Галогены

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.

Особенности строения атомов галогенов

1) на внешнем энергетическом уровне 7 электронов.

2) с возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства);

3) галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы: F > Cl > Br >I

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 опыт

Mg + Cl2→MgCl2

2.Реакции с неметаллами

H2 + Cl2 → 2HCl

3.Взаимодействие с водой

H2O + Cl2 ↔ HCl + HClO (хлорная вода)

4.Взаимодействие со щелочами на холоду

2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O

5.Взаимодействие со щелочами при нагревании

6NaOH + 3Cl2 → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

6. Вытеснение менее активных галогенов из галогенидов

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2