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.

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 брома и йода

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.

Фтор

Способы получения фтора

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

2KHF₂ → 2K + H₂ + 2F₂

Физические свойства фтора

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 = HalF_x

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^-1_x

• 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:

2NH_3(г) + 3F_2(г) = 6HF_(г) + N_2(г),

2NH_3(г) + 6F_2(г) = 6HF_(г) + 2NF_3(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.

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:

• 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

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) + 3/2Br_2(ж) = AlBr_3(тв), ΔH°₂₉₈ = -513 кДж/моль

Al_(тв) + 3/2Cl_2(г) = AlBr_3(тв), ΔH°₂₉₈ = -704 кДж/моль

Fe_(тв) + 3/2Br_(тв) = FeBr_3(тв), ΔH°₂₉₈ = -269 кДж/моль

Fe_(тв) + 3/2Cl_2(г) = FeBr_3(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

• Обесцвечивание бромной воды непредельными органическими соединениями:

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.

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:

H_2(г)+ I_2(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