Элементы VIIА группы. Галогены

На этой странице вы узнаете 

• Есть ли галогены внутри нас?
• «Разрушительный» фтор: почему он такой особенный?
• «Йод» или «Иод»?
• Может ли вода гореть? 

Фторированная паста, хлорные отбеливатели, медицинский иод — эти названия у всех на слуху. Галогены входят в состав многих довольно распространенных веществ, которые встречаются в повседневной жизни постоянно. Об этой группе химических элементов мы и поговорим в статье.

Общая характеристика VIIA группы 

Сейчас мы разберемся, какие химические элементы относят к этой группе и каковы их особенности. 

Галогены — это элементы VIIA-группы таблицы Менделеева: 

• фтор F, 
• хлор Cl, 
• бром Br, 
• иод I,
• астат At. 

Есть ли галогены внутри нас? В нашем организме содержится, например, иод. При массе тела человека 70 кг, в организме содержится около 12—20 мг иода. Он является важным микроэлементом для правильной работы щитовидной железы и поддержания других важных функций человеческого организма.  На пузырьке с иодом в вашей домашней аптечке написано: «Для наружного применения». Это важно, и стоит строго соблюдать рекомендации! Но есть еще иод в таблетках для приема внутрь. Среднестатистическому человеку необходимо ежедневно потреблять до 0,15 мг иода, иначе он рискует заболеть гипотиреозом и другими болезнями. Не является рекомендацией, перед приемом проконсультируйтесь с врачом.

Галогены образуют простые вещества в виде двухатомных молекул: F₂, Cl₂, Br₂, I₂. Выделяется в этом ряду астат — это радиоактивный элемент, который может быть получен только искусственным путем. Интересно, что астат — это наиболее редкий элемент среди всех, встречающихся на планете. Его суммарное содержание в земной коре в любой момент времени не может превышать одного грамма.

Запомним: все галогены — сильные окислители, относятся к неметаллам.

Рассмотрим свойства атомов галогенов снизу вверх в периодической системе, от астата к фтору. 

Уменьшаются:	Увеличиваются:
атомный радиус	электроотрицательность
металлические свойства	энергия ионизации
основные свойства	сродство к электрону
восстановительные свойства

Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns²np⁵. Для атомов галогенов в возбужденном электронном состоянии (кроме фтора) возможно распаривание одной или двух электронных пар и перенос неспаренных электронов на d-орбиталь. 

«Разрушительный» фтор: почему он такой особенный? Фтор — уникальный элемент: его атом обладает самой высокой электроотрицательностью, из-за чего невероятно сильно притягивает к себе электроны, а значит, «отнять» их у фтора никто не может.  Из этого вытекает то, что фтор не проявляет положительных степеней окисления, только отрицательную -1.

А что с другими галогенами? У хлора, брома и иода все более прозаично: 

• Высшая степень окисления равна номеру группы: +7. 
• Низшая степень окисления определяется по формуле «номер группы − 8»: −1 . 
• Наиболее характерные промежуточные степени окисления нечетные, как и номер группы, в которой они находятся. 

Тогда вырисовывается следующий набор степеней окисления для галогенов: 

• F: -1, 0; 
• Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Галогены сильно различаются по физическим свойствам:

Фтор	Желтоватый ядовитый газ с резким запахом.
Хлор	Желто-зеленый ядовитый газ с резким удушливым запахом.
Бром	Бурая зловонная жидкость.
Иод	Черно-серые кристаллы с фиолетовым металлическим блеском. При нагревании способен возгоняться (сублимироваться) с образованием паров иода фиолетового цвета.

«Йод» или «Иод»? Возможно, этот вопрос интересовал и вас. Можно использовать и первое, и второе название. В середине XX века Международным союзом теоретической и прикладной химии было принято название «Иод» и символ обозначения — I. Однако, в быту, биологии и медицине остается уместным использование старого названия «Йод». Интересно, что впервые получил иод в 1811 году Бернар Куртуа, а название ему дал в 1814 году Гей-Люссак. Это название происходит от др.-греч. ἰο-ειδής (букв. «фиалкоподобный»), что связано с фиолетовым цветом пара, который наблюдал французский химик Бернар Куртуа при получении иода нагреванием золы морских водорослей с концентрированной серной кислотой.

Химические свойства галогенов

У всех галогенов достаточно высокие значения электроотрицательности (ЭО) на фоне других элементов. К чему это ведет? К тому, что все галогены являются крайне активными веществами, при этом их активность растет к фтору: 

В реакциях из-за высоких ЭО они обычно играют роль окислителей («воров электронов»). Фтор при этом является самым сильным окислителем из них, а иод — самым слабым.

1. Реакция с металлами. 

Галогены — неметаллы, поэтому по «закону противоположностей» они будут взаимодействовать с металлами, причем из-за своей активности практически со всеми. Название «галогены» можно перевести как «рождающие соли». Это объясняется тем, что в реакциях с металлами галогены образуют соли.

2. Реакции с неметаллами. 

Из-за своей бешеной активности фтор реагирует практически со всеми неметаллами, в том числе с другими галогенами, тоже имеющими очень высокую химическую активность.

Обратим внимание на реакции галогенов с фосфором. Фосфор энергично взаимодействует с галогенами, при этом может соединяться как с тремя, так и с пятью атомами галогена. Это зависит от следующих факторов:  

• При избытке окислителя или воздействии такого сильного окислителя, как F₂, фосфор окисляется по максимуму до +5.  
• При недостатке окислителя или при воздействии такого слабого окислителя, как I₂, фосфор окисляется только до +3.

Иод из-за своей меньшей, по сравнению с другими галогенами, активности не взаимодействует с кремнием и серой. 

Все галогены (кроме фтора) не взаимодействуют напрямую с кислородом и азотом ввиду близких значений электроотрицательности (то есть «не могут решить», кто в реакции будет окислителем, а кто — восстановителем). По этой же причине они не реагируют с углеродом.

3. Реакции с водой.

Малоактивный иод с водой не взаимодействует в принципе. А как себя ведут хлор с бромом? 

У них проявляется интересное свойство: они в воде диспропорционируют: так как вода не обладает выраженными окислительными или восстановительными свойствами, роли и окислителя, и восстановителя приходится брать на себя хлору и брому, поэтому они и повышают, и понижают степень окисления самостоятельно:  

Единственный, кто может заставить воду «поработать», — это фтор. В реакции с ним воде приходится быть восстановителем («жертвой»). 

Может ли вода гореть?  Интересный момент: вода в атмосфере фтора горит синим пламенем. Все потому, что в ее состав входит водород — «горючее» и кислород — «поджигатель». Такое взаимодействие может привести даже к взрыву.

4. Реакции со щелочами. 

Образом, аналогичным реакциям с водой, галогены взаимодействуют и со щелочами, но еще более интересно. При разной температуре раствора реакция протекает по-разному, в холодном растворе щелочи образуется гипохлорит, а в горячем — хлорат: 

5. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) с участием галогенов. 

Галогены — сильноэлектроотрицательные элементы. Это значит, что галогены выступают в основном в роли окислителей, понижая свои степени окисления до единственно возможной -1. Иод может также выступать в роли восстановителя.

Алгоритм написания ОВР: 

1. Находим в реагентах окислителя и восстановителя. 
2. Определяем, до какой степени окисления повысит восстановитель; до какой понизит окислитель (в зависимости от условий, среды раствора и прочих факторов). 
3. Не поучаствовавшие в окислительно-восстановительном взаимодействии ионы «пристраиваем» к среде раствора (кислоте/щелочи/воде).

Получение галогенов

Существует несколько распространенных способов получения галогенов. В промышленности в основном используют электролиз расплавов и растворов солей. А вот в лаборатории их можно получить реакцией галогеноводородов с сильными окислителями. 

Электролиз расплавов и растворов галогенидов. Фтор можно получить только путем электролиза расплава фторида.	2NaCl + 2H2O (эл.ток) = H2 + Cl2 + 2NaOH 2NaF (расплав, эл. ток) = 2Na + F2
Реакции вытеснения галогенами менее активных галогенов из бескислородных кислот и солей ОВР: окисление HCl, HBr, HI до простых веществ.	Cl2 +2HBr = 2HCl + Br2 Br2 + 2NaI = 2NaBr + I2
Способ получения галогенов в лаборатории.	2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O

Галогеноводороды

Галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI) представляют собой газы, хорошо растворимые в воде. Растворы этих газов в воде и являются кислотами: фтороводородной, хлороводородной и т.д.

Повторим, как формируются названия их и их солей: 

• Название водородных кислот строится из названия галогена (фтор, иод и т.д.) и водорода.
• Если нужен кислотный остаток, то к названию галогена просто добавляем суффикс -ид.

Получение галогеноводородов 

В промышленности основным способом получения галогеноводородов является синтез непосредственно водорода и галогена. В лаборатории — гидролиз бинарных соединений фосфора и кремния.

Синтез из простых веществ.Получение в промышленности.	H2 + Cl2 = 2HCl H2 + Br2 = 2HBr
Воздействие концентрированной серной кислоты на безводные хлориды и фториды.Для получения бромо- и иодоводорода подобный способ не используют из-за протекания ОВР.Получение в лаборатории.	H2SO4(конц.) + NaCl(т) = NaHSO4 + HCl↑ H2SO4(конц.) + NaF(т) = NaHSO4 + HF↑
Гидролиз бинарных соединений фосфора и кремния.	PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl

Фактчек

• Галогены — это элементы VIIA-группы таблицы Менделеева, которые образуют простые вещества в виде двухатомных молекул: F₂, Cl₂, Br₂, I₂.
• Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии — ns²np⁵.
• Галогены являются окислителями, за счет своей электроотрицательности самым сильным окислителем является фтор (отсюда и его название «разрушительный»).
• Фтороводородная кислота является единственной слабой из всех галогеноводородных кислот.

Проверь себя 

Задание 1.
У атома какого из галогенов наименьший атомный радиус? 

1. фтор
2. хлор
3. бром
4. иод

Задание 2.
Какой галоген при комнатной температуре представляет собой жидкость? 

1. фтор
2. хлор
3. бром
4. иод

Задание 3.
С каким веществом не будет реагировать хлор? 

1. бромид калия
2. кислород
3. водород
4. кремний

Задание 4.
Какая из приведенных кислот является слабой? 

1. плавиковая кислота
2. соляная кислота
3. бромоводородная кислота
4. иодоводородная кислота 

Ответы: 1. —  1; 2. — 3; 3. — 2; 4. — 1.