Что общего в физических и химических свойствах галогенов

Физические и химические свойства галогенов

Химические свойства галогенов

С ростом заряда ядра атома химического элемента, т.е. при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов снижается, что подтверждается способностью вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:

Наибольшей химической активностью обладает фтор. Большинство химических элементов даже при комнатной температуре взаимодействует с фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:

Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подобно фтору:

При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:

Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.

При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:

При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:

Бром, как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод в воде практически нерастворим.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Физические свойства галогенов

При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорошо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.

Получение галогенов

Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов:

Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:

Применение галогенов

Галогены используют в качестве сырья для получения различных продуктов. Так, фтор и хлор используют для синтеза различных полимерных материалов, хлор также является сырьем при производстве соляной кислоты. Бром и йод нашли широкое применение в медицине, бром также используется лакокрасочной промышленности.

Примеры решения задач

Молярная масса йода, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, равна – 254 г/моль. Найдем количество вещества образовавшегося йода:

v(I₂) = 508/254 = 2 моль

По уравнению реакции v(Cl₂) : v(I₂) = 1:1, следовательно, количество вещества хлора:

Источник

Что общего в физических и химических свойствах 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.

Источник

Что общего в физических и химических свойствах галогенов

3694 дн. с момента
как существует сайт

Владельцы сайта

Галогены

Химия неметаллов VIIA группы.mp4

Галогены – это элементы VII A группы главной подгруппы. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод и астат, который очень редко встречается в природе.

Все эти элементы являются типичными неметаллами. Галогены, означает « рождающие соли»

Рассмотрим таблицу, в которой отражены физические свойства галогенов.

Фтор является светло-жёлтым газом, хлор – жёлто-зелёный газ, бром – бурая жидкость, а йод – твёрдое вещество чёрно-серого цвета.

И з таблицы видно, что с ростом молекулярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления галогенов, их плотность.

Это связано, прежде всего, с увеличением размеров атомов и молекул, а, следовательно, и силами межмолекулярного взаимодействия.

От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски галогенов, а у кристаллов йода появляется металлический блеск.

Галогены – химически активные соединения, их активность уменьшается от фтора к йоду.

Фтор самый активный галоген, который при нагревании реагирует даже с золотом, серебром и платиной. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.

Галогены

1. Электролиз растворов и расплавов галогенидов:

2 KF = 2 K + F ₂ (единственный способ полученияя F ₂ )

2. Окисление галогенводородов:

2 KMnO ₄ +16 HCl =2 KCl +2 MnCl ₂ +5 Cl ₂ +8 H ₂ O – лабораторный способ получения хлора

Получение хлора.mp4

3. Промышленный способ – окисление хлором (для брома и йода):

Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

2Al + 3F 2 → 2 AlF 3

Взаимодействие хлора с медью.mp4

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

Cl 2 + H 2 →2 HCl (на свету)

Взаимодействие хлора с водородом.mp4

F 2 + H 2 → 2HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Р хлор.mp4

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

2H 2 O + 2F 2 →4 HF + O 2

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO

H 2 O + Br 2 → HBr + HBrO

Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O

3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

2KCl + F 2 → 2KF + Cl 2

2KBr + Cl 2 → 2KCl + Br 2

KBr + I 2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Взаимодействие хлора с органическими веществами

Взаимодействие хлора со скипидаром.mp4

Виртуальная практическая работа

Лабораторная работа “Химические свойства галогенов” (проделайте опыты, уравнения реакций можно не составлять)

Модуль включает модели приборов и веществ, необходимых для изучения химических свойств хлора, инструкцию, указывающую порядок действий. Ученику предлагается провести взаимодействие хлора с серой и медью, сфотографировать результаты взаимодействия.

Если Вы хорошо изучили эту часть урока, вставьте 5 пропущенных слов в тексте.

химические свойства галогенов

5 пропущенных слов

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

NaCl + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HCl↑

CaF 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2HF

PBr 3 + 3H 2 O → 3HBr↑ + H 3 PO 3

H 2 S + I 2 → S + 2HI

Mg + 2HBr → MgBr 2 + H 2 ↑

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ↑

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

Na 2 O + 2HCl → 2NaCl + H 2 O

ZnO + 2HI → ZnI 2 + H 2 O

KOH + HCl → KCl + H 2 O (реакция нейтрализации)

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

AgNO 3 + HCl → AgCl + HNO 3

Li 2 CO 3 + 2HBr →2 LiBr + H 2 CO 3

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

4HI + MnO 2 → I 2 + MnI 2 + 2H 2 O

2HI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + H 2 O

4HI + O 2 → 2H 2 O +2 I 2

2HI + Br 2 → 2HBr + I 2

2HCl + H 2 SO 4 → Cl 2 + SO 2 + 2H 2 O

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO 2 с плавиковой кислотой.

SiO 2 + 4HF → SiF 4 + 2H 2 O

Растворение стекла в плавиковой кислоте.mp4

Обнаружить ионы галогенов возможно воздействием на растворы солей, содержащих галоген ион нитратом серебра (AgNO3). При наличии хлор-иона образуется белый творожистый осадок хлорида серебра: NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓ При наличии бром-иона образуется бледно-желтый творожистый осадок бромида серебра: NaBr + AgNO3 → NaNO3 + AgBr↓ При наличии бром-иона образуется желтый творожистый осадок иодида серебра: NaJ + AgNO3 → NaNO3 + AgJ↓

Осадки не растворимы в воде и азотной кислоте.

Применение галогенов и их соединений

При­род­ное со­еди­не­ние фтора — крио­лит Na 3AlF 6 — при­ме­ня­ет­ся при по­лу­че­нии алю­ми­ния. Со­еди­не­ния фтора ис­поль­зу­ют­ся в ка­че­стве до­ба­вок в зуб­ные пасты для предот­вра­ще­ния за­бо­ле­ва­ний ка­ри­е­сом.

Хлор ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся для по­лу­че­ния со­ля­ной кис­ло­ты, в ор­га­ни­че­ском син­те­зе при про­из­вод­стве пласт­масс и син­те­ти­че­ских во­ло­кон, ка­у­чу­ков, кра­си­те­лей, рас­тво­ри­те­лей и др. Мно­гие хлор­со­дер­жа­щие со­еди­не­ния ис­поль­зу­ют для борь­бы с вре­ди­те­ля­ми в сель­ском хо­зяй­стве. Хлор и его со­еди­не­ния при­ме­ня­ют­ся для от­бе­ли­ва­ния льня­ных и хлоп­ча­то­бу­маж­ных тка­ней, бу­ма­ги, обез­за­ра­жи­ва­ния пи­тье­вой воды. Прав­да, при­ме­не­ние хлора для обез­за­ра­жи­ва­ния воды да­ле­ко не без­опас­но, для этих целей лучше ис­поль­зо­вать озон. Про­стые ве­ще­ства и со­еди­не­ния брома и иода ис­поль­зу­ют­ся в фар­ма­цев­ти­че­ской и хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти.

Токсичность галогенов

Вслед­ствие вы­со­кой ре­ак­ци­он­ной спо­соб­но­сти (осо­бен­но это ярко про­яв­ля­ет­ся у фтора) все га­ло­ге­ны яв­ля­ют­ся ядо­ви­ты­ми ве­ще­ства­ми с силь­но вы­ра­жен­ным уду­ша­ю­щим и по­ра­жа­ю­щим ткани воз­дей­стви­я­ми.Боль­шую опас­ность пред­став­ля­ют пары и аэро­золь фтора, так как в от­ли­чие от дру­гих га­ло­ге­нов имеют до­воль­но сла­бый запах и ощу­ща­ют­ся толь­ко в боль­ших кон­цен­тра­ци­ях.

Источник

Галогены

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Природные соединения

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Не все знают, что под пугающим названием «галогены» зачастую скрываются распространенные в быту вещества. Не в чистом виде, но все-таки. Отдельными представителями «семейства» ежедневно пользуется каждый человек.

На упаковке любой зубной пасты имеется словосочетание со словом «фтор». Полезен для зубной эмали.

Хлор знаком любой домохозяйке и сотруднику клининговой компании. А уж его запах знают все, кто посещал бассейн или лечебные учреждения России. Не пустой звук для советских школьников. Даже не из курса химии, а из уроков химзащиты в рамках начальной военной подготовки (НВП).

Про «бром» ходили легенды среди военнослужащих СССР. Насколько сведения достоверны – неизвестно.

Темно-коричневая бутылочка с «йодом» – постоянный спутник любителя поиграть с котенком и непоседливого ребенка. Распространенный антисептик.

Что такое галогены

Определяют, как элементы 17-ой группы таблицы Менделеева. Сторонники «старой школы» выразились бы: «главной подгруппы VII группы».

Название представляет собой компиляцию греческих слов. Означает приблизительно «солерождающий». Такое определение было дано в XIX веке британским ученым Гэмфри Дэви.

Перечень и общая характеристика галогенов

С первыми четырьмя элементами из списка некоторое знакомство имеется. Надо заметить, что вещества хоть и достаточно распространенные, но в чистом виде в природе не встречаются. Только в составе соединений.

Астат – элемент не просто редкий, а самый редкий из всех встречающихся на планете. Его «запасы» оцениваются в 1 г. Свойства доподлинно не известны. Так как из-за радиоактивности и мизерной «продолжительности жизни» в достаточных количествах выделить не получилось.

Теннессин существует скорее теоретически. На Земле, по крайней мере, не нашли. Рекордное зафиксированное (и признанное) в лаборатории количество – 6 ядер. Включая изотоп.

Легко заметить, что до «идеальных» инертов не хватает всего-то электрончика. А так хочется. Не удивительно, что так агрессивны.

Физические свойства

Галогены – ярко выраженные неметаллы. Летучи, с характерно едким «ароматом». Причем для йода (I₂) жидкое агрегатное состояние вообще не характерно. При разогреве просто испаряется фиолетовым дымком.

Хлор – настоящее боевое отравляющее вещество. И применялось в таком качестве. Попадая в незащищенные глаза и органы, образует кислоты. С соответствующими последствиями. Для летального исхода достаточно концентрации в воздухе 2 мг/л.

Насыщенность цветов с «утяжелением» ядер возрастает. Активность, напротив, падает.

В воде растворимость ограничена. Лучше ведёт себя с органическими растворителями. Растворы оригинально окрашены: от слабо желтого до фиолетового.

Химические свойства галогенов

Можно сказать, что F реагирует со всеми простыми субстанциями, кроме отдельных благородных газов. А так (с облучением):

Остальные элементы ряда не взаимодействуют с:

Источник