йод способен к сублимации.

Как окислители фтор, бром, йод взаимодействуют с металлами, водородом. В ряду F2, С12, Вг2, И2 окислительная способность галогенов уменьшается, в результате чего галогены с меньшим атомным номером вытесняют из солей галогены с большим атомным номером.

Водные растворы галогеноводородов являются кислотами, сила которых усиливается от флуоридної к іодидної кислоты. Бромідна и іодидна кислоты, как и хлоридная, являются сильными кислотами, флуоридна — слабой.

Галогены и их соединения широко применяют в производстве современных материалов: полимеров, хладагентов, фотоматериалов, энергосберегающих приборов.

Источник: http://schooled.ru/textbook/chemistry/10klas/25.html

Подгруппа VII a. Галогены

Галогены (от греч. halos — соль и genes — образующий) — элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

• Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня — nS2nP5.
• 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.

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Энергия ионизации, эв	17,42	12,97	11,84	10,45	~9,2
Относительная электроотрицательность (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	-1, +1, +3 +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	–

1. Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
2. С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
3. Получение
4. Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия KHF2 (разлагается лишь HF):
5. 2HF → H2 + F2
6. Анод:  2F— — 2ē → F2
7. В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия:
8. 2NaCl + 2Н2О → Н2↑ + 2NaОН + Сl2↑
9. В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту:
10. МnО2 + 4НСl → МnСl2 + Сl2↑ + 2Н2О
11. 2KMnO4 + 16HCl →2MnCl2 + 5Cl2­ + 2KCl + 8H2O
12. K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O
13. Аналогично получают бром и иод, окисляя НВr, НI или их соли:
14. 6КВr + К2Сr2О7 +7Н2SО4 → ЗВr2 + Сr2(SО4)3 + 4К2SО4 + 7Н2О.
15. Химические свойства F2
16. Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду.
17. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты:
18. 2Аl + 3F2 → 2АlF3
19. 2Fе + 3F2 → 2FеF3
20. Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические:
21. Н2 + F2 → 2НF (со взрывом)
22. Si + 2F2 → SiF4(г)
23. При нагревании фтор окисляет все другие галогены (их степень окисления  +1):
24. Cl2 + F2 → 2ClF
25. При облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:
26. Хе + F2 → ХеF2
27. Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично:
28. 3F2 + ЗН2О → F2О↑ + 4НF + Н2О2 (со взрывом)
29. Химические свойства Сl2
30. Свободный хлор реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов:
31. 2Аl + ЗСl2 → 2АlСl3(кр)
32. 2Fе + ЗСl2 → 2FeСl3(кр)
33. Si + 2Сl2 → SiCl4(ж)
34. Н2 + Сl2 → 2НСl(г)
35. Реакция замещения и присоединения с углеводородами:
36. СН3-СН3 + Сl2 → СН3-СН2Сl + НСl,
37. СН2=СН2 + Сl2 → СН2Cl — СН2Сl.
38. Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:
39. Сl2 + 2НВr → 2НСl + Вr2,
40. Сl2 + 2НI → 2НСl + I2,
41. Сl2 + 2КВr → 2КСl + Вr2
42. Обратимо реагирует с водой:
43. Сl2 + Н2О↔ НСl + НСlO (хлорная  вода)
44. С щелочами:
45. Сl2 + 2NаОН → NаСl + NаСlO + Н2О (на холоде),
46. ЗСl2 + 6КОН → 5КСl + КClO3 + ЗН2О (при нагревании).
47. Химические свойства Br2
48. По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом.  Взаимодействует со многими простыми веществами:
49. 2Аl + ЗВr2 → 2АlВr3(кр)
50. Si +2Вr2 → SiBr4(ж)
51. Н2 + Вr2 → 2НВr(г)
52. Бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду»:
53. Br2 + H2O = HBr + HBrO
54. При растворении в растворах щелочей на холоду происходит образование бромида и гипобромита
55. 2NaOH + Br2 =NaBr + NaBrO + H2O
56. При повышенных температурах (около 100°С) — бромида и бромата:
57. 6NaOH + 3Br2 = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O.
58. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:
    Br2+ 2KI = I2+ 2KBr.

С органическими веществами, имеющими двойную или тройную связь. Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на непредельное соединение:
C2H4 + Br2 = C2H4Br2.

Химические свойства I2

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании.

• Взаимодействие же йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:
• Н2 + I2 ↔2НI
• Йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».
• Но йод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:
• I2 + I− → I−3.
• Образующийся раствор называется раствором Люголя.
• Сероводород H2S, тиосульфат натрия Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до I— :
• I2 + H2S = S + 2HI
• Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO3— :
• 5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3 + 10НСl
• Адсорбируясь на крахмале, йод окрашивает его в темно-синий цвет- качественная реакция на йод.

Таким образом, химиче­ская активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к йоду. Каждый галоген в ряду F — I может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, т.е. каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов.

Источник: http://himege.ru/podgruppa-vii-a-galogeny/

Химические свойства галогенов | Дистанционные уроки

• или подгруппа фтора
• Фтор, хлор, бром, йод и астат 
• Общее электронное строение:
• nS2 np5
• 
• И, как всегда, все не так просто, как хотелось бы…

Как уже было замечено в предыдущих лекциях (подгруппа кислорода) у первого элемента — F (фтора) все соответствует общей формуле — на внешнем уровне 7 электронов. А вот у хлора (Cl)  — элемента 3-го периода появляется свободная d-орбиталь и возможность распаривать на нее электроны.

Благодаря этой возможности — распаривать электроны p-подуровня на d-подуровень, для всех элементов кроме фтора (!!!) возможны степени окисления +1, +3, +5 и +7.

Итак, выводы:

1. Валентность элементов:
   • валентность фтора = 1,
   • валентность хлора и остальных галогенов — 1,3,5 и 7
2. Степени окисления: 
   • степень окисления фтора = -1 — типичный неметалл, самый сильный неметалл — просто КОРОЛЬ неметаллов — самый верхний в группе и самый левый в периоде.;
   • степень окисления хлора и остальных  галогенов = -1 (минимальная степень окисления), +1 , +3, +5 и +7 (максимальная степень окисления)   в минимальной с.о. элементы будут проявлять восстановительные свойства, в максимальной — окислительные.
3. Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно,  электроны все слабее притягиваются к ядру атома, следовательно, сверху вниз металлические свойства увеличиваются.
4. Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства.

Физические свойства галогенов

• Фтор — F2 — светло-желтый газ;
• Хлор Cl2 — желто-зеленый газ;
• Бром — Br2 — бурая жидкость;
• Йод — J2 — темно-фиолетовые кристаллы, металлический блеск.

Химические свойства галогенов

Фтор — самый активный неметалл, нет веществ, с которыми он не вступал бы в реакции, он НИКОГДА не проявляет положительные степени окисления. Это КОРОЛЬ неметаллов.

1. 1. Взаимодействие с водородом: 
2. F2 + H2 = 2HF  — плавиковая кислота
3.  2. Взаимодействие с металлами:
4. F2 + 2Li = 2LiF   — фторид лития (галогениды)
5. 3. Взаимодействие с неметаллами:

F2 + O2 = OF2 (кислород здесь проявляет с.о. +2)

• 4.Окислительный свойства:
• Сl2 + H2S = S + 2HCl
• 5. Взаимодействие с водой: 
• раствор HF — плавиковая кислота
  Cl2 + H2O  ↔  HCl + HClO  — оксокислоты хлора
• Не смотря на то, что эти реакции написаны для фтора и хлора, естественно, они применимы и к брому, и к йоду (кроме взаимодействия с кислородом — там придется элементы поменять местами).
• Как и во всех других группах, химические свойства соединений галогенов подчиняются законам периодичности:

• сверху вниз в подгруппе восстановительные свойства усиливаются.
• сила кислот сверху вниз увеличивается
• с увеличением степени окисления элемента в оксосоединениях усиливаются окислительные свойства.

Отдельно мы разберем Кислоты хлора — их немало, и их названия, а тем более называния солей, желательно знать наизусть

Тест «Галогены»

1. 4. Степени окисления хлора в соединениях: Cl2, HClO4, HCl и HClO равны соответственно:
2. 0, +7, -1, +1
3. 0, +5, -1, +1
4. 0, -1, -1, +1
5. +1 и -1, +7, -1, 0

Обсуждение: «Химические свойства галогенов»

(Правила комментирования)

Источник: https://distant-lessons.ru/ximiya/podgruppa-ftora

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s1. С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов.

Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов.

Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.

с неметаллами

• Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!
• Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.
• При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

1. В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal2.

F2	Светло-желтый газ с резким раздражающим запахом
Cl2	Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом
Br2	Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом
I2	Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns2np5, где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген.

Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике.

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ.

Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены.

К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

• При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:
• Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:
• Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

1. Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5).

   При этом происходит образование пентафторида фосфора:

2. При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:
3. При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.
4. Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

• Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:
• Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

1. Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода:
2. Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

• Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

1. а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/himicheskie-svojstva-vodoroda-i-galogenov

Урок №65. Сравнительная характеристика галогенов — ХиМуЛя.com

Галогены (от
греч. halos — соль и genes —
образующий) — элементы главной подгруппы VIIгруппы периодической системы: фтор,
хлор, бром, йод, астат.

• В свободном
  состоянии галогены образуют вещества, состоящие из двухатомных молекул F2,
  Cl2, Br2, I2.
• НАХОЖДЕНИЕ 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, Na2AlF6 — криолит, Ca5F(PO4)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 электроотрицательность (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.
• 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 
• Химические свойства
• Рассмотрим
  свойства галогенов на примере хлора:

1.Взаимодействие с металлами	2K + Cl2→2KCl     опытMg + Cl2→MgCl2
2.Реакции с неметаллами	H2 + Cl2 → 2HCl
3.Взаимодействие со щелочами на холоду	2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O
4.Взаимодействие со щелочами при нагревании	6NaOH + 3Cl2 → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
5.Вытеснение менее активных галогенов из галогенидов	2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
6. С водой	H2O + Cl2 ↔ HCl + HClO (хлорная вода)

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	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	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.

1. Фтор
2. Хлор
3. Бром
4. Пары йода

Тренажёр 1 —
Характеристика фтора по положению в Периодической системе элементов Д. И.
Менделеева

Тренажёр 2 —
Характеристика хлора по положению в Периодической системе элементов Д. И.
Менделеева

• Тренажёр 3 — Физические
  свойства галогенов
• Тренажёр 4 — Химические
  свойства галогенов
• Тренажёр 5 — Получение
  галогенов
• Биологическое значение
  галогенов
• Применение фтора, брома,
  йода и их соединений
• Применение хлора и его
  соединений

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/8-klass/urok-no65-sravnitelnaa-harakteristika-galogenov

Физические и химические свойства галогенов

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns2np5. Поскольку, до завершения энергетического уровня галогенам не хватает всего 1-го электрона, в ОВР они чаще всего проявляют свойства окислителей.

Степени окисления галогенов: от «-1» до «+7». Единственный элемент группы галогенов – фтор – проявляет только одну степень окисления «-1» и является самым электроотрицательным элементом.

Молекулы галогенов двухатомны: F2, Cl2, Br2, I2.

Химические свойства галогенов

С ростом заряда ядра атома химического элемента, т.е. при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов снижается, что подтверждается способностью вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:

Br2 + 2HI = I2 + 2HBr;

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl.

Наибольшей химической активностью обладает фтор. Большинство химических элементов даже при комнатной температуре взаимодействует с фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:

2H2O + 2F2 = 4HF + O2↑.

Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подобно фтору:

• 2Fe + Cl2 = 2FeCl3;
• 2P + 5Cl2 = 2PCl5.
• При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:
• Cl2 + H2O↔HCl +HClO.
• Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.
• При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:
• Cl2 + Ca(OH)2 = Ca(Cl)OCl + H2O.
• При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:
• 3Cl2 + 6KOH = 5KCl +KClO3+3H2O.
• Бром, как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод в воде практически нерастворим.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.

Физические свойства галогенов

При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние.

Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорошо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е.

переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.

Получение галогенов

1. Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов:
2. MgCl2 = Mg + Cl2 (расплав).
3. Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:
4. MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ +2H2O;
5. K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2KCl +2CrCl3 +7H2O;
6. 2KMnO4 +16HCl = 2MnCl2 +5Cl2↑ +8H2O +2KCl.

Применение галогенов

Галогены используют в качестве сырья для получения различных продуктов. Так, фтор и хлор используют для синтеза различных полимерных материалов, хлор также является сырьем при производстве соляной кислоты. Бром и йод нашли широкое применение в медицине, бром также используется лакокрасочной промышленности.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/svojstva-po-ximii/fizicheskie-i-ximicheskie-svojstva-galogenov/