Конспект на тему "Галогены"

Конспект на тему «Галогены»

1. Общая характеристика галогенов

Галогены — это химические элементы главной подгруппы VII группы периодической системы, или 17 группы по современной нумерации.

К галогенам относятся:

Название «галогены» означает «рождающие соли», потому что эти элементы легко реагируют с металлами и образуют соли.

Например:

2Na + Cl₂ → 2NaCl

Натрий реагирует с хлором, образуя хлорид натрия — обычную поваренную соль.

2. Положение галогенов в периодической системе

Галогены находятся в 17 группе периодической таблицы. Все они имеют на внешнем энергетическом уровне 7 электронов.

Общая электронная формула внешнего уровня:

ns²np⁵

Из-за этого галогенам не хватает одного электрона до завершения внешнего уровня. Поэтому они легко принимают электрон и образуют отрицательно заряженные ионы:

F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻

В соединениях с металлами галогены обычно проявляют степень окисления –1.

3. Строение атомов галогенов

У всех галогенов похожее строение внешнего электронного слоя. Именно поэтому они имеют сходные химические свойства.

Примеры распределения электронов:

Фтор: 2, 7
Хлор: 2, 8, 7
Бром: 2, 8, 18, 7
Йод: 2, 8, 18, 18, 7

У каждого элемента на внешнем уровне находится 7 электронов.

4. Физические свойства галогенов

Галогены — это неметаллы. В простом веществе они существуют в виде двухатомных молекул:

F₂, Cl₂, Br₂, I₂

Физические свойства галогенов изменяются сверху вниз по группе.

С увеличением атомного номера:

увеличивается плотность;
увеличиваются температуры плавления и кипения;
цвет становится более тёмным;
летучесть уменьшается.

Йод способен к сублимации, то есть может переходить из твёрдого состояния сразу в газообразное. При нагревании йод образует фиолетовые пары.

5. Химические свойства галогенов

Галогены являются очень активными неметаллами. Они легко принимают электроны, поэтому обладают сильными окислительными свойствами.

Самый активный галоген — фтор. Активность галогенов уменьшается сверху вниз:

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

Это связано с тем, что чем больше радиус атома, тем слабее ядро притягивает электрон.

Основные химические реакции галогенов

1. Реакции с металлами

Галогены реагируют с металлами с образованием солей — галогенидов.

Примеры:

2Na + Cl₂ → 2NaCl

2Al + 3Br₂ → 2AlBr₃

Fe + Cl₂ → FeCl₃

В этих реакциях металл отдаёт электроны, а галоген принимает их.

2. Реакции с водородом

Галогены реагируют с водородом, образуя галогеноводороды:

H₂ + F₂ → 2HF

H₂ + Cl₂ → 2HCl

H₂ + Br₂ → 2HBr

H₂ + I₂ ⇄ 2HI

Активность реакции уменьшается от фтора к йоду. Фтор реагирует с водородом очень бурно, иногда со взрывом. Хлор реагирует на свету. Йод реагирует значительно слабее и обратимо.

Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами:

HF — плавиковая кислота;
HCl — соляная кислота;
HBr — бромоводородная кислота;
HI — йодоводородная кислота.

3. Реакции с неметаллами

Галогены могут реагировать с некоторыми неметаллами.

Например, фосфор реагирует с хлором:

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃

При избытке хлора:

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅

4. Вытеснение менее активных галогенов

Более активный галоген способен вытеснять менее активный из его солей.

Например, хлор вытесняет бром из бромидов:

Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂

Хлор также вытесняет йод из йодидов:

Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂

Бром может вытеснять йод:

Br₂ + 2KI → 2KBr + I₂

Но йод не может вытеснить бром или хлор, потому что он менее активен.

6. Степени окисления галогенов

Галогены чаще всего имеют степень окисления –1, особенно в соединениях с металлами и водородом.

Примеры:

NaCl — хлор имеет степень окисления –1.
KBr — бром имеет степень окисления –1.
HI — йод имеет степень окисления –1.

Однако хлор, бром и йод могут проявлять и положительные степени окисления:

+1, +3, +5, +7

Например:

HClO — хлор +1;
HClO₂ — хлор +3;
HClO₃ — хлор +5;
HClO₄ — хлор +7.

Фтор почти всегда имеет степень окисления –1, потому что он самый электроотрицательный элемент.

7. Галогеноводородные кислоты

Галогеноводороды хорошо растворяются в воде и образуют кислоты.

Сила кислот увеличивается в ряду:

HF < HCl < HBr < HI

Самая слабая среди них — плавиковая кислота HF, а самая сильная — йодоводородная кислота HI.

Соляная кислота широко применяется в лаборатории и промышленности. Она реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

Пример реакции с металлом:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Пример реакции с основанием:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

8. Нахождение галогенов в природе

В свободном виде галогены почти не встречаются, потому что они очень активны. В природе они находятся в виде соединений.

Хлор встречается в составе хлоридов, например:

NaCl — каменная соль;
KCl — сильвин;
KCl · MgCl₂ · 6H₂O — карналлит.

Фтор встречается в минералах:

CaF₂ — флюорит;
Na₃AlF₆ — криолит;
Ca₅(PO₄)₃F — фторапатит.

Бром содержится в морской воде, соляных озёрах и подземных рассолах.

Йод встречается в морской воде, водорослях, нефтяных водах, а также в небольших количествах содержится в организме человека.

9. Получение галогенов

В промышленности галогены получают разными способами.

Хлор получают электролизом раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → H₂ + Cl₂ + 2NaOH

Бром получают окислением бромидов хлором:

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Йод получают из йодидов, также используя окислители.

Фтор получают электролизом расплавов фторидов, потому что он очень активен и его сложно выделить обычными химическими способами.

10. Применение галогенов и их соединений

Галогены и их соединения имеют большое значение.

Фтор используется:

для получения фторопластов;
в производстве фторсодержащих соединений;
в зубных пастах в виде фторидов;
при производстве специальных материалов.

Хлор используется:

для обеззараживания воды;
для производства соляной кислоты;
для получения пластмасс;
для отбеливания тканей и бумаги;
в химической промышленности.

Бром применяется:

в фотографии;
в медицине;
в производстве некоторых органических веществ;
в специальных химических процессах.

Йод используется:

в медицине как антисептик;
для профилактики заболеваний щитовидной железы;
в производстве йодированной соли;
в химическом анализе.

11. Биологическое значение галогенов

Некоторые галогены необходимы живым организмам.

Фтор входит в состав зубной эмали и костной ткани. Недостаток фтора может привести к кариесу, но его избыток тоже вреден.

Хлор входит в состав соляной кислоты желудочного сока. Также ионы хлора участвуют в водно-солевом обмене.

Йод необходим для работы щитовидной железы. Он входит в состав гормонов, регулирующих обмен веществ. При недостатке йода может развиваться заболевание щитовидной железы.

12. Опасность галогенов

Многие галогены ядовиты и требуют осторожного обращения.

Фтор — очень токсичный и чрезвычайно активный газ.
Хлор — ядовитый газ с резким запахом, раздражает дыхательные пути.
Бром — едкая жидкость, пары которой опасны.
Йод менее опасен, но его пары также могут раздражать слизистые оболочки.

Работать с галогенами нужно только с соблюдением правил безопасности.

13. Качественные реакции на галогенид-ионы

Для обнаружения хлорид-, бромид- и йодид-ионов используют раствор нитрата серебра AgNO₃.

Реакции:

Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓

Образуется белый осадок хлорида серебра.

Ag⁺ + Br⁻ → AgBr↓

Образуется светло-жёлтый осадок бромида серебра.

Ag⁺ + I⁻ → AgI↓

Образуется жёлтый осадок йодида серебра.

Эти реакции применяются в химическом анализе.

Вывод

Галогены — это элементы 17 группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат и теннессин. Они имеют 7 электронов на внешнем уровне, поэтому легко принимают один электрон и проявляют сильные окислительные свойства. В природе галогены встречаются в основном в виде соединений. Их активность уменьшается от фтора к йоду. Галогены широко применяются в промышленности, медицине, быту и химическом анализе, но многие из них ядовиты и требуют осторожного обращения.