19.1. Общая характеристика галогенов

К галогенам относятся пять элементов: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At. Галогены  неметаллы, расположены в главной подгруппе VII группы периодической системы.

Электронное строение внешнего слоя - ns²np⁵ (n номер периода).

Характерная валентность равна I, в возбужденном состоянии возможно появление 3, 5, 7 валентных электронов (за исключением фтора).

Степени окисления: 1, 0 (F); 1, 0, +1, +3, +5, +7 (Сl, Br, I).

Положительные степени окисления галогены проявляют в соединениях с более электроотрицательным элементом кислородом (HXO, HXO₂, HXO₃, HXO₄) или с более активным галогеном (FCl).

Галогены (за исключением астата) широко распространены в природе в виде солей (NaCl, KСl, MgCl₂, CaF₂ и др.), содержатся в морской воде; в свободном состоянии не встречаются.

Физические свойства и медико-биологическое значение

Фтор и хлор  газы, бром - жидкость, иод - твердое вещество. Молекулы галогенов двухатомны.

Фтор в виде фторапатита Ca₅(PO₄)₃F содержится в зубах и костях.

Хлор в составе NaCl является одним из основных компонентов плазмы крови, раствор NaCl с массовой долей 0.9 % (физиологический раствор) используется в медицине, в санитарно-гигиенической практике применяется как дезинфицирующее вещество хлорная известь СaCl(ClO). Большие количества брома и иода расходуются на изготовление лекарств. Все галогены ядовиты и обладают бактерицидными свойствами.

Получение

Фтор, как самый сильный окислитель, получают только электролизом расплава CaF₂.

Хлор в промышленных условиях получают электролизом расплава и раствора NaCl:

2NaCl 2Na +Cl₂

2NaCl + 2H₂O Cl₂ + H₂ + 2NaOH

В лабораторных условиях хлор получают при действии на соляную кислоту окислителей:

16HCl + 2KMnO₄  5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

4HCl+ MnO₂ Cl₂+ MnCl₂ +2H₂O; 6HCl +KClO₃ 3Cl₂+ KCl+3H₂O

Аналогично хлору получают бром и иод. Кроме того, используют взаимодействие солей брома и иода с более активным галогеном:

2kbr + Cl₂  2kcl + Br₂

Химические свойства

При переходе от фтора к иоду возрастает радиус атома, уменьшается электроотрицательность, ослабевают окислительные свойства галогенов, и усиливаются восстановительные свойства их ионов.

1) Галогены взаимодействуют с металлами и неметаллами:

2Fe + 3Cl₂  2FeCl₃ ; Ca + F₂  CaF₂

Fe + I₂  FeI₂ ; 2S + Cl₂  S₂Cl₂

5Cl₂ + I₂ + 6H₂O  10hcl + 2HIO₃

H₂ + Cl₂ 2HCl

Последняя реакция протекает по радикальному механизму:

а) Cl₂ 2Cl^. ; б) Cl^. + HH  HCl + H^.

в) H^. + ClCl  HCl + Cl^. и т.д.

2) Взаимодействие галогенов с водой и щелочами (диспропорцио-нирование):

F₂ + H₂O  2HF + O (O₂, O₃, F₂O, H₂O₂)

2F₂ + 2NaOH  F₂O + 2NaF + H₂O

Cl₂ + H₂O D Hcl +HClO ; 3Cl₂ +3H₂O 5hcl + HClO₃

Cl₂ + 2NaOH  NaCl + NaClO + H₂O

3Cl₂ + 6NaOH 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Хлорная известь сильный окислитель (за счет выделения атомарного кислорода).

Так, на воздухе идет реакция:

2CaOCl₂ + CO₂ + H₂O  CaCO₃ + CaCl₂ + 2HOCl

HOCl  Hcl + O

Бром и иод взаимодействуют с водой и щелочами аналогично хлору, но менее активно и обратимо.

3) Галогены вступают в реакции присоединения (а,б) и замещения (в,г) с органическими соединениями:

в) CH₄+Cl₂ CH₃Cl+ HCl; г) С₆H₆ +Cl₂ C₆H₅Cl+Hcl