VII группа главная подгруппа периодический таблицы Менделеева (галогены)

К элементам главной подгруппы VII группы периодической таблицы Менделеева относятся элементы с общим названием «галогены»:

  • Фтор F
  • Хлор Cl
  • Бром Br
  • Йод I
  • Астат At

Общая характеристика галогенов

От F к At (сверху вниз в периодической таблице)

Увеличивается

  • атомный радиус,

Уменьшается

  • электроотрицательность,
  • энергия ионизация,
  • сродство к электрону.
Периодическая таблица_7 группа

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, они содержат 7 электронов на внешнем слое ns2np5:

F – 2s2 2p5;

Cl – 3s23p5;

Br – 3d10 4s2 4p5;

I — 4d10 5s2 5p5;

At – 4f14 5d10 6s2 6p5

Электронная конфигурация фтора и хлора

Электронная конфигурация_фтор, хлор

Электронная конфигурация брома и йода

Электронная конфигурация_бром, йод

Нахождение в природе галогенов

Галогены являются химически активными веществами, в связи с чем, в природе они встречаются только в виде соединений. Их распространённость в земной коре снижается при увеличении атомного радиуса (от фтора к иоду). Например, содержание астата в земной коре исчисляется граммами.

Наиболее распространённые соединения  фтора — флюорит CaF2, криолит Na3AlF6  и др., хлора — каменная соль (галит) NaCl, сильвин  KCl и сильвинит KCl⋅NaCl.

Бром и иод не образуют индивидуальных минералов, но их соединения содержатся в морской воде и могут накапливаться водорослями.

галогены_нахождение в природе

Фтор

Способы получения фтора

Фтор получают методом электролиза расплава гидрофторида калия (смеси HF и KF):

2KHF2 → 2K + H2 + 2F2

Физические свойства фтора

газ-фтор

Фтор при обычной температуре — зеленовато-жёлтый ядовитый газ, с резким запахом, очень реакционноспособный, хорошо растворим в жидких водороде и кислороде.

Химические свойства фтора

Фтор является самым сильным окислителем из всех простых веществ. Непосредственно он не взаимодействует только с N2, Не, Ne, Аr, а при нормальных условиях также и с O2.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Реакция протекает при электрическом разряде (2100-2400 В, 25-30 мА), температуре от -196°C до -183°C и давлении 12 мм рт.ст. с образованием дифторида трикислорода (триоксодифторид, фторид озона) или фторида кислорода:

3O2 + 2F2 → 2O3F2

O2 + 2F2 → 2OF2

С галогенами (Cl, Br, I)

Фтор вступает в реакции с другими галогенами:

Hal2 + F2 = HalFx

Например, Cl2 + F2 → 2ClF

С водородом

Взаимодействует с водородом со взрывом даже в темноте:

H2 + F2 = 2HF

С серой

Реакция с серой протекает легко даже при сильном охлажлении:

S + 3F2 = SF6

С углеродом

Реакция окисления порошкообразного углерода сопровождается самовоспламенением последнего:

C + 2F2→ CF4

С азотом

При нагревании фтор реагирует и с азотом:

N2 + 3F2 → 2NF

С фосфором

Фтор взаимодействует с P энергично (со взрывом) на свету и в темноте, даже при охлаждении жидким N2:

2Р + 5F2 = 2PF5

С кремнием

Взаимодействует с кремнием с образованием фторида кремния

Si + 2F2→ SiF4

C инертными газами

Окисляет ксенон, образуя фторид ксенона:

Xe + 3F2 = XeF6

С металлами

При взаимодействии с металлами образуются фториды:

Ме + F2 = Me+xF-1x

  • К, Na, Pb, Fe загораются при обычной температуре на свету. С щелочными металлами реакция протекает со взрывом:

K + F2 = KF

  • Mg, Zn, Sn, Al, Ag, Cu и др. загораются на свету при слабом нагревании:

Mg + F2 = MgF2

  • с малоактивными металлами – Au, Pt реагирует при нагревании до 300-400°С

2Au+3F2=2AuF3.

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Фтор активно разлагает воду с образованием таких соединений, как фториды кислорода OF2, O2F2; пероксид водорода Н2O2; кислород, озон, фтороводород:

2F2 + Н2O = OF2 + 2HF

2F2 + 2Н2О = O2 + 4HF

С кислотами

  • Взаимодействует с безводной азотной кислотой при комнатной температуре с образованием диоксида-гипофторита азота и фтороводорода:

F2 + HNO3 → NO2FO + HF

или

F2 + HNO3 → FONO2 + HF

  • С серной кислотой образует гексафторид серы, фтороводород и кислород:

H2SO4 + 4F2 = 2HF + SF6 + 2O2

С щелочами и аммиаком

Фтор окисляет щелочи:

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O

Реагирует с газообразным аммиаком:

2NH3(г) + 3F2(г) = 6HF(г) + N2(г),

2NH3(г) + 6F2(г) = 6HF(г) + 2NF3(г)

С солями

Не взаимодействует

Взаимодействие фтора с водными растворами солей невозможны, т.к. он ступает в реакцию с водой.

С оксидами

Реагирует с оксидом кремния, который загорается в атмосфере F2:

2F2 + SiO2 = SiF4 + O2

Хлор

Способы получения хлора

Промышленный способ

Электролиз расплавов или водных растворов хлоридов, чаще – NaCl.

  • Электролиз расплава хлорида натрия:

NaCl → Na+ + Cl

K(–): Na+ +1e → Na0

A(+): 2Cl ̶ 2e → Cl20

2Na+ + 2Cl→ 2Na º + Cl2º

Таким образом, получаем:

2NaCl → 2Na + Cl2

  • Электролиз раствора хлорида натрия.

NaCl → Na+ + Cl

K(–): 2H2O + 2e → H2° + 2OH

A(+): 2Cl ̶ 2e → Cl20

2H2O + 2Cl→ H2°↑ + 2OH + Cl2°↑

Таким образом, получаем:

2NaCl + 2H2O → H2↑ + 2NaOH + Cl2

Лабораторный способ

Окисление концентрированной HCI сильными окислителями:

4HCI + MnO2 = Cl2↑ + МпCl2 + 2Н2O

16НСl + 2КМпО4 = 5Cl2↑ + 2MnCl2 + 2KCl + 8Н2O

6HCl + КСlO3 = ЗCl2↑ + KCl + 3Н2O

14HCl + К2Сr2O7 = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7Н2O

Физические свойства хлора

Хлор Cl2 при обычной температуре – тяжелый, желто-зеленый газ с резким удушающим запахом.

газ-хлор

Cl2 в 2,5 раза тяжелее воздуха, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); хорошо растворим в неполярных органических растворителях. В свободном состоянии встречается только в вулканических газах.

Химические свойства хлора

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, с образованием в устойчивые хлорид-ионы:

Cl20+ 2e = 2Cl

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Хлор взаимодействует с другими галогенами – более активные галогены окисляют менее активные. В зависимости от условий могут получиться различные соединения:

F2 + Cl2 = 2ClF

3F2 + Cl2 = 2ClF3

Br2 + Cl2 = 2BrCl

Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl

I2 + Cl2 = 2ICl

I2 + 3Cl2 = 2ICl3

I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl

С водородом

Реакция с водородом при обычных условиях не протекает. Однако, при нагревании, УФ — освещении или электрическом разряде реакция протекает со взрывом:

Cl2 + Н2 =2НСl

С серой

Cl2 + 2S (расплав) = S2Cl2

С азотом

Непосредственно не взаимодействует

С фосфором

ЗCl2 + 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)

С углеродом

Непосредственно не взаимодействует

С кремнием

2Cl2 + Si = SiCl4 (при нагревании)

С металлами

  • Активные металлы самовоспламеняются и горят в атмосфере сухого газообразного хлора:

Cl2+ 2Na = 2NaCl

3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3

  • Окисление малоактивных металлов происходит легче влажным хлором или его водными растворами:

Cl2 + Сu = CuCl2

3Cl2 + 2Аu = 2AuCl3

Взаимодействие со сложными веществами

Окислительно-восстановительные реакции

Окисляет сложные вещества:

ЗСl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

Cl2 + H2S = S + 2HCl

Cl2 + H2O + Na2SO3 → 2HCl + Na2SO4

Cl2 + 3H2O2 → 2HCl + 2H2O + O2

2Cl2 + 2H2O → 4HCl + O2 (на свету или кипячении)

Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl

С водой

При растворении хлора в воде вступает в реакцию диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), с образованием хлорноватистой кислоты:

Cl2 + Н2O = HCl + НClO

С водными растворами щелочей

При взаимодействии с щелочами хлор диспропорционирует с образованием солей, состав которых зависит от условий проведения реакции:

  • с холодным раствором щелочи образуются хлорид и гипохлорит:

Сl2 + 2NaOH (хол.) → NaCl + NaClO + H2O

  • с горячим раствором щелочи образуются хлорид и хлорат:

3Cl2 + 6NaOH (гор.) → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

  • Хлор также растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2 + 2Са(OH)2(хол.) → СaCl2 + Сa(ClO)2 + 2H2O

Эти реакции имеют важное практическое значение, приводят к получению гипохлоритов — КClO3 и Са(ClO)2; хлората калия (бертолетова соль) — КClO3

С солями

Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов:

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl

Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl

С органическими соединениями

  • замещение атомов водорода в молекулах органических соединений:
взаимодействие хлора с органическими соединениями
  • присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H2C = CH2 + Cl2 → Cl — H2C — CH2 — Cl 1,2-дихлорэтан

HC ≡ CH + 2Cl2 → Cl2HC — CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Бром

Способы получения брома

Промышленный способ

  • Исходное сырьё для получения брома — морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного производства, содержащие бром в виде бромид-иона Br-

Бром втесняют при помощи хлора:

2Вг + Cl2 = Br2 + 2Сl

 Далее бром отгоняют из раствора водяным паром или воздухом.


Лабораторный способ

  • В лаборатории для получения брома используют сильные окислители:

2NaBr + МnO2 + 2H2SO4 = Br2↓ + MnSO4 + Na2SO4 + 2Н2O

MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O

НВг + 2H2SO4 = 3Br2↓ + S↓ + 4Н2O

2HBr + Cl2 → Br2 + 2HCl

Физические свойства брома

бром_фото

В обычных условиях бром – красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом. При Т=-7,2°C жидкий бром застывает, образуя красно-коричневые игольчатые кристаллы.

Пары брома жёлто-бурого цвета, Ткип = 58,78°C.

В воде бром растворяется лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г H2O при 20°C). Хорошо растворим во многих органических растворителях.

Бромная вода имеет желто-бурую окраску, быстро исчезающую, при взаимодействии растворенного Br2 с каким-либо веществом. «Обесцвечивание бромной воды» — широко используется в качестве теста на обнаружение в растворе многих неорганических и органических веществ.

Химические свойства брома

Химические свойства брома сходны с хлором. Различаются только условия протекания реакций.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

Жидкий бром сильный окислитель. Например, железо и алюминий самовозгораются при соприкосновении с бромом даже при обычной температуре.

Al(тв) + 3/2Br2(ж) = AlBr3(тв), ΔH°298 = -513 кДж/моль

Al(тв) + 3/2Cl2(г) = AlBr3(тв), ΔH°298 = -704 кДж/моль

Fe(тв) + 3/2Br(тв) = FeBr3(тв), ΔH°298 = -269 кДж/моль

Fe(тв) + 3/2Cl2(г) = FeBr3(тв), ΔH°298 = -399 кДж/моль

С водородом

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при повышенной температуре. Реакция эндотермической и обратимой.

Br2 + H2 ↔ 2HBr

С азотом, углеродом, кислородом и благородными газами

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Бром окисляется более активными галогенами:

5Cl2 + Br2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl

Взаимодействие со сложными веществами

  • Бром окисляет сложные соединения:

Na2SO3 + Br2 + H2O = Na2SO4 + 2HBr

BaS + 4Br2 + 4H2O = BaSO4 + 8HBr

  • диспропорционирует в водном растворе:

3BrO ↔ BrO3 + 2Br

4BrO ↔ BrO4 + 3Br

Обесцвечивание бромной воды

Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на многие неорганические и органические соединения:

  • в воде SO2 и H2S в газообразном и растворенном виде, а также растворимые сульфиты и сульфиды реагируют с бромной водой, обесцвечивая ее:

Br2 + SO2 + 2Н2O = 2НВr + H2SO4

Br2 + Na2SO3 + Н2O = 2HBr + Na2SO4

Br2 + H2S = 2НВr + S↓

3Br2 + Na2S + ЗН2O = 6HBr + Na2SO3

R-CH=CH-R’ + Br2 → R-CHBr-CHBr-R’

  • Фенол и анилин также легко взаимодействуют с бромной водой:

С6Н5ОН + ЗBr2 → С6Н2Вг3ОН↓ + ЗНВr

С6Н5NH2 + ЗВr2 → С6H2Br3NH2↓ + ЗНВr

Йод

Способы получения йода

Промышленный способ

  • Йод, также как и бром, извлекают из морской воды, соленых озер, подземных рассолов и буровых вод, где он содержится в виде I.
  • Получение свободного йода с помощью различных окислителей, чаще всего газообразного хлора:

2 КI + СI2 = 2 КCl + I2

Лабораторный способ

  • Йод можно получить также как и хлор или бром действием различных окислителей (КМnО4, МnО2, КСlO3, КВrО3, FеСl3 и СuSO4) на иодоводородную кислоту:

2 КМnО4 + 16 НI = 2 КI + 2 MnI2 + 5I2 + 8 Н2О

КВrО3 + 6 НI = КВr + 5 I2 + 3 Н2О

2 FеC3 + 2 НI = 2 FeCl2 + I2 + 2 НСl

2 СuSO4 + 4 НI = 2 СuI + 2 Н2SO4 + I2

H2SO4 + 2HI  = I2↓ + SO2↑ + 2Н2O

Физические свойства йода

Свободный йод I2 при обычной температуре — черно-серое с фиолетовым оттенком кристаллическое вещество с металлическим блеском. Легко возгоняется. Пары йода имеют своеобразный запах и очень ядовиты.

йод_фото

Среди галогенов I2 обладает самой меньшей растворимостью в воде, однако он хорошо растворим в спирте и других органических растворителях.

Химические свойства йода

Химическая активность йода – наименьшая по сравнению с другими галогенами. Со многими элементами йод непосредственно не взаимодействует, а с некоторыми реагирует только при повышенных температурах (водород, кремний, многие металлы).

Йод-крахмальная реакция

Обнаружить I2 даже в самой минимальной концентрации можно с помощью раствора крахмала, который при наличии I2 окрашивается в грязно-синий цвет.

Йод-крахмальная реакция используется при качественном обнаружении йода, а также его количественного анализа

Взаимодействие с простыми веществами

С водородом

Реакция обратима и возможна только при высокой температуре:

H2(г)+ I2(кр)↔ 2HI(г), ΔH298= +53,1 кДж/моль

С металлами

При добавлении капли воды в качестве катализатора цинк, железо и алюминий в смеси с порошком йода горят, образуя йодиды:

Zn + I2 = ZnI2

С азотом, углеродом, кислородом

Непосредственно не взаимодействует

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Частично реагирует с водой (реакция диспропорционирования):

I2 + H2O = HI + HIO

С щелочью

Диспропорционирует в водном растворе щелочи:

NaOH + I2 ↔ NaI + NaIO + H2O

C аммиаком

C аммиаком образует аддукт нитрид трииодида:

3I2 + 5NH3 = 3NH4I + NH3∙NI3$

С иодидами щелочных металлов

Молекулы галогенов присоединяются к иодидам щелочных металлов с образованием полииодидов (периодидов):

I2 + KI = KI3

С окислителями

Йод проявляет восстановительные свойства в реакциях с сильными окислителями:

I2 + I0HNO3 = 2НIO3 + 10NO2 + 4Н2O

I2 + 5Н2O2 = 2НIO3 + 4Н2O

I2 + 5Cl2 + 6Н2O = 2НIO3 + 10HCl

C восстановителями

Иод менее сильный окислитель, чем фтор, хлор и бром. Восстановители, такие как H2S, Na2S2O3 и др. восстанавливают его до иона I:

I2 + H2S = S + 2HI

I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6