галоген что это такое

Галогены — особая группа химически активных веществ

Галогены — класс простых неорганических веществ с похожими химическими свойствами. Все они неметаллы. Когда-то название «галоген» (рождающий соль) предлагалось для хлора. Потом хлор стал называться хлором, а галогенами стали называть группу элементов в таблице Менделеева, к которой относится хлор. В группу входят фтор, хлор, бром, йод, астат, теннесин. Первые четыре элемента широко распространены на Земле. Содержание астата ученые оценивают в несколько граммов. Теннесин (номер элемента 294) создан искусственно.

Все галогены химически активны, поэтому в естественном виде встречаются только (кроме йода) в минералах, а также в морской воде и подземных рассолах.

Физические свойства различны. Фтор и хлор — газообразны. Бром — жидкий, легко испаряется. Йод — твердый кристаллический, переходит в газообразное состояние, минуя жидкое. Астат — твердый. Все галогены плохо растворяются в воде, но способны образовывать «хлорную», «йодную» и «бромную» воду, частично вступая в реакцию с водой. Растворяются в неполярных органических растворителях. Все галогены ядовиты, пахнут неприятно.

Польза и опасность

Все галогены крайне токсичны. Например, пары йода, попав в легкие в больших количествах, вызывают отек легких, поражение почек, отрицательно влияют на сердечно-сосудистую систему. Если вовремя не принять меры, то человек может умереть. Еще более опасны хлор и фтор. Хлор, в свое время, стал первым боевым отравляющим газом. А воздействие фтора на кожу всего в течение двух секунд приведет к сильнейшему ожогу из-за крайней химической агрессивности реактива. Поэтому все работы с галогенами следует проводить с использованием средств защиты, включая противогазы.

Несмотря на то, что галогены токсичны, они являются биогенными элементами, важными для функционирования организма человека.

Фтор необходим для формирования эмали зубов и костной ткани.

Хлор играет важнейшую роль в регулировании водно-солевого баланса, нужен для работы нервной и мышечной системы, ЖКТ, эритроцитов.

Недостаток брома в организме приводит к бессоннице, замедлению роста детей, прерыванию беременности, снижению уровня гемоглобина.

Йод жизненно важен для работы щитовидной железы, влияет на развитие организма и на его обмен веществ. Недостаток йода отрицательно сказывается на памяти и интеллекте, работе сердечно-сосудистой системы, уровне гемоглобина.

Источник

Галогены

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Природные соединения

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Что такое галогены? Химические свойства и значение галогенов

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?

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:

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.

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:

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:

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:

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.

Источник

Галогены

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Иод I

Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Содержание

Распространённость элементов и получение простых веществ

Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.

Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF₂).

Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы E_o(F₂/F − ) = +2,87 В и E_o(Cl₂/Cl − ) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F − и Cl − можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г. французским химиком Анри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте.

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде:
полуреакция на катоде:

Окисление воды на аноде подавляется использованием такого материала электрода, который имеет более высокое перенапряжение по отношению к O₂, чем к Cl₂ (таким материалом оказался катодное и анодное пространства разделены полимерной ионообменной мембраной. Мембрана позволяет катионам Na + переходить из анодного пространства в катодное. Переход катионов поддерживает электронейтральность в обеих частях электролизёра, так как в течение электролиза отрицательные ионы удаляются от анода (превращение 2Cl − в Cl₂) и накапливаются у катода (образование OH − ). Перемещение OH − в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать электронейтральность, но ион OH − реагировал бы с Cl₂ и сводил на нет весь результат.

Физические свойства галогенов

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃ + 2989 кДж, 2Fe + 3F₂ = 2FeF₃ + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃(кр) + 1405 кДж, 2Fe + ЗCl₂ = 2FeCl₃(кр) + 804 кДж, Si + 2Cl₂ = SiCl₄(Ж) + 662 кДж, Н₂ + Cl₂ = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl₂ + hν → 2Cl, Cl + Н₂ → HCl + Н, Н + Cl₂ → HCl + Cl, Cl + Н₂ → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов ( hν ), которые вызывают диссоциацию молекул Cl₂ на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н₂ и Cl₂ послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

а также обратимо реагирует с водой:

Cl₂ + Н₂О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в HCl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте HOCl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на холоде), 3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br₂ = SiBr₄(ж) + 433 кДж, Н₂ + Br₂ = 2HBr(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

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

Таким образом, 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 иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):

2Li + At₂ = 2LiAt — астатид лития.

Источник

Не все знают, что под пугающим названием «галогены» зачастую скрываются распространенные в быту вещества. Не в чистом виде, но все-таки. Отдельными представителями «семейства» ежедневно пользуется каждый человек.

На упаковке любой зубной пасты имеется словосочетание со словом «фтор». Полезен для зубной эмали.

Хлор знаком любой домохозяйке и сотруднику клининговой компании. А уж его запах знают все, кто посещал бассейн или лечебные учреждения России. Не пустой звук для советских школьников. Даже не из курса химии, а из уроков химзащиты в рамках начальной военной подготовки (НВП).

Про «бром» ходили легенды среди военнослужащих СССР. Насколько сведения достоверны – неизвестно.

Темно-коричневая бутылочка с «йодом» – постоянный спутник любителя поиграть с котенком и непоседливого ребенка. Распространенный антисептик.

Что такое галогены

Определяют, как элементы 17-ой группы таблицы Менделеева. Сторонники «старой школы» выразились бы: «главной подгруппы VII группы».

Название представляет собой компиляцию греческих слов. Означает приблизительно «солерождающий». Такое определение было дано в XIX веке британским ученым Гэмфри Дэви.

Перечень и общая характеристика галогенов

С первыми четырьмя элементами из списка некоторое знакомство имеется. Надо заметить, что вещества хоть и достаточно распространенные, но в чистом виде в природе не встречаются. Только в составе соединений.

Астат – элемент не просто редкий, а самый редкий из всех встречающихся на планете. Его «запасы» оцениваются в 1 г. Свойства доподлинно не известны. Так как из-за радиоактивности и мизерной «продолжительности жизни» в достаточных количествах выделить не получилось.

Теннессин существует скорее теоретически. На Земле, по крайней мере, не нашли. Рекордное зафиксированное (и признанное) в лаборатории количество – 6 ядер. Включая изотоп.

Легко заметить, что до «идеальных» инертов не хватает всего-то электрончика. А так хочется. Не удивительно, что так агрессивны.

Физические свойства

Галогены – ярко выраженные неметаллы. Летучи, с характерно едким «ароматом». Причем для йода (I₂) жидкое агрегатное состояние вообще не характерно. При разогреве просто испаряется фиолетовым дымком.

Хлор – настоящее боевое отравляющее вещество. И применялось в таком качестве. Попадая в незащищенные глаза и органы, образует кислоты. С соответствующими последствиями. Для летального исхода достаточно концентрации в воздухе 2 мг/л.

Насыщенность цветов с «утяжелением» ядер возрастает. Активность, напротив, падает.

В воде растворимость ограничена. Лучше ведёт себя с органическими растворителями. Растворы оригинально окрашены: от слабо желтого до фиолетового.

Химические свойства галогенов

Можно сказать, что F реагирует со всеми простыми субстанциями, кроме отдельных благородных газов. А так (с облучением):

Остальные элементы ряда не взаимодействуют с:

Источник