Галогени: фізичні властивості, хімічні властивості. Застосування галогенів та їх сполук

Галогени в періодичній таблиці розташовані зліва від благородних газів. Ці п'ять токсичних неметалічних елементів входять в 7 групи періодичної таблиці. До них відносяться фтор, хлор, бром, йод і астат. Хоча астат радіоактивний і має тільки короткоживучі ізотопи, він веде себе, як йод, і його часто зараховують до галогенам. Оскільки галогенні елементи мають сім валентних електронів, їм необхідний лише один додатковий електрон для утворення повного октету. Ця характеристика робить їх більш активними, ніж інші групи неметалів.

Загальна характеристика

Галогени утворюють двохатомні молекули (виду Х₂, де Х позначає атом галогену) – стійку форму існування галогенів у вигляді вільних елементів. Згідно цих двоатомних молекул є неполярними, ковалентными та одинарними. Хімічні властивості галогенів дозволяють їм легко вступати в з'єднання з більшістю елементів, тому вони ніколи не зустрічаються в несвязанном вигляді в природі. Фтор – найбільш активний галоген, а астат – найменш.

Всі галогени утворюють солі I групи зі схожими властивостями. В цих сполуках галогени присутні у вигляді галоїдних аніонів з зарядом -1 (наприклад, Cl^-, Br^-). Закінчення-ід вказує на наявність галогенид-аніонів; наприклад Cl^- називається «хлорид».

Крім того, хімічні властивості галогенів дозволяють їм діяти в якості окислювачів – окислювати метали. Більшість хімічних реакцій, в яких беруть участь галогени – окисно-відновні у водному розчині. Галогени утворюють одинарні зв'язку з вуглецем або азотом в органічних сполуках, де ступінь їх окислення (З) дорівнює -1. Коли атом галогену заміщений ковалентно-пов'язаним атомом водню в органічному поєднанні, префікс гало - може бути використаний в загальному сенсі, або префікси фтор-, хлор-, бром - йод- – для конкретних галогенів. Галогенні елементи можуть мати перехресну зв'язок з освітою двоатомних молекул з полярними ковалентными одинарними зв'язками.

Більше:

Перший штучний супутник Землі

Перший штучний супутник Землі є одним з найбільших досягнень науки ХХ століття. Тим не менш, як це ні парадоксально, цьому великому науковому і технічному досягненню значною мірою сприяла холодна війна між двома наддержавами: США і Радянським Союзом....

Що таке соціалізація, і як вона змінює людину

Спробуємо розібратися, що таке соціалізація, в чому її сутність і особливість. Адже для кожної особистості входження у суспільство і засвоєння його основних норм є фундаментом до подальшої безпроблемною і успішного життя і діяльності. Отже, що таке с...

Принц Чарльз – головний спадкоємець британського престолу

Згідно із законом королівства Великобританія, спадкоємець британського престолу - це старший закононароджена син чинного монарха або ж попереднього претендента на престол. Однак якщо у царюючого особи немає дитини чоловічої статі, то право спадкуванн...

Хлор (Cl₂) став першим галогеном, відкритим у 1774 р., потім були відкриті йод (I₂), бром (Br₂), фтор (F₂) і астат (At, виявлений останнім, в 1940 р.). Назву «галоген» походить від грецьких коренів hal- («сіль») і -gen («утворювати»). Разом ці слова означають «солеобразующий», підкреслюючи той факт, що галогени, вступаючи в реакцію з металами, утворюють солі. Галіт – це назва кам'яної солі, природного мінералу, що складається з хлориду натрію (NaCl). І, нарешті, галогени використовуються в побуті – фторид міститься в зубній пасті, хлор знезаражує питну воду, а йод сприяє виробленню гормонів щитовидної залози.

Хімічні елементи

Фтор – елемент з атомним номером 9, позначається символом F. Елементарний фтор вперше був виявлений в 1886 р. шляхом виділення його із плавикової кислоти. У вільному стані фтор існує у вигляді двохатомної молекули (F₂) і є найбільш поширеним галогеном в земній корі. Фтор – найбільш електронегативний елемент періодичної таблиці. При кімнатній температурі є блідо-жовтим газом. Фтор також має відносно невеликий атомний радіус. Його З – -1, за винятком елементарного двоатомних стану, в якому його ступінь окислювання дорівнює нулю. Фтор надзвичайно хімічно активний і безпосередньо взаємодіє з усіма елементами, крім гелію (He), неон (Ne) і аргону (Ar). У розчині H₂O, плавикової кислоти (HF) є слабкою кислотою. Хоча фтор сильно электроотрицателен, його электроотрицательность не визначає кислотність; HF є слабкою кислотою у зв'язку з тим, що іон фтору основний (рН> 7). Крім того, фтор виробляє дуже сильні окислювачі. Наприклад, фтор може вступати в реакцію з інертним газом ксеноном і утворює сильний окислювач діфторід ксенону (XeF₂). У фтору безліч застосувань.

Хлор – елемент з атомним номером 17 і хімічним символом Cl. Виявлений у 1774 р. шляхом виділення його із соляної кислоти. У своєму елементарному стані він утворює двухатомную молекулу Cl₂. Хлор має кілька З: -1, +1, 3, 5 і 7. При кімнатній температурі він є світло-зеленим газом. Так як зв'язок, що утворюється між двома атомами хлору, є слабкою, молекула Cl₂ має дуже високу здатність вступати в з'єднання. Хлор реагує з металами з утворенням солей, які називаються хлориди. Іони хлору є найбільш поширеними іонами, вони містяться в морській воді. Хлор також має два ізотопи: ³⁵Cl і ³⁷Cl. Хлорид натрію є найбільш поширеним з'єднанням з усіх хлоридів.

Бром – хімічний елемент з атомним номером 35 і символом Br. Вперше був виявлений в 1826 р. В елементарній формі бром є двохатомної молекулою Br₂. При кімнатній температурі являє собою червонувато-коричневу рідину. Його З – -1, + 1, 3, 4 і 5. Бром більш активний, ніж йод, але менш активний, ніж хлор. Крім того, бром має два ізотопи: ⁷⁹Вг і ⁸¹Вг. Бром зустрічається у вигляді солей броміду, розчинених у морській воді. За останні роки виробництво броміду в світі значно збільшилася завдяки його доступності та тривалого часу життя. Як і інші галогени, бромє окислювачем і дуже токсичний.

Йод – хімічний елемент з атомним номером 53 і символом I. Йод має ступені окиснення: -1, +1, +5 та +7. Існує у вигляді двохатомної молекули, I₂. При кімнатній температурі є твердою речовиною фіолетового кольору. Йод має один стабільний ізотоп - ¹²⁷I. Вперше виявлений у 1811 р. з допомогою морських водоростей і сірчаної кислоти. В даний час іони йоду, можуть бути виділені в морській воді. Незважаючи на те, що йод не дуже добре розчинний у воді, його розчинність може зрости при використанні окремих йодидів. Йод відіграє важливу роль в організмі, беручи участь у виробленні гормонів щитовидної залози.

Астат – радіоактивний елемент з атомним номером 85 і символом At. Його можливі ступені окиснення: -1, +1, 3, 5 і 7. Єдиний галоген, не є двохатомної молекулою. В нормальних умовах є металевим твердим речовиною чорного кольору. Астат є дуже рідкісним елементом, тому про нього відомо небагато. Крім того, астат має дуже короткий період напіврозпаду, не довше кількох годин. Отриманий в 1940 р. в результаті синтезу. Вважають, що астат схожий на йод. Відрізняється металевими властивостями.

У таблиці нижче показано будову атомів галогенів, структура зовнішнього шару електронів.

Подібну будову зовнішнього шару електронів обумовлює те, що фізичні та хімічні властивості галогенів схожі. Разом з тим при зіставленні цих елементів спостерігаються і відмінності.

Періодичні властивості в групі галогенів

Фізичні властивості простих речовин галогенів змінюються з підвищенням порядкового номера елемента. Для кращого засвоєння та більшої наочності ми пропонуємо вам декілька таблиць.

Точки плавлення і кипіння в групі зростають по мірі зростання розміру молекули (F <Cl <Br <I <At). Це збільшення означає збільшення сили Ван-дер-Ваальса.

Таблиця 1. Галогени. Фізичні властивості: точки плавлення і кипіння

• Атомний радіус збільшується.

Розмір ядра збільшується (F < Cl < Br < I < At), так як збільшується число протонів і нейтронів. Крім того, з кожним періодом додається все більше рівнів енергії. Це призводить до більшої орбіталі, і, отже, до збільшення радіусу атома.

Таблиця 2. Галогени. Фізичні властивості: атомні радіуси

• Енергія іонізації зменшується.

Якщо зовнішні валентні електрони не знаходяться поблизу ядра, то для їх видалення від нього не потрібно багато енергії. Таким чином, енергія, необхідна для виштовхування зовнішнього електрона не настільки висока в нижній частині групи елементів, так як тут більше енергетичних рівнів. Крім того, висока енергія іонізації змушує елемент проявляти неметалеві якості. Йод і дисплей астат виявляють металеві властивості, тому що енергія іонізації знижується (At < I < Br < Cl < F).

Таблиця 3. Галогени. Фізичні властивості: енергія іонізації

• Электроотрицательность зменшується.

Число валентних електронів в атомі зростає із збільшенням рівнів енергії при прогресивно більш низьких рівнях. Електрони прогресивно далі від ядра; Таким чином, ядро і електрони не як притягуютьсяодин до одного. Збільшення екранування спостерігається. Тому Электроотрицательность зменшується із зростанням періоду (At < I < Br < Cl < F).

Таблиця 4. Галогени. Фізичні властивості: электроотрицательность

• Спорідненість до електрона зменшується.

Так як розмір атома збільшується зі збільшенням періоду, спорідненість до електрону, як правило, зменшується (В < I < Br < F < Cl). Виняток – фтор, спорідненість якого менше, ніж хлору. Це можна пояснити меншим розміром фтору у порівнянні з хлором.

Таблиця 5. Спорідненість галогенів до електрону

• Реактивність елементів зменшується.

Реакційна здатність галогенів падає із зростанням періоду (At <I <Br <Cl <F). Це пов'язано із збільшенням радіусу атома з зростанням рівнів енергії електронів. Це знижує тяжіння валентних електронів інших атомів, знижуючи реакційну здатність. Це зменшення відбувається через падіння електронегативності зі збільшенням періоду, що також знижує тяжіння електронів. Крім того, із збільшенням розміру атома знижується і окислювальна здатність.

Неорганічна хімія. Водень + галогени

Галогенид утворюється, коли галоген реагує з іншим, менш електронегативний елемент з утворенням бінарного з'єднання. Водень реагує з галогенами, утворюючи галогеніди виду НХ:

• фтороводород HF;
• хлороводород HCl;
• бромоводород HBr;
• иодоводород HI.

Галогеніди водню легко розчиняються у воді з утворенням галогенводородной (плавикової, соляної, бромистоводородной, иодистоводородной) кислоти. Властивості цих кислот наведені нижче.

Кислоти утворюються наступною реакцією: HX (aq) + H₂O (l) → Х^- (aq) + H₃O⁺ (aq).

Всі галоидоводороды утворюють сильні кислоти, за винятком HF.

Кислотність галогеноводородных кислот збільшується: HF <HCl <HBr <HI.

Плавикова кислота здатна гравірувати скло і деякі неорганічні фториди тривалий час.

Може здатися нелогічним, що HF є найслабшою галогенводородной кислотою, так як фтор має найвищу электроотрицательностью. Тим не менш зв'язок Н-F дуже сильна, в результаті чого кислота дуже слабка. Сильна зв'язок визначається короткою довжиною зв'язку і великою енергією дисоціації. З усіх галогенідів водню HF має найкоротшу довжину зв'язку та найбільшу енергію дисоціації зв'язку.

Галогенні оксокислоты

Галогенні оксокислоты являють собою кислоти з атомами водню, кисню і галогену. Їх кислотність може бути визначена за допомогою аналізу структури. Галогенні оксокислоты наведено нижче:

• Хлорнуватиста кислота HOCl.
• Хлориста кислота HClO₂.
• Хлорноватая кислота HClO₃.
• Хлорне кислота HClO₄.
• Бромноватистая кислота HOBr.
• Бромноватая кислота HBrO₃.
• Бромна кислота HBrO₄.
• Иодноватистая кислота HOI.
• Йодноватая кислота HIO₃.
• Метайодная кислота HIO4, H5IO6.

В кожній з цих кислот протон пов'язаний з атомом кисню, тому порівняння довжин зв'язків протонів тут марно. Домінуючу роль тут відіграє электроотрицательность. Активність кислотны зростає зі збільшенням числа атомів кисню, пов'язаний з центральним атомом.

Зовнішній вигляд і стан речовини

Основні фізичні властивості галогенів коротко можна виразити в наступній таблиці.

Пояснення зовнішнього вигляду

Колір галогенів є результатом поглинання видимого світла молекулами, що викликає збудження електронів. Фтор поглинає фіолетовий світло, і, отже, виглядає світло-жовтим. Йод, навпаки, поглинає світло жовтий і виглядає фіолетовим (жовтий і фіолетовий – доповнюючі кольори). Колір галогенів стає темніше із зростанням періоду.

В закритих ємностях рідкий бром і твердий йод знаходяться в рівновазі зі своїми парами, які можна спостерігати у вигляді кольорового газу.

Хоча колір астата невідомий, передбачається, що він повинен бути темнішим йоду (тобто чорним) відповідно до спостережуваної закономірністю.

Тепер, якщо вас попросять: «Охарактеризуйте фізичні властивості галогенів», вам буде що сказати.

Ступінь окислення галогенів в з'єднаннях

Ступінь окислення часто використовується замість поняття "валентність галогенів". Як правило, ступінь окислення дорівнює -1. Але якщо галоген пов'язаний з киснем або іншим галогеном, він може приймати інші стани: З кисню -2 має пріоритет. У випадку двох різних атомів галогену, з'єднаних разом, більш електронегативний атом превалює і приймає З -1.

Наприклад, у хлориді йоду (ICl) хлор ЗІ -1, і йод +1. Хлор більш електронегативний, ніж йод, тому його ЗІ дорівнює -1.

В бромної кислоти (HBrO₄) кисень володіє ЗІ -8 (-2 х 4 атома = -8). Водень має загальну ступінь окислення +1. Складання цих значень дає ЗІ -7. Так як кінцеве ЗІ з'єднання повинне бути нульовим, то З брому дорівнює +7.

Третім винятком з правила є ступінь окислення галогену в елементарній формі (X₂), де його ЗІ дорівнює нулю.

Чому ЗІ фтору завжди -1?

Электроотрицательность збільшується із зростанням періоду. Тому фтор має найвищу электроотрицательность з усіх елементів, що підтверджується його положенням у періодичній таблиці. Його електронна конфігурація 1s² 2s² 2p⁵. Якщо фтор отримує ще один електрон, крайні р-орбіталі повністю заповнені і складають повний октет. Оскільки фтор має високу электроотрицательность, він може легко відібрати електрон біля сусіднього атома. Фтор у цьому випадку изоэлектронен инертному газу (з вісьмома валентними електронами), всі його зовнішні орбіталі заповнені. В такому стані фтор набагато більш стабільний.

Отримання і застосування галогенів

У природі галогени перебувають у стані аніонів, тому вільні галогени отримують методом окислення шляхом електролізу або з допомогою окислювачів. Наприклад, хлор виробляється гідролізом розчину кухонної солі. Застосування галогенів та їх сполук різноманітне.

• Фтор. Незважаючи на те що фтор дуже реактивен, він використовується в багатьох галузях промисловості. Наприклад, він є ключовим компонентів політетрафторетилену (тефлону) і деяких інших фторполимеров. Хлорфторвуглеці являють собою органічні хімічні речовини, які раніше використовувались в якості холодоагентів і пропеллентов в аерозолях. Їх застосування припинилося з-за можливого їх впливу на навколишнє середовище. Їх замінили гидрохлорфторуглероды. Фтор додають в зубну пасту (SnF₂) і питну воду (NaF) для запобігання руйнування зубів. Цей галоген міститься в глині, що використовується для виробництва деяких видів кераміки (LiF), використовується в ядерній енергетиці (UF₆), для отримання антибіотика фторхинолона, алюмінію (Na₃AlF₆), для ізоляції високовольтного обладнання (SF₆).
• Хлор також знайшов різноманітне застосування. Він використовується для дезінфекції питної води і плавальних басейнів. Гіпохлорит натрію (NaClO) є основним компонентом відбілювачів. Соляна кислота широко використовується у промисловості та лабораторіях. Хлор присутня в полівінілхлориді (ПВХ) та інших полімерах, які використовуються для ізоляції проводки, труб і електроніки. Крім того, хлор виявився корисним і у фармацевтичній промисловості. Лікарські засоби, що містять хлор, що використовуються для лікування інфекцій, алергії і діабету. Нейтральна форма гідрохлориду – компонент багатьох препаратів. Хлор використовується також для стерилізації лікарняного обладнання та дезінфекції. У сільському господарстві хлор є компонентом багатьох комерційних пестицидів: ДДТ (дихлородифенилтрихлорэтан) використовувався в якості сільськогосподарського інсектициду, але його використання було припинено.

• Бром, завдяки своїй негорючості, застосовується для придушення горіння. Він також міститься в бромистом метиле, пестициде, що використовується для зберігання врожаю і придушення бактерій. Проте надмірне використання бромистого метилу було припинено через його впливу на озоновий шар. Бром застосовують при виробництві бензину, фотоплівки, вогнегасників, ліків для лікування пневмонії і хвороби Альцгеймера.
• Йод відіграє важливу роль у належному функціонуванні щитовидної залози. Якщо організм не отримує достатньої кількості йоду, відбувається збільшення щитовидної залози. Для профілактики зоба даний галоген додають кухонну сіль. Йод також використовується як антисептичний засіб. Йод міститься у розчинах, які використовуються дляочищення відкритих ран, а також в дезинфікуючих спреях. Крім того, йодид срібла має важливе значення у фотографії.
• Астат – радіоактивний і рідкоземельний галоген, тому ще ніде не використовується. Тим не менше вважають, що цей елемент може допомогти йоду в регуляції гормонів щитовидної залози.