Литература: [1] с. 330 - 338, [2] с. 411 - 415, [3] с. 262 - 270 Лекция № 2. Элементы VII-a-подгрупы (галогены)

Элементы VIIA-подгруппы: фтор - F, хлор - Cl, бром - Br, иод - I (галогены) и радиоактивный астат - At. Фтор и иод представлены в природе одними изотопами - ¹⁹F и ¹²⁷I, хлор и бром имеют по два природных изотопа: ³⁵Cl (75,5%) и ³⁷Cl (24,5%); ⁷⁹Br (50,5%) и ⁸²Br (49,5%). Радиоактивный изотоп ¹³¹I (период полураспада 8 суток) - один из наиболее опасных продуктов деления урана, поскольку накапливается в щитовидной железе. Астат в природе практически не встречается, его получают искусственным путем. Самый долгоживущий изотоп ²¹¹At имеет период полураспада 8,3 часа.

Общая электронная формула галогенов - ns²np⁵ - обусловливает проявление в большинстве их соединений степени окисления -1. Для фтора, обладающего самой высокой электроотрицательностью (4,0 по Полингу), данная степень окисления является единственной. Хлор, бром и иод могут проявлять более высокие степени окисления (в основном +1, +3, +5 и +7) за счет использования вакантных орбиталей d-подуровня, как показано на схеме для атома хлора:

Фтор и хлор - распространенные элементы земной коры (0,03 и 0,02 мол.% соответственно). Кларки брома и иода выражаются значительно более скромными числами (8,510^-5 и 410^-6 мол.%). Основные минералы фтора и хлора: CaF₂ - плавиковый шпат (флюорит), Na₃[AlF₆] - криолит, Ca₅(PO₄)₃F - фторапатит, NaCl - каменная соль (галит), KCl - сильвин, NaClKCl - сильвинит, KClMgCl₂6H₂O - карналлит. Бром и иод самостоятельных минералов не образуют и обычно сопутствуют хлору. Иод накапливается некоторыми морскими водорослями.

Все галогены играют важную биологическую роль. Фтор входит в состав зубной эмали. Пониженное содержание фтора в питьевой воде (меньше 0,5 мг/л) способствует развитию кариеса. Однако, повышенное содержание фтора приводит к другому заболеванию зубов - флюорозу. Хлор поступает в организм человека в основном в виде поваренной соли (дневная норма составляет 4 - 8 г) и участвует в образовании желудочного сока, содержащего 0,3 % хлороводорода. Иод концентрируется в основном в щитовидной железе и входит в состав тироксина - гормона щитовидной железы. Недостаточное поступление иода в организм приводит к нарушению обмена веществ, замедлению роста и ослаблению умственного развития (кретинизм), а также к развитию базедовой болезни. Содержание брома в организме среднего человека (масса тела 70 кг) составляет 260 мг, но биологическая роль данного элемента в настоящее время еще не изучена.

Физические свойства. Галогены образуют простые вещества с двухатомными молекулами: F₂ – светло-желтый газ, т.кип. -188 С, т.пл. -220 С, Cl₂ – желто-зеленый газ, т.кип. -34 С, т.пл. -101 С, Br₂ - тяжелая красно-бурая жидкость, т.кип. 59 С, I₂ - черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском, легко переходящие в газообразное состояние, минуя жидкое (сублимация или возгонка). Хлор легко сжижается при давлении более 6 атм. и комнатной температуре, ограниченно растворяется в воде (в одном объеме воды 2 объема хлора). Бром и иод плохо растворимы в воде (3,6 г брома или 0,03 г иода на 100 г воды), но хорошо растворимы в некоторых органических растворителях. Фтор с водой реагирует.

Фтор и хлор чрезвычайно токсичны, вызывают глубокое поражение органов дыхания, отек слизистых и легких. Бром сильно разъедает кожу и резину. Иод в больших концентрациях токсичен и может вызвать поражение органов дыхания (иодный насморк), в умеренных концентрациях обладает дезинфицирующим действием.

Получение и применение галогенов. Фтор получают электролизом раствора фторида калия в жидком фтористом водороде. Хлор в промышленности обычно получают электролизом раствора хлорида натрия или калия:

эл.ток

2КСl + 2H₂O  H₂ + Cl₂ + 2КОН

катод анод раствор

Лабораторным методом получения хлора является окисление концентрированной соляной кислоты при нагревании. Например:

2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂ + 8H₂O;

t

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Бром и иод получают действием окислителей (KMnO₄, MnO₂, РbO₂, K₂Cr₂O₇, KClO₃) на растворы бромидов или иодидов в кислой среде. В промышленных условиях дешевым и удобным окислителем является хлор:

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

Фтор используется для разделения изотопов урана, как окислитель ракетного топлива, для синтеза хладоагентов и полимерных материалов - фторопластов, например, фреона CF₂Cl₂ или тефлона (С₂F₄)_n. Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, для получения хлороводородной кислоты, используется в синтезе хлорорганических производных, в металлургии. Бром используется для получения лекарственных препаратов и ядохимикатов. Иод применяют в цветной металлургии, ракетной технике, в медицине.

Химические свойства. В виде простых веществ галогены исключительно активные неметаллы. Особенно активен фтор, что обусловлено малой энергией диссоциации молекулы F₂ (159 кДж/моль) и низкой энергией активации реакций с ее участием (меньше 4 кДж/моль). С водородом фтор реагирует уже при -252 С.

H₂ + F₂ = 2HF

При температуре -190 С фтор реагирует с серой и фосфором:

S + 3F₂ = SF₆; 2P + 5F₂ = 2PF₅

Активность фтора столь высока, что при высоких температурах он окисляет платину и тяжелые инертные газы:

Pt + 2F₂ = PtF₄; Xe + 2F₂ = XeF₄

Непосредственно со фтором не взаимодействуют только гелий, неон, аргон, азот и углерод в виде алмаза.

Легко взаимодействует фтор с оксидами. В его атмосфере горят даже стекло и вода:

SiO₂ + 2F₂ = SiF₄ + O₂; 2H₂O + 2F₂ = 4HF + O₂

Хлор по активности незначительно уступает фтору. Не взаимодействует только с инертными газами, кислородом и азотом. При незначительном нагревании реагирует с фосфором, мышьяком, сурьмой, кремнием, натрием и магнием.

2Fe + 3Cl₂ 2FeCl₃ ; Cu + Cl₂ CuCl₂;

Si + 2Cl₂ SiCl₄

Фосфор и сера реагируют с хлором ступенчато:

2S + Cl₂ S₂Cl₂ ; 2P + 3Cl₂ 2PCl₃ ;

дихлорид дисеры хлорид фосфора(III)

S₂Cl₂ + Cl₂ 2SCl₂; PCl₃ + Cl₂ PCl₅

хлорид серы(II) хлорид фосфора(V)

При растворении в воде хлор частично с ней реагирует, диспропорционируя:

Cl₂ + H₂O HCl + HOCl

В растворах щелочей данное равновесие смещается вправо, при этом состав продуктов реакции определяется температурой:

0 C

Cl₂ + 2NaOH  NaCl + NaClO + H₂O;

>70 C

3Cl₂ + 6NaOH  5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Химическая активность брома и иода по сравнению с хлором понижена, но вполне достаточна для взаимодействия с большинством неметаллов и металлов. В то же время бром и иод, равно как и хлор, окисляются фтором. Например:

Br₂ + 3F₂ = 2BrF₃

Иод окисляется также азотной кислотой:

I₂ + 10HNO_3(конц) = 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

Так как активность хлора как окислителя выше, чем у брома и иода, он вытесняет их из водных растворов соответствующих солей:

Сl₂ + 2KBr = Br₂ + 2KCl; Cl₂ + 2KI = I₂ + 2KCl

Хлор и бром довольно легко замещают атомы водорода в органических соединениях и присоединяются по кратным связям углерод - углерод:

h

CH₄ + Cl₂  CH₃Cl + HCl; HCCH + 2Cl₂  Cl₂HC-CHCl₂

Фтор обычно разрушает органические соединения с выделением сажи и фтористого водорода. Реакции органических веществ с иодом осложняются неустойчивостью иодорганических соединений.