Галогены

Галогены

Всем известно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство. Фтор, хлор, бром и йод образуют семейство галоге-нов. Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы (см. рис.).

О происхождении названий галогенов

Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

Название Исходное слово Значение

Галоген галс (греч.)

ген (греч.) Соль

Образующий

Фтор флуо (лат.) Течь, текучий (в старину минерал поле¬вой шпат CaF, использовали в ме¬таллургии в качестве флюса для при¬дания легкоплавкости шлакам)

Хлор хлорос (греч.) Зеленовато-желтый

Бром бромос (греч.) Зловонный

Иод иодес (греч.) Фиолетовый

Астат астатос (греч.) Неустойчивый

Слог «ген» в качестве приставки либо суффикса входит во многие научные термины, на-пример в слова генератор и антиген. Обычно он означает рост или образование чего-либо. Таким образом, слово галоген (гало + ген) означает «образующий соль».

ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ ГАЛОГЕНОВ

Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов. Они легко присоединя-ют еще один электрон, образуя галогенидные ионы. Галогенид-ион имеет устойчивый октет электронов. Галогены характеризуются высокой электроотрица¬тельностью и реакционной спо-собностью и поэтому в свободном виде не встречаются в природе. Однако галогенид-ионы широко распространены в природе.

Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих мо-лекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в ре-зультате обобществления пары электронов - по одному от каждого атома:

В табл. 1 приведены некоторые данные о структуре атомов и молекул галоге¬нов. Обратим внимание на то, что атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в их молекулах последовательно возрастают при перемещении к нижней части группы. Однако энергии диссо-циации связи и, следовательно, прочность связи в молекулах галогенов при этом, наоборот, умень-шаются. Исключением в этом отноше¬нии является только фтор. Небольшая прочность связи фтора, по-видимому, обус¬ловлена слишком близким расположением атомов в его молекуле. Это приводит к сильному отталкиванию между несвязывающими электронами, что вызывает ослаб¬ление связи.

Таблица 1. Электронное строение и свойства галогенов

Эле-мент Атомный номер Электронная конфигурация атомов Конфигурация внешней оболочки Атомный радиус, нм Ионный радиус, нм Длина связи, нм Энергия дис-социации связи,

кДж/моль

Фтор 9 2.7 2s22p5 0,072 0,136 0,142 158

Хлор 17 2.8.7 Зs23p5 0,099 0,181 0,200 242

Бром 35 2.8.18.7 4s24р5 0,114 0,195 0,229 193

Иод 53 2.8.18.18.7 5s25р5 0,133 0,216 0,266 151

ЛАБОРАТОРНЫЕ МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ

Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соля-ной кислоты манганатом(VII) калия:

Выделяющийся хлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем через концентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают в пере-вернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.

Другой способ лабораторного получения хлора основан на реакции между отбели¬вающим порошком (гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к сме-си концентрированной серной кислоты с бромидом калия. Бромоводород-ная кислота, обоазую-шаяся в оеакции между сеоной кислотой и бромидом калия:

окисляется оксидом марганца(IV)

Бром отделяют от реакционной смеси перегонкой.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия использу-ется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси воз¬гонкой.

ФИЗИЧЕСКИЕ И БИОЛОГИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Все галогены - токсичные вещества.

Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообраз¬ный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыха¬тельную систему. Он реаги-рует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя со-ляную кислоту и хлорноватистую кислоту (см. ниже «Реакции с водой и щелочами»). Симптома-ми отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхи-альная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельным исходом в аварийной обстановке не-часты, поскольку людей, на¬дышавшихся этим газом, обычно удается вовремя удалить из отрав-ленной зоны.

Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плава-тельные бассейны.

Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удержи-ваются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образу-ются фиолетовые пары иода. Темпе¬ратуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.

Таблица 2. Физические свойства галогенов

Элемент Температура плавления, °С Температура кипения, °С Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С

Фтор -220 -188 Бледно-желтый газ

Хлор -101 -34 Желто-зеленый газ

Бром -7 58 Коричневая жидкость с тяжелы¬ми коричневыми парами

Иод 114 183 Блестящие серо-черные кристал¬лы

Все галогены - окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере пе-ремещения к нижней части группы.

Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических раствори¬телях, образуя окрашен-ные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлоро-метане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.

РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ГАЛОГЕНОВ

Галогены представляют собой наиболее реакционноспособную группу элементов в периоди-ческой системе. Они состоят из молекул с очень низкими энергиями диссоциа¬ции связи (см. табл. 1), а их атомы имеют во внешней оболочке семь электронов и поэтому очень электроотрицатель-ны. Фтор-наиболее электроотрицательный и наи¬более реакционноспособный неметаллический элемент в периодической системе. Реак¬ционная способность галогенов постепенно уменьшается при перемещении к нижней части группы. В следующем разделе будет рассмотрена способность галогенов окис¬лять металлы и неметаллы и показано, как эта способность уменьшается в на-правле¬нии от фтора к иоду.

ГАЛОГЕНЫ КАК ОКИСЛИТЕЛИ

При пропускании газообразного сероводорода через хлорную воду происходит осаж¬дение серы. Реакция протекает по уравнению

В этой реакции хлор окисляет сероводород, отнимая у него водород. Хлор окисляет также железо (II) до железа (III). Например, если перемешивать встряхиванием хлор с водным раство-ром сульфата железа (II), образуется сульфат железа (III):

Происходящая при этом окислительная полуреакция описывается уравнением

В качестве другого примера окислительного действия хлора приведем синтез хлорида на-трия при сжигании натрия в хлоре:

В этой реакции происходит окисление натрия, поскольку каждый атом натрия теряет электрон, образуя ион натрия:

Хлор присоединяет эти электроны, образуя хлорид-ионы:

Таблица 3. Стандартные электродные потен¬циалы галогенов

Электродная реакция Стандартный элек-тродный потенциал Е, В

F2 (г.)+2e–2F– (водн.) +2,87

Cl2 (г.)+2e–2Cl– (водн.) +1,36

Br2 (ж.)+2e–2Br– (водн.) +1,09

I2 (тв.)+2e–2I– (водн.) +0,54

Таблица 4. Стандартные энтальпии образо¬вания гало-генидов натрия

Галогенид Стандартная энтальпия образова-ния, обр, m, кДж/моль

NaF -573

NaCl -414

NaBr -361

Nal -288

Окислителями являются все галогены, из них фтор-самый сильный окислитель. В табл. 3 указаны стандартные электродные потенциалы галогенов. Из этой таблицы видно, что окисли-тельная способность галогенов постепенно уменьшается в направлении к нижней части группы. Эту закономерность можно продемонстрировать, добавляя раствор бромида калия в сосуд с га-зообразным хлором. Хлор окисляет бромид-ионы, в результате чего образуется бром; это приво-дит к появлению окраски у прежде бесцветного раствора:

Таким образом, можно убедиться, что хлор более сильный окислитель, чем бром. Точно так же, если смешать раствор иодида калия с бромом, образуется черный осадок из твердого иода. Это означает, что бром окисляет иодид-ионы:

Обе описанные реакции являются примерами реакций