Свойства и применение галогенов

ВАЖНО! Для того, что бы сохранить статью в закладки, нажмите: CTRL + D

Задать вопрос ВРАЧУ, и получить БЕСПЛАТНЫЙ ОТВЕТ, Вы можете заполнив на НАШЕМ САЙТЕ специальную форму, по этой ссылке >>>

Галогены: физические свойства, химические свойства. Применение галогенов и их соединений

Галогены в периодической таблице расположены слева от благородных газов. Эти пять токсических неметаллических элементов входят в 7 группу периодической таблицы. К ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Хотя астат радиоактивен и имеет только короткоживущие изотопы, он ведет себя, как йод, и его часто причисляют к галогенам. Поскольку галогенные элементы имеют семь валентных электронов, им необходим лишь один дополнительный электрон для образования полного октета. Эта характеристика делает их более активными, чем другие группы неметаллов.

Общая характеристика

Галогены образуют двухатомные молекулы (вида Х2, где Х обозначает атом галогена) – устойчивую форму существования галогенов в виде свободных элементов. Связи этих двухатомных молекул являются неполярными, ковалентными и одинарными. Химические свойства галогенов позволяют им легко вступать в соединение с большинством элементов, поэтому они никогда не встречаются в несвязанном виде в природе. Фтор – наиболее активный галоген, а астат – наименее.

Все галогены образуют соли I группы с похожими свойствами. В этих соединениях галогены присутствуют в виде галоидных анионов с зарядом -1 (например, Cl — , Br — ). Окончание -ид указывает на наличие галогенид-анионов; например Cl — называется «хлорид».

Кроме того, химические свойства галогенов позволяют им действовать в качестве окислителей – окислять металлы. Большинство химических реакций, в которых участвуют галогены – окислительно-восстановительные в водном растворе. Галогены образуют одинарные связи с углеродом или азотом в органических соединениях, где степень их окисления (СО) равна -1. Когда атом галогена замещён ковалентно-связанным атомом водорода в органическом соединении, префикс гало- может быть использован в общем смысле, или префиксы фтор-, хлор-, бром- , йод- – для конкретных галогенов. Галогенные элементы могут иметь перекрёстную связь с образованием двухатомных молекул с полярными ковалентными одинарными связями.

Хлор (Cl2) стал первым галогеном, открытым в 1774 г., затем были открыты йод (I2), бром (Br2), фтор (F2) и астат (At, обнаружен последним, в 1940 г.). Название «галоген» происходит от греческих корней hal- («соль») и -gen («образовывать»). Вместе эти слова означают «солеобразующий», подчёркивая тот факт, что галогены, вступая в реакцию с металлами, образуют соли. Галит – это название каменной соли, природного минерала, состоящего из хлорида натрия (NaCl). И, наконец, галогены используются в быту – фторид содержится в зубной пасте, хлор обеззараживает питьевую воду, а йод содействует выработке гормонов щитовидной железы.

Химические элементы

Фтор – элемент с атомным номером 9, обозначается символом F. Элементарный фтор впервые был обнаружен в 1886 г. путем выделения его из плавиковой кислоты. В свободном состоянии фтор существует в виде двухатомной молекулы (F2) и является наиболее распространенным галогеном в земной коре. Фтор – наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице. При комнатной температуре является бледно-жёлтым газом. Фтор также имеет относительно небольшой атомный радиус. Его СО – -1, за исключением элементарного двухатомного состояния, в котором его степень окисления равна нулю. Фтор чрезвычайно химически активен и непосредственно взаимодействует со всеми элементами, кроме гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar). В растворе H2O, плавиковой кислоты (HF) является слабой кислотой. Хотя фтор сильно электроотрицателен, его электроотрицательность не определяет кислотность; HF является слабой кислотой в связи с тем, что ион фтора основной (рН> 7). Кроме того, фтор производит очень мощные окислители. Например, фтор может вступать в реакцию с инертным газом ксеноном и образует сильный окислитель дифторид ксенона (XeF2). У фтора множество применений.

Хлор – элемент с атомным номером 17 и химическим символом Cl. Обнаружен в 1774 г. путём выделения его из соляной кислоты. В своём элементарном состоянии он образует двухатомную молекулу Cl2. Хлор имеет несколько СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При комнатной температуре он является светло-зеленым газом. Так как связь, которая образуется между двумя атомами хлора, является слабой, молекула Cl2 обладает очень высокой способностью вступать в соединения. Хлор реагирует с металлами с образованием солей, которые называются хлориды. Ионы хлора являются наиболее распространенными ионами, они содержатся в морской воде. Хлор также имеет два изотопа: 35 Cl и 37 Cl. Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением из всех хлоридов.

Бром – химический элемент с атомным номером 35 и символом Br. Впервые был обнаружен в 1826 г. В элементарной форме бром является двухатомной молекулой Br2. При комнатной температуре представляет собой красновато-коричневую жидкость. Его СО – -1, + 1, 3, 4 и 5. Бром более активен, чем йод, но менее активен, чем хлор. Кроме того, бром имеет два изотопа: 79 Вг и 81 Вг. Бром встречается в виде солей бромида, растворённых в морской воде. За последние годы производство бромида в мире значительно увеличилось благодаря его доступности и продолжительному времени жизни. Как и другие галогены, бром является окислителем и очень токсичен.

Йод – химический элемент с атомным номером 53 и символом I. Йод имеет степени окисления: -1, +1, +5 и +7. Существует в виде двухатомной молекулы, I2. При комнатной температуре является твёрдым веществом фиолетового цвета. Йод имеет один стабильный изотоп — 127 I. Впервые обнаружен в 1811 г. с помощью морских водорослей и серной кислоты. В настоящее время ионы йода, могут быть выделены в морской воде. Несмотря на то что йод не очень хорошо растворим в воде, его растворимость может возрасти при использовании отдельных йодидов. Йод играет важную роль в организме, участвуя в выработке гормонов щитовидной железы.

Астат – радиоактивный элемент с атомным номером 85 и символом At. Его возможные степени окисления: -1, +1, 3, 5 и 7. Единственный галоген, не являющийся двухатомной молекулой. В нормальных условиях является металлическим твёрдым веществом чёрного цвета. Астат является очень редким элементом, поэтому о нём известно немного. Кроме того, астат имеет очень короткий период полураспада, не дольше нескольких часов. Получен в 1940 г. в результате синтеза. Полагают, что астат похож на йод. Отличается металлическими свойствами.

В таблице ниже показано строение атомов галогенов, структура внешнего слоя электронов.

3d 10 4s 2 4p 5

4d 10 5s 2 5p 5

4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Подобное строение внешнего слоя электронов обусловливает то, что физические и химические свойства галогенов похожи. Вместе с тем при сопоставлении этих элементов наблюдаются и различия.

Периодические свойства в группе галогенов

Физические свойства простых веществ галогенов изменяются с повышением порядкового номера элемента. Для лучшего усвоения и большей наглядности мы предлагаем вам несколько таблиц.

Точки плавления и кипения в группе возрастают по мере роста размера молекулы (F <Cl <Br <I <At). Это увеличение означает увеличение силы Ван-дер-Ваальса.

Таблица 1. Галогены. Физические свойства: точки плавления и кипения

  • Атомный радиус увеличивается.

Размер ядра увеличивается (F < Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

ЧИТАЙТЕ ТАКЖЕ:  Лечебные свойства перги и ее применение

Таблица 2. Галогены. Физические свойства: атомные радиусы

Ковалентный радиус (пм)

Ионный (X — ) радиус (пм)

  • Энергия ионизации уменьшается.

Если внешние валентные электроны не находятся вблизи ядра, то для их удаления от него не потребуется много энергии. Таким образом, энергия, необходимая для выталкивания внешнего электрона не столь высока в нижней части группы элементов, так как здесь больше энергетических уровней. Кроме того, высокая энергия ионизации заставляет элемент проявлять неметаллические качества. Йод и дисплей астат проявляют металлические свойства, потому что энергия ионизации снижается (At < I < Br < Cl < F).

Таблица 3. Галогены. Физические свойства: энергия ионизации

Энергия ионизации (кДж/моль)

  • Электроотрицательность уменьшается.

Число валентных электронов в атоме возрастает с увеличением уровней энергии при прогрессивно более низких уровнях. Электроны прогрессивно дальше от ядра; Таким образом, ядро ​​и электроны не как притягиваются друг к другу. Увеличение экранирования наблюдается. Поэтому Электроотрицательность уменьшается с ростом периода (At < I < Br < Cl < F).

Таблица 4. Галогены. Физические свойства: электроотрицательность

  • Сродство к электрону уменьшается.

Так как размер атома увеличивается с увеличением периода, сродство к электрону, как правило, уменьшается (В < I < Br < F < Cl). Исключение – фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Таблица 5. Сродство галогенов к электрону

Сродство к электрону (кДж/моль)

  • Реактивность элементов уменьшается.

Реакционная способность галогенов падает с ростом периода (At <I <Br <Cl <F). Это связано с увеличением радиуса атома с возрастанием уровней энергии электронов. Это снижает притяжение валентных электронов других атомов, снижая реакционную способность. Это уменьшение также происходит из-за падения электроотрицательности с увеличением периода, что также снижает притяжение электронов. Кроме того, с увеличением размера атома снижается и окислительная способность.

Неорганическая химия. Водород + галогены

Галогенид образуется, когда галоген реагирует с другим, менее электроотрицательным элементом с образованием бинарного соединения. Водород реагирует с галогенами, образуя галогениды вида НХ:

Галогениды водорода легко растворяются в воде с образованием галогенводородной (плавиковой, соляной, бромистоводородной, иодистоводородной) кислоты. Свойства этих кислот приведены ниже.

Кислоты образуются следующей реакцией: HX (aq) + H2O (l) → Х — (aq) + H3O + (aq).

Все галоидоводороды образуют сильные кислоты, за исключением HF.

Кислотность галогеноводородных кислот увеличивается: HF <HCl <HBr <HI.

Плавиковая кислота способна гравировать стекло и некоторые неорганические фториды длительное время.

Может показаться нелогичным, что HF является самой слабой галогенводородной кислотой, так как фтор обладает самой высокой электроотрицательностью. Тем не менее связь Н-F очень сильна, в результате чего кислота очень слабая. Сильная связь определяется короткой длиной связи и большой энергией диссоциации. Из всех галогенидов водорода HF имеет самую короткую длину связи и самую большую энергию диссоциации связи.

Галогенные оксокислоты

Галогенные оксокислоты представляют собой кислоты с атомами водорода, кислорода и галогена. Их кислотность может быть определена с помощью анализа структуры. Галогенные оксокислоты приведены ниже:

  • Хлорноватистая кислота HOCl.
  • Хлористая кислота HClO2.
  • Хлорноватая кислота HClO3.
  • Хлорная кислота HClO4.
  • Бромноватистая кислота HOBr.
  • Бромноватая кислота HBrO3.
  • Бромная кислота HBrO4.
  • Иодноватистая кислота HOI.
  • Йодноватая кислота HIO3.
  • Метайодная кислота HIO4, H5IO6.

В каждой из этих кислот протон связан с атомом кислорода, поэтому сравнение длин связей протонов здесь бесполезно. Доминирующую роль здесь играет электроотрицательность. Активность кислотны возрастает с увеличением числа атомов кислорода, связанный с центральным атомом.

Внешний вид и состояние вещества

Основные физические свойства галогенов кратко можно выразить в следующей таблице.

Состояние вещества (при комнатной температуре)

Объяснение внешнего вида

Цвет галогенов является результатом поглощения видимого света молекулами, что вызывает возбуждение электронов. Фтор поглощает фиолетовый свет, и, следовательно, выглядит светло-жёлтым. Йод, наоборот, поглощает жёлтый свет и выглядит фиолетовым (жёлтый и фиолетовый – дополняющие цвета). Цвет галогенов становится темнее с ростом периода.

В закрытых ёмкостях жидкий бром и твёрдый йод находятся в равновесии со своими парами, которые можно наблюдать в виде цветного газа.

Хотя цвет астата неизвестен, предполагается, что он должен быть темнее йода (т. е. черным) в соответствии с наблюдаемой закономерностью.

Теперь, если вас попросят: «Охарактеризуйте физические свойства галогенов», вам будет что сказать.

Степень окисления галогенов в соединениях

Степень окисления часто используется вместо понятия «валентность галогенов». Как правило, степень окисления равна -1. Но если галоген связан с кислородом или другим галогеном, он может принимать другие состояния: СО кислорода -2 имеет приоритет. В случае двух различных атомов галогена, соединенных вместе, более электроотрицательный атом превалирует и принимает СО -1.

Например, в хлориде йода (ICl) хлор имеет СО -1, и йод +1. Хлор является более электроотрицательным, чем йод, поэтому его СО равна -1.

В бромной кислоте (HBrO4) кислород обладает СО -8 (-2 х 4 атома = -8). Водород имеет общую степень окисления +1. Сложение этих значений даёт СО -7. Так как конечное СО соединения должно быть нулевым, то СО брома равна +7.

Третьим исключением из правила является степень окисления галогена в элементарной форме (X2), где его СО равна нулю.

СО в соединениях

Почему СО фтора всегда -1?

Электроотрицательность увеличивается с ростом периода. Поэтому фтор имеет самую высокую электроотрицательность из всех элементов, что подтверждается его положением в периодической таблице. Его электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 5 . Если фтор получает еще один электрон, крайние р-орбитали полностью заполнены и составляют полный октет. Поскольку фтор имеет высокую электроотрицательность, он может легко отобрать электрон у соседнего атома. Фтор в этом случае изоэлектронен инертному газу (с восемью валентными электронами), все его внешние орбитали заполнены. В таком состоянии фтор гораздо более стабилен.

Получение и применение галогенов

В природе галогены находятся в состоянии анионов, поэтому свободные галогены получают методом окисления путём электролиза или с помощью окислителей. Например, хлор вырабатывается гидролизом раствора поваренной соли. Применение галогенов и их соединений многообразно.

  • Фтор. Несмотря на то что фтор очень реактивен, он используется во многих областях промышленности. Например, он является ключевым компонентов политетрафторэтилена (тефлона) и некоторых других фторполимеров. Хлорфторуглероды представляют собой органические химические вещества, которые ранее использовались в качестве хладагентов и пропеллентов в аэрозолях. Их применение прекратилось из-за возможного их воздействия на окружающую среду. Их заменили гидрохлорфторуглероды. Фтор добавляют в зубную пасту (SnF2) и питьевую воду (NaF) для предотвращения разрушения зубов. Этот галоген содержится в глине, используемой для производства некоторых видов керамики (LiF), используется в ядерной энергетике (UF6), для получения антибиотика фторхинолона, алюминия (Na3AlF6), для изоляции высоковольтного оборудования (SF6).
  • Хлор также нашёл разнообразное применение. Он используется для дезинфекции питьевой воды и плавательных бассейнов. Гипохлорит натрия (NaClO) является основным компонентом отбеливателей. Соляная кислота широко используется в промышленности и лабораториях. Хлор присутствует в поливинилхлориде (ПВХ) и других полимерах, которые используются для изоляции проводки, труб и электроники. Кроме того, хлор оказался полезен и в фармацевтической промышленности. Лекарственные средства, содержащие хлор, используются для лечения инфекций, аллергии и диабета. Нейтральная форма гидрохлорида – компонент многих препаратов. Хлор используется также для стерилизации больничного оборудования и дезинфекции. В сельском хозяйстве хлор является компонентом многих коммерческих пестицидов: ДДТ (дихлородифенилтрихлорэтан) использовался в качестве сельскохозяйственного инсектицида, но его использование было прекращено.

  • Бром, благодаря своей негорючести, применяется для подавления горения. Он также содержится в бромистом метиле, пестициде, используемом для хранения урожая и подавления бактерий. Однако чрезмерное использование бромистого метила было прекращено из-за его воздействия на озоновый слой. Бром применяют при производстве бензина, фотоплёнки, огнетушителей, лекарств для лечения пневмонии и болезни Альцгеймера.
  • Йод играет важную роль в надлежащем функционировании щитовидной железы. Если организм не получает достаточного количества йода, происходит увеличение щитовидной железы. Для профилактики зоба данный галоген добавляют в поваренную соль. Йод также используется в качестве антисептического средства. Йод содержится в растворах, используемых для очистки открытых ран, а также в дезинфицирующих спреях. Кроме того, йодид серебра имеет важное значение в фотографии.
  • Астат – радиоактивный и редкоземельный галоген, поэтому ещё нигде не используется. Тем не менее полагают, что этот элемент может помочь йоду в регуляции гормонов щитовидной железы.
ЧИТАЙТЕ ТАКЖЕ:  Масло макадамии свойства и применение

Источник: http://fb.ru/article/233619/galogenyi-fizicheskie-svoystva-himicheskie-svoystva-primenenie-galogenov-i-ih-soedineniy

Свойства и применение галогенов

К галогенам относятся пять основных неметаллических элементов, которые расположены в VII группе таблицы Менделеева. В эту группу входят такие химические элементы, как фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At.

Свое название галогены получили от греческого слова, которое в переводе обозначает образующий соль или «солеобразующий», так как в принципе большая часть соединений, которые содержат галогены и носят названия солей.

Галогены вступают в реакцию практически со всеми простыми веществами, за исключением только нескольких металлов. Они являются довольно таки энергичными окислителями, имеют очень сильный и резкий запах, прекрасно взаимодействуют с водой, а также имеют большую летучесть и высокую электроотрицательность. А вот в природе их можно встретить лишь в качестве соединений.

Физические свойства галогенов

1. Такие простые химические вещества, как галогены, состоят из двух атомов;

2. Если рассматривать галогены в обычных условиях, то следует знать, что фтор и хлор, находятся в газообразном состоянии, тогда как бром является жидким веществом, а йод и астат относятся к твердым веществам.

3. У галогенов температура плавления, кипения и плотность повышаются с увеличением атомной массы. Также при этом и меняется их окраска, она становиться более темной.

4. При каждом увеличении порядкового номера, уменьшается химическая активность, электроотрицательность и более слабыми становятся неметаллические свойства.

5. Галогены обладают способностью образовывать соединения между собой, как например BrCl.

6. Галогены при комнатной температуре могут находиться во всех трех состояниях материи.

7. Так же важно запомнить то, что галогены относятся к довольно таки токсичным химическим веществам.

Химические свойства галогенов

При химической реакции с металлами, галогены действуют, как окислители. Если, к примеру, взять фтор, то даже в обычных условиях он дает реакцию с большинством металлов. А вот алюминий и цинк воспламеняется даже в атмосфере: +2-1:ZnF2.

Получение галогенов

При получении фтора и хлора в масштабах промышленности используют электролиз или растворы солей.

Если вы внимательно рассмотрите рисунок, изображенный внизу, то увидите, как в лабораторных условиях с помощью установки для электролиза можно получить хлор:

На первом рисунке изображена установка для расплава хлорида натрия, а на втором уже для получения раствора хлорида натрия.

Такой процесс электролиза расплава хлорида натрия можно представить в виде даного уравнения:

При помощи такого электролиза, кроме получения хлора еще образуются также водород и гидроксид натрия:

Конечно же, водород получают более простым и дешевым способом, чего не скажешь об гидроксиде натрия. Его, так же, как и хлор получают практически всегда только с помощью электролиза раствора поваренной соли.

Если вы рассмотрите рисунок, изображенный вверху, то увидите, как лабораторным способом можно получить хлор. А получают его с помощью взаимодействия соляной кислоты с оксидом марганца:

В промышленности бром и йод получают с помощью реакции вытеснения этих веществ хлором из бромидов и йодидов.

Применение галогенов

Фтор или правильнее будет назвать фторид меди (CuF2) имеет довольно таки широкое применение. Его используют при изготовлении керамики, эмалей и различных глазурей. Имеющая в каждом доме тефлоновая сковородка и хладагент в холодильниках и кондиционере, также появились благодаря фтору.

Кроме бытовых нужд тефлон также используют в медицинских целях, так как его применяют при производстве имплантатов. Фтор необходим при изготовлении лизн в оптике и в зубных пастах.

Хлор также в нашей жизни встречается буквально на каждом шагу. Самым массовым и распространенным применением хлора, является, конечно же, поваренная соль NaCl. Она так же выступает в роли дезинтоксикационного средства и используется в борьбе с гололедом.

Кроме этого, хлор незаменим в производстве пластика, синтетического каучука и поливинилхлорида, благодаря которым мы получаем одежду, обувь и другие, нужные в нашей повседневной жизни вещи. Его используют при производстве отбеливателей, порошков, красителей, а также другой бытовой химии.

Бром, как правило, необходим, как светочувствительное вещество при печатании фотографий. В медицине он применяется, как успокаивающее средство. Также бром используют при производстве инсектицидов и пестицидов и т.д.

Ну, а всем известный йод, который имеется в аптечке у каждого человека, в первую очередь используется, как антисептик. Кроме своих антисептических свойств, йод присутствует в источниках света, а также является помощником для обнаружения отпечатков пальцев на бумажной поверхности.

Роль галогенов и их соединений для организма человека

Выбирая в магазине зубную пасту, наверное, каждый из вас обращал внимание на то, что на ее этикетке указывается содержание соединений фтора. И это неспроста, так как этот компонент участвует в построении зубной эмали и костей, повышает устойчивость зубов к кариесу. Также он играет важную роль в процессах обмена веществ, участвует в построении скелета костей и предупреждает появление такого опасного заболевания, как остеопороз.

Важная роль в организме человека отведена и хлору, так как он принимает активное участие в сохранении водно-солевого баланса и поддерживание осмотического давления. Хлор участвует в обмене веществ человеческого организма, построении тканей, ну и что тоже немаловажно – в избавление от лишнего веса. Соляная кислота, находящаяся в составе желудочного сока большое значение имеет для пищеварения, так как без нее невозможен процесс переваривания пищи.

Хлор необходим нашему организму и должен ежедневно в необходимых дозах поступать в него. Но если, же его норму поступления в организм превысить или резко снизить, то мы сразу же это ощутим в виде отеков, головных болей и других неприятных симптомов, которые способны не только нарушить обмен веществ, но и вызвать заболевания кишечника.

У человека в мозге, почках, крови и печени присутствует небольшое количество брома. В медицинских целях бром применяют, как успокоительное средство. Но при его передозировке могут быть неблагоприятные последствия, которые могут привести к угнетенному состоянию нервной системы, а в некоторых случаях и к психическим расстройствам. А недостаток брома в организме ведет к дисбалансу между процессами возбуждения и торможения.

Без йода наша щитовидная железа не может обходиться, так как он способен убивать микробы, поступающие в наше тело. При дефиците йода в организме человека может начаться заболевание щитовидной железы, под названием зоб. При этом заболевании появляются довольно неприятные симптомы. Человек, у которого появился зоб, чувствует слабость, сонливость, повышение температуры, раздражительность и упадок сил.

Из всего этого можно сделать вывод, что без галогенов человек мог бы не только лишиться многих необходимых в повседневной жизни вещей, но без них и не смог бы нормально функционировать наш организм.

ЧИТАЙТЕ ТАКЖЕ:  Свойства применение каменного угля

Источник: http://edufuture.biz/index.php?title=%D0%93%D0%B0%D0%BB%D0%BE%D0%B3%D0%B5%D0%BD%D1%8B

Физические свойства галогенов. Значение, строение, применение галогенов

«Рождающие соли» – так переводится название элементов, о свойствах которых пойдет речь в нашей статье. Находясь в VII А группе периодической системы химических элементов, они представляют собой наиболее активные неметаллы. Особенности строения атомов обуславливают как физические свойства галогенов, так и их способность к реакциям с металлами, водородом и другими неметаллическими элементами. Рассмотрим их подробнее.

Как положение в периодической системе влияет на строение атома

Отличительной чертой галогенов является их ярко выраженная электроотрицательность – способность забирать единичные отрицательно заряженные частицы у атомов менее активных элементов.

В этом случае электронные оболочки фтора, хлора, брома и йода заполняются электронами до октета и становятся устойчивыми анионами: F — , CI — и т. д. Атомы металлов при взаимодействии с элементами VII A группы отдают свои частицы, превращаясь в положительно заряженные катионы, а в молекулах образовавшихся солей, например хлорида натрия, фторида магния или йодида кальция, возникает прочная ионная связь. Простое вещество – галоген — представляет собой двухатомную молекулу, например CI2 или F2, содержащую между атомами ковалентную неполярную связь.

Изменение свойств веществ в VII А группе химических элементов

С увеличением заряда ядра и раздуванием атома за счет добавления новых энергетических слоев, электроотрицательность у галогенов уменьшается. Действительно, фтор является самым активным неметаллом и всегда имеет отрицательный заряд иона, т. е. он при взаимодействии с атомами других элементов забирает их электроны. Хлор в реакциях с веществами также электроотрицателен, за исключением оксидов, где его атом имеет положительную степень окисления. Физические свойства галогенов и их агрегатное состояние также изменяются с увеличением заряда ядра. Остановимся на этом вопросе подробнее.

От газа до кристалла

Простые вещества фтор и хлор представляют собой сильно токсичные газы. В малых концентрациях они вызывают раздражение слизистых оболочек глаз и верхних дыхательных путей. Длительное вдыхание паров галогенов приводит к параличу дыхательных мышц и удушью с летальным исходом. Именно поэтому немецкая армия в Первой мировой войне использовала хлор в качестве химического оружия.

С увеличением заряда ядра атома агрегатное состояние веществ изменяется, и бром уже представляет собой тяжелую жидкость красно-бурого цвета с резким запахом. Она может вызывать ожоги на коже, и особенно опасна при попадании в глаза.

Продолжим далее характеристику галогенов и остановимся на йоде и астате. Йод представлен в виде серо-фиолетовых кристаллов, плотность их — 4,94 г/см 3 . Вещество имеет низкую температуру плавления – 113,5° и при нагревании сразу же превращается в газ, минуя жидкую фазу. Такое явление в химии получило название сублимации.

Астат является радиоактивным элементом, по внешнему виду похожим на йод и так же, как он, способным к возгонке. В лаборатории его получают облучением атомов висмута ядрами атома гелия. Астат является наиболее редко встречающимся элементом в природе.

Особые свойства фтора

Рассмотрев физические свойства галогенов, остановимся на их способности реагировать с другими веществами. Интересным в этом отношении является фтор. Это первый элемент, который оказался способным образовывать соединения с инертными газами, в частности с ксеноном. Были получены несколько веществ – фторидов ксенона с различными степенями окисления инертного элемента: XeF2, XeF4, XeF6. С этого момента началось активное развитие химии благородных газов.

Другой галоген, формула которого CI2, — хлор — является вторым по активности элементом после фтора. Он взаимодействует с кислородом и образует несколько оксидов, в которых имеет такие степени окисления: +3, +5, +7. Как и все неметаллы, хлор реагирует с металлами, образуя соли – хлориды. Соединения хлора достаточно распространены в природе и входят в состав многих горных пород и минералов.

Распространенность неметаллов

Галогены в природе встречаются достаточно часто. В периоды вулканической активности большое количество газообразных соединений хлора, фтора и йода попадают в атмосферу Земли. Кроме того, как мы говорили ранее, хлориды представлены в виде рудообразующих соединений: сильвинита ( двойная соль KCI × NaCI), карналлита и поваренной соли. Отметим также, что хлор составляет примерно 0,05 % массы земной коры. Все элементы этого ряда, за исключением астата, не только входят в состав неживой природы, но и являются обязательными компонентами клеток растений, животных и человека.

Какие элементы входят в состав клеточных органелл

Биохимия – это наука, определяющая роль химических веществ в метаболических процессах, проходящих в живой клетке. Она подтверждает важное биологическое значение галогенов. Как оказалось, наибольшее распространение у прокариотов и эукариотов имеет хлор. Он является необходимым макроэлементом в цитоплазме и в межклеточной жидкости. Так, ионы хлора входят в состав плазмы крови, участвуют в транспорте веществ через клеточную мембрану, они также задействованы в процессах прохождения импульсов по нервному волокну. Атомарный фтор является компонентом эмали зубов, обеспечивая ее твердость и устойчивость к кариесу. Рассматривая физические свойства галогенов, выясним их значение в клеточном метаболизме.

Роль элементов VII А группы в обмене веществ

Бром и йод входят в комплексы биологически активных соединений: ферментов и гормонов. Например, трийодтиронин и тироксин, вырабатываемые тканями щитовидной железы и содержащие ионы йода, регулируют важнейшие процессы обмена веществ в организме человека. Их недостаточная секреция может вызвать такие тяжелые эндокринные патологии, как эндемический зоб или базедова болезнь. Основные источники поступления брома и йода в организм – это пищевая соль (хлорид натрия), морские водоросли, например такие, как ламинария (она содержит йод и бром), морепродукты.

Получение галогенов

Классическим примером, известным еще из школьного курса химии, является лабораторный опыт выделения свободного хлора из соляной кислоты действием на нее диоксида марганца при нагревании. Реакция обязательно проводится в вытяжном шкафу вследствие высокой токсичности газообразного хлора. Если в качестве окислителя использовать перманганат калия, то процесс можно проводить без нагревания реагентов. Фтор, хлор, бром и йод имеют широкое применение в химии органического синтеза, в фармакологии и медицине, поэтому получение галогенов проводится в промышленных масштабах методом электролиза. Чтобы выделить молекулы CI2 , используют электолизеры с концентрированным раствором хлорида натрия.

Хлор восстанавливается на аноде, его собирают, а затем сжижают под давлением до 6 атмосфер и при комнатной температуре. Для транспортировки полученного продукта используют стальные баллоны. Фтор, бром и йод также получают методом электролиза. Но при этом используют не растворы, а расплавы их солей.

Где и как используют неметаллы

Как простые вещества, так и соединения хлора, фтора, брома и йода имеют большое значение в жизни человека. Например, применение галогенов в медицине обусловлено бактерицидными свойствами спиртового раствора йода и хлорной извести. Последнее вещество можно использовать в проведении карантинных мероприятий, при очистке воды и дегазации зараженной территории. Высокие окислительные свойства хлора позволяют применять его в качестве отбеливателя ткани и бумаги.

Простое вещество также используют в промышленном производстве соляной кислоты. Фтор – незаменимый компонент в синтезе фторопластов, вследствие высокой химической активности им окисляют ракетное топливо. Бром входит в состав многих лекарственных средств, применяемых в неврологии для купирования судорожных состояний, при нервном истощении и бессоннице. Все выше приведенные примеры являются наглядным подтверждением того, какое важное значение для человека имеет применение галогенов в промышленности и быту.

Источник: http://fb.ru/article/348925/fizicheskie-svoystva-galogenov-znachenie-stroenie-primenenie-galogenov

Ссылка на основную публикацию