Конспект урока: Общая характеристика элементов VIIA-группы — галогенов

В VIIА-группе Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева находится шесть элементов: фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At и теннессин Te. Вся группа этих элементов называется галогены . Конечно, с двумя последними элементами данной группы мы не будем часто сталкиваться. Астат — редкий радиоактивный элемент, он плохо изучен, как и недавно полученный теннессин.

Строение атомов галогенов

Итак, галогены находятся в VII группе, так как на внешнем энергетическом уровне этих элементов располагается семь валентных электронов. Чтобы приобрести устойчивое состояние с восьмиэлектронным внешнем слоем, им не хватает всего одного электрона. Поэтому галогены — очень сильные окислители, они присоединяют один электрон и приобретают степень окисления −1.

В группе  от фтора к астату электроотрицательность уменьшается и, следовательно, уменьшается их окислительная способность.

Высшая степень окисления галогенов +7, в частности в высших оксидах с формулой ${\mathrm{He}}_2{\mathrm{O}}_7$ (Не — галоген). Здесь не обошлось и без исключения в виде фтора. Фтор — самый электроотрицательный элемент, он не проявляет положительных степеней окисления.

Рисунок 1. Флюорит

В природе галогены в свободном виде не встречаются, только в виде соединений.

 

Например, флюорит — ${\mathrm{CaF}}_2$, криолит — ${\mathrm{K}}_2{\mathrm{AlF}}_6$, сильвин — $\mathrm{KCl}$, галит — $\mathrm{NaCl}$. Большинство соединений, образованных бромом и йодом, хорошо растворяется в воде, поэтому чаще всего эти галогены встречаются не в виде минералов, а водах морей и океанов.

Галогены — простые вещества

Особенность галогенов в том, что они образуют двухатомные молекулы за счёт ковалентной неполярной связи: ${\mathrm{F}}_2, {\mathrm{Cl}}_2, {\mathrm{Br}}_2$ и т. д. В твёрдом состоянии галогены имеют молекулярную кристаллическую решётку. При обычных условиях светло-жёлтый фтор и жёлто-зелёный хлор —– газы, бром — буро-коричневая жидкость, йод — твёрдое чёрно-серое вещество с металлическим блеском.

В промышленности фтор и хлор получают электролизом.

Существуют и лабораторные методы получения хлора из соляной кислоты при нагревании с сильным окислителем, например:
 

$16\mathrm{HCl} + 2{\mathrm{KMnO}}_4 = 2{\mathrm{MnCl}}_2 + 2\mathrm{KCl} + 5{\mathrm{Cl}}_2\uparrow + 8{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Важно помнить, что фтор, хлор и бром очень ядовиты! Они вызывают паралич дыхания, поражают кожу и слизистую оболочку глаз.

Теперь рассмотрим химические свойства галогенов.

Химические свойства галогенов

Галогены — очень сильные неметаллы и наиболее выражены у них именно окислительные свойства.

1. Взаимодействие с металлами

Галогены образуют соли с металлами. Термин «галогены» дословно переводится как «рождающие соли».

Цинк горит в атмосфере хлора:
 

$\mathrm{Zn} + {\mathrm{Cl}}_2 = {\mathrm{ZnCl}}_2$.

Йод взаимодействует с натрием при высокой температуре ( > 1 400 °С):
 

$2\mathrm{Na} + {\mathrm{I}}_2 = 2\mathrm{NaI}$.

2. Взаимодействие с водородом

Продуктом взаимодействия галогена и водорода является летучее водородное соединение — галогеноводород.

Хлор с водородом образует хлороводород:
 

${\mathrm{H}}_2 + {\mathrm{Cl}}_2 = 2\mathrm{HCl}$.

Бром и водород образуют бромоводород:
 

${\mathrm{Br}}_2 + {\mathrm{H}}_2 = 2\mathrm{HBr}$.

3. Галогены способны замещать друг друга в соединениях

Например, бром более сильный галоген сможет вытеснить йод из состава его соли:
 

$2\mathrm{NaI} + {\mathrm{Br}}_2 = 2\mathrm{NaBr} + {\mathrm{I}}_2$.

Хлор — ещё более сильный — уже сможет вытеснить и йод, и бром:
 

$2\mathrm{NaBr} + {\mathrm{Cl}}_2 = 2\mathrm{NaCl} + {\mathrm{Br}}_2$.

Фтор снова является исключением. Его нельзя использовать для подобной реакции, так как он настолько активен, что будет реагировать даже с водой, в которой растворена соль:
 

$2{\mathrm{F}}_2 + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = 4\mathrm{HF} + {\mathrm{O}}_2$.

4. Галогены способны реагировать с растворами щелочей

В таких реакциях могут получаться разные продукты, всё зависит от температуры.

При 20 °С от одного атома галогена к другому переходит один электрон:
 

${\mathrm{Cl}}_2 + 2\mathrm{KOH} = \mathrm{KCl} + \mathrm{KClO} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Образуется две соли: хлорид калия и гипохлорит калия соответственно.

При повышенной температуре происходит более сильное окисления атома галогена, он отдаёт пять электронов и приобретает степень окисления +5:
 

${\mathrm{Cl}}_2 + 6\mathrm{KOH} = 5\mathrm{KCl} + {\mathrm{KClO}}_3 + 3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Здесь образуется хлорид калия, а также хлорат калия соответственно.

Благодаря своей высокой химической активности галогены находят широкое применение, а также играют важную роль в жизнедеятельности живых организмов.

Биологическая роль и применение галогенов

Кратко охарактеризуем биологическую роль галогенов и их применение.

Таким образом, мы увидели, что галогены находятся в VIIA-группе периодической системы Д. И. Менделеева, являются очень активными неметаллами, проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, реагируя с различными веществами. Фтор, хлор, бром — чрезвычайно ядовитые вещества, вызывающие поражения дыхательной системы. При работе с ними необходимо строго следовать правилам техники безопасности.