Галогены физические и химические свойства соединения применения. Строение и химические свойства галогенов и их соединений. Хлор. Хлороводород и соляная кислота
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов
Символ элемента | |||||
Порядковый номер | |||||
Строение внешнего электронного слоя |
2s 2 2p 5 |
3s 2 3p 5 |
4s 2 4p 5 |
5s 2 5p 5 |
6s 2 6p 5 |
Энергия ионизации, эв |
17,42 |
12,97 |
11,84 |
10,45 |
~9,2 |
Сродство атома к электрону, эв |
3,45 |
3,61 |
3,37 |
3,08 |
~2,8 |
Относительная электроотрицательность (ЭО) |
~2,2 |
||||
Радиус атома, нм |
0,064 |
0,099 |
0,114 |
0,133 |
|
Межъядерное расстояние в молекуле Э 2 , нм |
0,142 |
0,199 |
0,228 |
0,267 |
|
Энергия связи в молекуле Э 2 (25°С), кДж/моль | |||||
Степени окисления |
1, +1, +3, |
1, +1, +4, |
1, +1, +3, |
||
Агрегатное состояние |
Бледно-зел. |
Зел-желт. |
Бурая |
Темн-фиол. |
Черные |
t°пл.(°С) | |||||
t°кип.(°С) | |||||
r (г * см -3 ) |
1,51 |
1,57 |
3,14 |
4,93 |
|
Растворимость в воде (г / 100 г воды) |
реагирует |
2,5: 1 |
0,02 |
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) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)
ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.
Физические свойства
Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.
Получение
Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:
Химические свойства
F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:
1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF
Фтористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;
Получение
CaF2 + H2SO4(конц.) ® CaSO4 + 2HF
Химические свойства
1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):
HF « H+ + F-
Соли плавиковой кислоты - фториды
2) Плавиковая кислота растворяет стекло:
SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O
SiF4 + 2HF ® H2 гексафторкремниевая кислота
ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.
Физические свойства
Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.
Получение
Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:
MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
электролиз раствора NaCl (промышленный способ):
2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH
Химические свойства
Хлор - сильный окислитель.
1) Реакции с металлами:
2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
2) Реакции с неметаллами:
H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ
3) Реакция с водой:
Cl2 + H2O « HCl + HClO
4) Реакции со щелочами:
Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O
5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2
Соединения хлора
Хлористый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.
Получение
1) Синтетический способ (промышленный):
H2 + Cl2 ® 2HCl
2) Гидросульфатный способ (лабораторный):
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl
Химические свойства
1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:
HCl « H+ + Cl-
2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:
2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2
3) с оксидами металлов:
MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:
HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl
5) с солями:
CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3
Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3
Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).
Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl
Физические свойства
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
Получение
Cl2 + H2O « HCl + HClO
Химические свойства
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
1) Разлагается, выделяя атомарный кислород
HClO –на свету® HCl + O
2) Со щелочами дает соли - гипохлориты
HClO + KOH ® KClO + H2O
2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O
Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O
Физические свойства
Существует только в водных растворах.
Получение
Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2
Химические свойства
HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:
HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O
2) Неустойчива, при хранении разлагается
4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Хлорноватая кислота HCl+5O3
Физические свойства
Устойчива только в водных растворах.
Получение
Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯
Химические свойства
HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:
6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O
KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:
3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:
4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат® 2KCl + 3O2
Хлорная кислота HCl+7O4
Физические свойства
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.
Получение
KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4
Химические свойства
HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.
HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O
2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2
БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
Физические свойства
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.
Получение
Окисление ионов Br - сильными окислителями:
MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2
Химические свойства
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.
1) Реагирует с металлами:
2Al + 3Br2 ® 2AlBr3
2) Реагирует с неметаллами:
H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5
3) Реагирует с водой и щелочами:
Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O
4) Реагирует с сильными восстановителями:
Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr
Бромистый водород HBr
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
Получение
2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr
PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr
Химические свойства
Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:
1) Диссоциация:
HBr « H+ + Br -
2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:
Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2
3) с оксидами металлов:
CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:
NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br
5) с солями:
MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3
Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.
6) HBr - сильный восстановитель:
2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.
Физические свойства
Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см3; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).
Получение
Окисление ионов I- сильными окислителями:
Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Химические свойства
1) c металлами:
2Al + 3I2 ® 2AlI3
2) c водородом:
3) с сильными восстановителями:
I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI
4) со щелочами:
3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O
Иодистый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.
Получение
I2 + H2S ® S + 2HI
2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI
Химические свойства
1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:
HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O
Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)
2) HI - очень сильный восстановитель:
2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
3) Идентификация анионов I- в растворе:
NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3
Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.
Кислородные кислоты йода
Йодноватая кислота HI+5O3
Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.
Получают:
3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O
HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.
Йодная кислота H5I+7O6
Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.
Из учебника химии многие знают, что к галогенам относятся химические элементы периодической системы Менделеева из 17 группы в таблице.
С греческого переводится как рождение, происхождение. Практически все они высокоактивны, благодаря чему бурно реагируют с простыми веществами за исключением нескольких неметаллов. Что же такое галогены и каковы их свойства?
Вконтакте
Перечень галогенов
Галогены являются хорошими окислителями, по этой причине в природе их можно встретить только в каких-либо соединениях. Чем выше порядковый номер, тем химическая активность элементов этой группы меньше. К группе галогенов относятся нижеперечисленные элементы:
- хлор (Cl);
- фтор (F);
- иод (I);
- бром (Br);
- астат (At).
Последний разработан в институте ядерных исследований, который расположен в городе Дубна. Фтор относится к ядовитым газам бледно-жёлтого цвета. Хлор также ядовит. Это газ, имеющий довольно резкий и неприятный запах светло-зелёного цвета. Бром имеет красно-бурый окрас, это ядовитая жидкость, которая может даже поражать обоняние. Он очень летуч, поэтому его хранят в ампулах. Йод — кристаллическое легко возгоняющееся вещество тёмно-фиолетового цвета. Астат радиоактивен, цвет кристаллов: чёрный с синевой, период полураспада составляет 8,1 часа.
Высокая активность окисления галогенов падает от фтора к иоду. Самым активным из собратьев является фтор, который имеет свойство вступать в реакцию с любыми металлами, образуя соли , некоторые из них при этом самовоспламеняются, при этом выделяется огромное количество тепла. Без нагрева этот элемент реагирует почти со всеми неметаллами , реакции сопровождаются выделением некоторого количества теплоты (экзотермические).
С инертными газами фтор вступает во взаимодействие, при этом облучаясь (Хе + F 2 = XeF 2 + 152 кДж). Нагреваясь, фтор влияет на другие галогены, окисляя их. Имеет место формула: Hal 2 + F 2 = 2НalF, где Hal = Cl, Br, I, At, в случае, когда HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны + 1.
Со сложными веществами фтор также взаимодействует довольно энергично. Следствием является окисление воды. При этом происходит взрывная реакция, которая коротко записывается формулой: 3F 2 + ЗН 2 О = OF 2 + 4HF + Н 2 О 2.
Хлор
Активность свободного хлора несколько меньше, в сравнении со фтором, но он также имеет хорошую способность вступать в реакцию. Это может происходить при взаимодействии со многими простыми веществами, за редким исключением в виде кислорода, азота, инертных газов. Он может бурно реагировать со сложными веществами , создавая реакции замещения, свойство присоединения углеводородов — это тоже присуще хлору. При нагреве происходит вытеснение брома или йода из соединений с водородом или металлами.
Своеобразные отношения у этого элемента с водородом. При комнатной температуре и без попадания света, хлор никак не реагирует на этот газ, но стоит его лишь нагреть или направить свет, произойдёт взрывная цепная реакция. Формула приведена ниже:
Cl 2 + h ν → 2Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н, Н + Cl 2 → HCl + Cl , Cl + Н 2 → HCl + Н и т. д.
Фотоны, возбуждаясь, вызывают разложение на атомы молекул Cl 2, при этом возникает цепная реакция, вызывая появление новых частиц, которые инициируют начало следующей стадии. В истории химии это явление было исследовано. Русский химик и лауреат Нобелевской премии Семёнов Н.Н. в 1956 году занимался изучением цепной фотохимической реакции и внёс тем самым большой вклад в науку.
Хлор реагирует со многими сложными веществами, это реакции замещения и присоединения. Он хорошо растворяется в воде.
Cl 2 + Н 2 О = HCl + HClO - 25 кДж.
Со щелочами при нагреве хлор может диспропорционировать .
Бром, йод и астат
Химическая активность брома чуть меньше, чем у вышеназванных фтора или хлора, однако она тоже довольно велика. Бром часто применяют в жидком виде. Он, как и хлор, очень хорошо растворяется в воде. Происходит частичная реакция с ней, позволяющая получать «бромную воду».
Химическая активность йода заметно отличается от остальных представителей этого ряда. Он почти не взаимодействует с неметаллами, а с металлами реакция идёт очень медленно и только при нагреве . При этом происходит большое поглощение тепла (эндотермическая реакция), которая сильно обратима. К тому же йод нельзя никаким образом растворить в воде , этого не достичь даже при нагреве, поэтому в природе не бывает «йодной воды». Йод можно растворить только в растворе йодида. При этом образуются комплексные анионы . В медицине такое соединение называется раствором Люголя.
Астат реагирует с металлами и водородом. В ряду галогенов химическая активность уменьшается по направлению от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At способен вытеснять последующие элементы из соединений с металлами или водородом. Астат — самый пассивный среди этих элементов. Но ему присуще взаимодействие с металлами.
Применение
Химия прочно входит в нашу жизнь, внедряясь во все сферы. Человек научился применять галогены, а также его соединения на своё благо. Биологическое значение галогенов неоспоримо. Области применения их различны:
- медицина;
- фармакология;
- производство различных пластмасс, красителей и т. д.;
- сельское хозяйство.
Из природного соединение криолита, химическая формула которого выглядит следующим образом: Na3AlF6, получают алюминий . Соединения фтора нашли широкое распространение при производстве зубных паст . Фтор, как известно, служит для профилактики кариеса. Спиртовую настойку йода применяют для дезинфекции и обеззараживания ран .
Наиболее широкое применение в нашей жизни нашёл хлор. Область его применения довольно многообразна. Примеры использования:
- Производство пластмасс.
- Получение соляной кислоты.
- Производство синтетического волокна, растворителей, каучуков и др.
- Отбеливание тканей (льняных и хлопчатобумажных), бумаги.
- Обеззараживание питьевой воды. Но всё чаще для этой цели используется озон, так как применение хлора вредно для организма человека.
- Дезинфекция помещений
Нужно помнить, что галогены — очень токсичные вещества. Особенно ярко это свойство выражено у фтора. Галогены могут оказывать удушающее и воздействие на органы дыхания и поражать биологические ткани.
Огромную опасность могут иметь пары хлора, а также аэрозоль фтора, имеющий слабый запах, он может ощутиться при большой концентрации. Человек может получить эффект удушья. При работе с такими соединениями нужно соблюдать меры предосторожности.
Методы производства галогенов сложные и многообразные. В промышленности к этому подходят с определёнными требованиями, соблюдение которых неукоснительно соблюдаются.
Галогены – так обозначаются элементы химической таблицы Менделеева, расположенные в семнадцатой группе. Особенность в том, что они вступают в реакцию почти что со всеми веществами простого типа, исключая лишь определенные неметаллы. Так как они выступают в роли энергетических окислителей, в природе они смешиваются с другими веществами. Химическая активность галогенов напрямую зависит от порядкового номера.
Общие сведения о галогенах
Галогенами называют данные элементы: фтор, хлор, бром, йод и астат. Все они относятся к ярко выраженным неметаллам. Только лишь в йоде можно при определенных обстоятельствах обнаружить свойства, приписываемые металлам.
Изначально был использован термин «галоген» в 1811 году немецким ученым И. Швейггером, который дословно с греческого переводится как «солерод».
Будучи в основном состоянии электронная конфигурация атомов галогенов следующая – ns 2 np 5, где буквой n отмечается главное квантовое число или период. Если сравнить атом хлора с остальными галогенами, будет заметно, что его электроны слабо экранированы от ядра, из-за чего тот характеризуется высокой удельной электронной плотностью и меньшим радиусом, а также имеет большие значения энергии ионизации и электроотрицательности.
Фтор (F) – элемент, доступный в виде солей, которые рассеяны по разным горным породам. Наиболее важное соединение – минерал флюорит и плавиковый шпат. Также небезызвестен минерал криолит.
Хлор (Cl) – является наиболее распространенным галогеном. Его важнейшим природным соединением считается хлорид натрия, который применяется в качестве основного сырья, если нужно получить другие хлористые соединения. Хлорид натрия в большей массе распространен в водах морей и океанов, но встретить его можно и в некоторых озерах. Отыскать данный галоген можно и в твердом виде, так называемой каменной соли.
Бром (Br) – в условиях природы имеет вид солей натрия и калия в паре с хлористыми солями. Как правило, встречается в соленых озерах и морях.
Йод (J) – химический элемент, который также нередко встречается в морской воде, но в очень малых количествах, поэтому выделение его из влаги – процедура достаточно затруднительная. Заметим, что существует определенный вид морских водорослей – ламинарии, в их тканях происходит накопление йода. Из золы этих водорослей и добывается йод. Встретить йод можно и в буровых водах, пролегающих под землей.
Астат (At) – практически не встречаемый в условиях природы химический элемент. Чтобы его добыть, искусственно осуществляются ядерные реакции. У астата имеется самый долгоживущий изотоп, период полураспада которого составляет 8.3 часа.
Химические особенности галогенов
Задавая вопрос, галогены – что это такое, следует ответить, что это все элементы Менделеевской таблицы, где у каждого есть свой собственный показатель химической активности. При рассмотрении последней у фтора следует отметить, что она максимально высокая. Академик А.Е. Ферсман называет фтор всесъедающим. Так, если взять комнатную температуру, то в атмосфере фтора будут сгорать железо, свинец и щелочные металлы.
Важно! Фтор не оказывает никакого воздействия на определенные металлы (медь, никель), на поверхности которых образуется защитный слой в виде фторида. Но если нагреть фтор, реакция начнет появляться.
Отметим реакцию фтора на многие неметаллы, среди которых водород, йод, углерод, бор и другие. В условиях холода образуются соответствующие соединения, которые способны привести к взрыву или образованию пламени. Фтор не способен реагировать лишь на кислород, азот и углерод (последний должен быть в виде алмаза).
Очень энергичная реакция замечена на сложные вещества. В атмосфере фтора сгорают даже довольно стойкие вещества в виде стекла (вата) и водяного пара. Следует заметить, что фтор нельзя растворить в воде, так как он способен ее энергично растворять.
Обратите внимание! Фтор является самым сильным окислителем.
Каждые галогенные соединения имеют свои особенности, так, у хлора также заметна высокая химическая активность, хоть и уступающая фтору. Данный элемент способен оказывать действие на все простые вещества, исключая лишь кислород, азот и благородные газы. В условиях высокой температуры следующие неметаллы: фосфор, мышьяк, кремний и сурьма, вступая в реакцию с хлором, выделяют большое количество тепла. В условиях комнатной температуры и без света хлор почти что не оказывает воздействия на водород, но если его нагреть или добавить яркий солнечный свет, реакция способна привести к взрыву.
Реакция хлора на воду следующая: образуется соляная и хлорноватистая кислота. Если в хлор внести фосфор, то последний загорится, в результате чего образуется трех,- и пятихлористый фосфор.
Чтобы получить хлор, необходимо осуществить электролиз концентрированных водных растворов NaCl. Со стороны угольного анода начнет выделяться хлор, а на катоде – водород. Используя хлор, получают хлористый водород и соляную кислоту, которая применяется с целью отбеливания бумаги и тканей и, если требуется обеззаразить питьевую воду.
Галогенные соединения с бромом имеют более низкую химическую активность, нежели с хлором. Бром с водородом соединяются лишь в условиях нагревания. Для получения брома необходимо окислить HBr. В промышленных условиях используются бромиды и хлористый раствор. На территории России основной источник брома – подземные буровые воды и насыщенные растворы определенных соляных озер.
У йода еще меньший показатель химической активности, которую имеют другие галогенные соединения. Несмотря на меньшую активность, данный элемент также способен вступать в реакцию со многими неметаллами в обычных условиях, в результате чего образуются соли (если обратить внимание, то слово «галоген» исходит от слов «рождение соли»).
Для реакции йода с водородом требуется довольно сильное нагревание. Сама реакция неполная, так как жидкий водород начинает разлагаться.
Сравнивая галогенные соединения, отмечается, что их активность становится меньше от фтора к астату. Особенность галогенов в том, что они вступают в реакцию со многими простыми веществами. В случае с металлами наблюдается быстрая реакция, при которой выделяется большое количество тепла.
Особенности добычи и использования галогенов
В естественных условиях галогены – анионы, поэтому для получения свободных галогенов применяется метод окисления электролизом или с использованием окислителей. К примеру, чтобы получить хлор, необходимо сделать гидролиз раствора поваренной соли. Галогенные соединения используются во многих отраслях:
- Фтор. Несмотря на большую реактивность, данный химический элемент находит частое применение в промышленности. К примеру, фтор – ключевой элемент тефлона и прочих фторполимеров. Также в виде органических химических веществ представим хлорфторуглероды, ранее используемые как хладагенты и пропелленты в аэрозолях. Впоследствии их прекратили применять, так как была вероятность, что они воздействуют на окружающую среду. Фтор часто встречается в составе зубной пасты, направленный на сохранение целостности зубов. Также данный галоген можно застать в глине, где он актуален для производства керамики;
- Хлор. Наиболее частое использование хлора – дезинфекция питьевой воды и бассейнов. А такое соединение, как гипохлорит натрия, – основной компонент отбеливателя. Промышленные структуры и лаборатории не обходятся без применения соляной кислоты. В состав поливинилхлорида также входит фтор, как и в другие полимеры, при помощи которых осуществляется изоляция труб, проводки и прочих коммуникаций. Нашлось хлору применение и в фармацевтике, где на его основе производятся лекарства, при помощи которых лечатся инфекции, аллергии и диабет. Как было отмечено выше, хлор хорошо дезинфицирует, поэтому с его помощью стерилизуется больничное оборудование;
- Бром. Главная особенность данного химического элемента в том, что он негорюч. По этой причине он успешно используется для подавления горения. Бром в составе с другими элементами в одно время шел для производства специальных средств для огорода, благодаря которым гибли все бактерии. Но со временем средство запретили с предлогом, что последнее оказывает негативное воздействие на озоновый слой планеты. Также бром актуален в таких сферах: производство бензина, изготовление фотопленки, огнетушителей и некоторых лекарств;
- Йод. Важный химический элемент, от которого зависит правильное функционирование щитовидной железы. Из-за нехватки йода в организме последняя может даже начать увеличиваться в размерах. Йод себя отлично зарекомендовал как антисептическое средство. Йод встречается в растворах, при помощи которых очищают раны;
- Астат. Данный галоген является не только редкоземельным, но и радиоактивным, по этой причине не находит особенного применения.
Галогены и их физические свойства
Наличие тех или иных химических и физических свойств напрямую зависит от строения атома элемента. По большей части, у всех галогенов схожие свойства, но все же имеются определенные особенности:
- Фтор. Элемент в виде светло-зеленого газа с ядовитыми свойствами;
- Хлор. Желто-зеленый газ, также ядовитый, с резким, удушливым и неприятным запахом. Элемент способен легко растворяться в воде, из-за чего образуется хлорная вода;
- Бром. Выступает в качестве единственного жидкого неметалла. Это тяжелый элемент, выполненный в красно-буром цвете. Если поместить бром в какой-либо сосуд, стенки последнего окрасятся в красно-бурый цвет, выделяемый с парами галогена. Запах брома тяжелый и неприятный. Для хранения брома используются специальные склянки, имеющие притертые пробки и колпаки. Важно заметить, что последние не должны быть сделаны из резины, так как элемент способен легко разъесть этот материал;
- Йод. Темно-серое кристаллическое вещество, в парах имеющее фиолетовый цвет. Обычные условия не дают возможность привести йод в состояние плавления, а тем более кипения, так как даже слабое нагревание элемента приводит к его возгонке: когда он из твердого переходит в газообразное состояние. Этим свойством обладает не только йод, но и некоторые другие вещества. Это свойство пригодилось при очистке веществ от примесей. Йод – один из тех элементов, которые плохо растворяются в воде. Последняя получает светло-желтый цвет. Особенно хорошо йод способен растворяться в спирте, в результате чего начали делать 5-10% йодный раствор, называемый йодной настойкой.
Галогенные соединения и их роль в организме человека
При выборе зубной пасты многие обращают внимание на состав: есть ли в нем фтор. Данный компонент добавляется не просто так, ведь именно он способствует построению зубной эмали и костей, а также способен сделать зубы более стойкими к кариесу. Процессы обмена веществ также не обходятся без помощи фтора.
В организме человека немаловажное значение играет также хлор, активно участвующий в сохранении водно-солевого баланса, а также поддерживающий осмотическое давление. Благодаря хлору, эффективнее функционирует обмен веществ, построение тканей. Лучшему пищеварению способствует именно соляная кислота, без которой невозможно было бы переваривать пищу.
Хлор обязателен для человеческого организма и должен поступать в него в определенных количествах. Если пренебрегать нормой поступления элемента в организм, можно столкнуться с отеками, головными болями и прочими неприятными ощущениями.
Бром в небольших количествах находится в мозге, почках, крови и печени. В медицине бром – отличное средство успокоительного типа. Однако его необходимо давать в строгих пропорциях, так как последствия у передозировки не лучшие: угнетенное состояние нервной системы.
Йод строго необходим щитовидной железе, помогая последней активно бороться с поступающими в организм бактериями. Если в организме человека недостаточно йода, может начаться заболевание щитовидной железы.
В качестве вывода отметим, что галогены необходимы не только для реализации многих повседневных вещей, но и для эффективного функционирования нашего организма. Данные химические элементы имеют определенные особенности, которые находят свое применение в различных отраслях человеческой жизнедеятельности.
Видео
Галогены фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I являются элементами группы VILA. Электронная конфигурация валентной оболочки атомов галогенов в основном состоянии ns 2 np 5 . Наличие пяти электронов на внешней р-орбитали, в том числе одного неспаренного, является причиной высокого сродства галогенов к электрону. Присоединение электрона приводит к образованию галогенид-анионов (F-, С1-, Вг-, I-) с устойчивой 8-электронной оболочкой ближайшего благородного газа. Галогены - ярко выраженные неметаллы.
Самый электроотрицательный элемент фтор имеет в соединениях только одну степень окисления - 1, так как всегда является акцептором электронов. Другие галогены в соединениях могут иметь степень окисления от -1 до +7. Положительные степени окисления галогенов вызваны переходом их валентных электронов на свободные d-орбитали внешнего уровня (разд. 2.1.3) при образовании связей с более электроотрицательными элементами.
Молекулы галогенов двухатомные: F 2 , С1 2 , Вг 2 , I 2 . При стандартных условиях фтор и хлор - газы, бром - летучая жидкость (Tкип = 59 °С), а иод - твердый, но он легко возгоняется (переходит в газообразное состояние, минуя жидкое).
Окислительно-восстановительные свойства. Галогены являются сильными окислителями, вступая во взаимодействие почти со всеми металлами и многими неметаллами:
Особенно высокую химическую активность проявляет фтор, который при нагревании реагирует даже с благородными газами ксеноном, криптоном и радоном:
Химическая активность галогенов уменьшается от фтора к иоду, так как с увеличением радиуса атома способность галогенов присоединять электроны уменьшается:
Более активный галоген всегда вытесняет менее активный из его соединений с металлами. Так, фтор вытесняет все другие галогены из их галогенидов, а бром - только иод из иодидов:
Различная окислительная способность галогенов проявляется и в их действии на организм. Газообразные хлор и фтор из-за очень сильных окислительных свойств являются мощными отравляющими веществами, вызывающими тяжелые поражения легких и слизистых оболочек глаз, носа и гортани. Иод - более мягкий окислитель, проявляющий антисептические свойства, поэтому он широко используется в медицине.
Различия в окислительно-восстановительных свойствах галогенов проявляются и при их взаимодействии с водой. Фтор окисляет воду, при этом восстановителем выступает атом кислорода молекулы волы:
Взаимодействие остальных галогенов с водой сопровождается окислительно-восстановительной дисмутацией их атомов. Так, при реакции хлора с водой один из атомов молекулы хлора, присоединяя электрон от другого атома, восстанавливается, а другой атом хлора, отдавая электрон, окисляется. При этом образуется хлорная вода, содержащая хлористый водород (соляную кислоту) и гипохлористую (хлорноватистую) кислоту:
Реакция является обратимой, а ее равновесие сильно смещено влево. Гипохлористая кислота неустойчива и легко распадается, особенно на свету, с образованием очень сильного окислителя -атомарного кислорода:
Таким образом, хлорная вода содержит в различных концентрациях три окислителя с разной окислительной способностью: молекулярный хлор, гипохлористую кислоту и атомарный кислород, сумму которых часто называют "активный хлор" .
Образующийся атомарный кислород обесцвечивает красители и убивает микробы, что объясняет отбеливающее и бактерицидное действие хлорной воды.
Гипохлористая кислота - более сильный окислитель, чем газообразный хлор. Она реагирует с органическими соединениями RH и как окислитель, и как хлорирующий реагент:
Поэтому при хлорировании питьевой воды, содержащей в качестве примесей органические вещества, они могут превратиться в более токсичные хлорорганические соединения RC1. Это обязательно следует учитывать при разработке способов очистки воды и их применении.
При добавлении к хлорной воде щелочи равновесие смещается вправо вследствие нейтрализации гипохлористой и соляной кислот:
Полученный раствор смеси солей, называемый жавелевой водой, используется как отбеливающее и дезинфицирующее средство. Эти свойства обусловлены тем, что гипохлорит калия под действием СО2 + Н 2 0 и в результате гидролиза превращается в неустойчивую гипохлористую кислоту, образующую атомарный кислород. В результате жавелевая вода разрушает красящие вещества и убивает микробы.
При действии газообразного хлора на влажную гашеную известь Са(ОН) 2 получают смесь солей СаСl 2 и Са(0С1) 2 , называемую хлорной известью:
Хлорную известь можно рассматривать как смешанную кальциевую соль соляной и гипохлористой кислот CaCl(OCl). Во влажном воздухе хлорная известь, взаимодействуя с водой и углекислым газом, постепенно выделяет гипохлористую кислоту, которая обеспечивает ее отбеливающее, дезинфицирующее и дегазирующие свойства:
При действии на хлорную известь соляной кислоты происходит выделение свободного хлора:
При нагревании гипохлористая кислота в результате окислительно-восстановительного диспропорционирования разлагается с образованием соляной и хлорноватой кислот:
При пропускании хлора через горячий раствор щелочи, например КОН, образуются хлорид калия и хлорат калия КClO 3 (бертолетова соль):
Окислительная способность анионов кислородсодержащих кислот хлора в водных растворах в ряду СlO - - СlO4(-) уменьшается несмотря на возрастание в них степени окисления хлора:
Это объясняется повышением устойчивости анионов в указанном ряду вследствие усиления делокализации их отрицательного заряда. В то же время перхлораты LiC10 4 , КСlO 4 в сухом состоянии при высоких температурах являются сильными окислителями и используются для минерализации различных биоматериалов при определении в них содержащихся неорганических компонентов.
Анионы галогенов (кроме F-) способны отдавать электроны, поэтому они являются восстановителями. Восстановительная способность галогенид-анионов по мере возрастания их радиуса увеличивается от хлорид-аниона к иодид-аниону:
Так, иодоводородная кислота окисляется кислородом воздуха уже при обычной температуре:
Соляная кислота не окисляется кислородом, и поэтому хлорид-анион устойчив в условиях организма, что очень важно с позиции физиологии и медицины.
Кислотно-основные свойства. Водородгалогениды HF, НС1, HBr, HI вследствие полярности их молекул хорошо растворяются в воде. При этом происходит гидратация молекул, приводящая к их диссоциации с образованием гидратированных протонов и галогенид-анионов. Сила кислот в ряду HF, НС1, HBr, HI возрастает вследствие увеличения радиуса и поляризуемости анионов от F- к I-.
Соляная кислота как компонент желудочного сока играет важную роль в процессе пищеварения. В основном за счет соляной кислоты, массовая доля которой в желудочном соке составляет 0,3 %, его рН поддерживается в интервале от 1 до 3. Соляная кислота способствует переходу фермента пепсина в активную форму, что обеспечивает переваривание белков за счет гидролитического расщепления пептидных связей с образованием различных аминокислот:
Определение содержания соляной кислоты и других кислот в желудочном соке было рассмотрено в разд. 8.3.3.
В ряду кислородсодержащих кислот хлора по мере увеличения его степени окисления сила кислот увеличивается.
Это связано с увеличением полярности связи О-Н из-за смещения ее электронной плотности к атому хлора, а также из-за повышения устойчивости анионов.
Комплексообразующие свойства. Анионы галогенов склонны к комплексообразованию в качестве лигандов. Устойчивость галогенидных комплексов обычно уменьшается в ряду F- > Сl- > Вr- > > I-. Именно процессом комплексообразования объясняется токсическое действие фторид-анионов, которые, образуя фторидные комплексы с катионами металлов, входящих в активные центры ферментов, подавляют их активность.
Интересные комплексообразующие свойства проявляет молекула иода. Так, растворимость молекулярного иода в воде резко возрастает в присутствии иодида калия, что связано с образованием комплексного аниона
Невысокая устойчивость этого комплексного иона обеспечивает наличие молекулярного иода в растворе. Поэтому в медицине используется в качестве бактерицидного средства водный раствор иода с добавлением KI. Кроме того, молекулярный иод образует комплексы включения с крахмалом (разд. 22.3) и поливиниловым спиртом (синий иод). В этих комплексах молекулы иода или их ассоциаты с иодид-анионами заполняют каналы, образованные спиралевидной структурой соответствующих полигидроксиполимеров. Комплексы включения не очень устойчивы и способны постепенно отдавать молекулярный иод. Поэтому такой препарат, как синий иод, является эффективным, но мягким бактерицидным средством пролонгированного действия.
Биологическая роль и применение галогенов и их соединений в медицине. Галогены в виде различных соединений входят в состав живых тканей. В организме все галогены имеют степень окисления - 1. При этом хлор и бром существуют в виде гидратированных анионов Сl- и Вr-, а фтор и иод входят в состав нерастворимых в воде биосубстратов:.
Соединения фтора являются компонентами костной ткани, ногтей и зубов. Биологическое действие фтора прежде всего связано с проблемой болезней зубов. Фторид-анион, замещая в гидроксиапатите гидроксид-ион, образует слой защитной эмали из твердого фторапатита:
Фторирование питьевой воды до концентрации фторид-иона 1 мг/л и добавление фторида натрия в зубную пасту значительно снижают кариес зубов у населения. В то же время при концентрации фторид-аниона в питьевой воде выше 1,2 мг/л повышается хрупкость костей, зубной эмали и появляется общее истощение организма, называемое флуорозом.
Хлорид-анионы обеспечивают ионные потоки через клеточные мембраны, участвуют в поддержании осмотического гомеостаза, создают благоприятную среду для действия и активации протолитических ферментов желудочного сока.
Бромид-анионы в организме человека локализуются преимущественно в гипофизе и других железах внутренней секреции. Установлено наличие динамической связи между содержанием в организме бромид- и хлорид-анионов. Так, повышенное содержание в крови бромид-анионов способствует быстрому выделению почками хлорид-анионов. Бромиды локализуются в основном в межклеточной жидкости. Они усиливают тормозные процессы в нейронах коры головного мозга, в связи с чем бромиды калия, натрия и бромкамфора применяются в фармакологии.
Иод и его соединения влияют на синтез белков, жиров и гормонов. Больше половины количества иода находится в щитовидной железе в связанном состоянии в виде тиреоидных гормонов. При недостаточном поступлении иода в организм развивается эндемический зоб. С целью профилактики этого заболевания к поваренной соли добавляют NaI или KI (1-2 г на 1 кг NaCl). Таким образом, все галогены необходимы для нормального функционирования живых организмов.
Глава 13