Слово Галоген как пишется в химии - однокоренные слова и морфемный разбор слова (приставка, корень, суффикс, окончание):

Галогены в химии: что это, их характеристики и свойства, примеры

Содержание:

Галогены – элементы, находящиеся в VIIA группе. Они взаимодействуют со многими неорганическими и органическими соединениями. К ним относятся:

Галогены широко распространены в природных условиях.

Строение галогенов

На наружном уровне галогенов располагается шесть спаренных и один неспаренный электрон. До устойчивого состояния элементам недостает одного электрона, поэтому они относятся к сильным окислителям. Молекулы галогенов состоят из двух атомов.

У галогенов в соединениях, как правило, отрицательная степень окисления:

В некоторых соединениях для них характерна положительная степень окисления:

Фтор – самый электроотрицательный элемент, который окисляет даже кислород. Таким образом, существует фторид кислорода OF₂.

Закономерности галогенов

В ряду F-Cl-Br-I уменьшается электроотрицательность. Следовательно, фтор – самый активный элемент. У него самый маленький атомный радиус, поэтому он активно притягивает к себе электроны.

Физические свойства

В ряду химических элементов F-Cl-Br-I повышается плотность вещества. В нормальных условиях галогены выглядят следующим образом:

Галогены ядовиты и издают неприятный аромат. Они практически не растворимы в воде. Только фтор может реагировать с водой.

Способы получения

Получение хлора

В промышленности хлор получают путем электролиза.

В лаборатории хлор получают при реакции соляной кислоты и сильных окислителей.

Получение фтора

Фтор получают с помощью электролиза расплава.

Получение брома

Бром получают с помощью окисления.

Получение йода

Йод получают с помощью окисления.

Химические свойства

Галогены – окислители, которые реагируют с металлами и неметаллами.

В реакциях со сложными веществами галогены ведут себя как окислители.

Применение галогенов

Костная ткань и зубная эмаль включают соединения фтора. При недостатке фтора зубная эмаль разрушается. В состав плазмы крови входят различные хлориды. Соединения брома регулируют процессы торможения и возбуждения нервной системы. Йод регулирует работу щитовидной железы, а также контролирует обмен веществ.

Фторид кислорода используется в производстве ракетного топлива. Соединения фтора входят в состав зубных паст. С помощью молекулярного хлора обеззараживают воду, а также используют для отбеливания тканей, бумаги, древесины. Поваренная соль – хлорид натрия, который добавляется в пищу. А хлорид калия применяется в качестве удобрения.

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

Содержание:

Понятие «галоген» было введено в науку в 1811 г. немецким химиком И. Швейгером и означало «образующий соль».

Галогенами называют фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены являются неметаллами и в периодической таблице химических элементов занимают основную подгруппу седьмой группы.

На внешнем энергетическом уровне атомы галогенов имеют семь электронов и для заполнения этого уровня восемью электронами им недостает одного электрона. Поэтому они присоединяют по одному электрону от атомов водорода и металлов и проявляют степень окисления, равную —1:

Строение атомов галогенов

Распространение в природе

Так как галогены являются сильными окислителями, в свободном состоянии в природе они не встречаются и находятся в основном в виде химических соединений (табл. 23).

Таблица 23

Распространение галогенов в природе

Химический элемент	Количество в земной коре, %	Природные соединения
Фтор	0,027	Плавиковый шпат , апатит, фосфориты
Хлор	0,045	Хлориды: КС1, NaCl
Бром	0,00016	Бромиды: NaBr, KBr, MgBr,
0,00003	Йодиды: NaJ, KJ

Получение галогенов

В связи с тем, что в природных соединениях галогены имеют в основном отрицательную (—1) степень окисления, выделение их в свободном состоянии проводится путем окисления ионов галогенидов.

Физические свойства галогенов

О некоторых свойствах галогенов вы узнали при изучении природных семейств химических элементов. С возрастанием относительных атомных масс галогенов их физические свойства изменяются по определенной закономерности.

Агрегатные в обычных условиях состояния и цвет постепенно сгущаются.

Фтор — газ светло-зеленого цвета, хлор — тяжелый газ желто-зеленого цвета, бром — жидкость красновато-бурого цвета, йод — кристаллическое вещество темно-серого цвета. Температура кипения и плотность постепенно увеличиваются от фтора к йоду.

Водорастворимость галогенов относительно невелика. Так, в одном объеме воды в обычных условиях растворяется 2,5 объема хлора, водорастворимость йода составляет 0,02 на 100 г воды. Галогены хорошо растворяются в органических растворителях (керосин, бензин, ацетон, различные спирты, бензол и др.).

Йод обладает сублимирующим свойством, то есть при накаливании он превращается в газ фиолетового цвета.

— Явление перехода веществ из твердого состояния в газообразное, а из газообразного в твердое, минуя жидкое, называется сублимацией.

Химические свойства галогенов

Радиусы атомов галогенов увеличиваются от фтора к йоду (в ряду ). Это объясняется тем, что валентные электроны фтора притягиваются к ядру сильнее, чем электроны йода.

В ряду :

В ряду , наоборот, химическая активность галогенов возрастает. Внешний энергетический слой этих ионов заполнен восемью электронами, они не могут присоединять электроны, а наоборот, отдают их и окисляются.

Фтор — самый активный среди галогенов. Под влиянием фтора окисляется даже кислород. При взаимодействии с водой он горит ярким пламенем:

Элементы знаний, умений и навыков: галогены, сублимация.

Хлор — ядовитый газ, натрий — щелочной металл.

Галогены и их соединения имеют большое значение в народном хозяйстве. Хлор и его соединения занимают важное место в ряду галогенов. Поэтому рассмотрим свойства хлора подробнее. Из предыдущих глав нам известно, что:

1) в периодической таблице химический элемент хлор расположен в основной подгруппе седьмой группы третьего периода под порядковым номером 17;

2) атом хлора имеет следующее строение:

3) молекула хлора имеет следующее строение: Это молекула с неполярной ковалентной связью. Распространение в природе. В природе хлор встречается только в виде таких соединений, как:

Получение:

В промышленности хлор получают путем электролиза.

В лабораторных условиях хлор получают при взаимодействии с НС1 на установке, указанной на рис. 20. Вместо можно использовать . Запишите уравнение этой реакции и уравняйте ее.

Физические свойства:

Хлор — таз желто-зеленого цвета с острым удушливым запахом, ядовит. Попадая в органы дыхания, хлор вызывает воспаление слизистой оболочки. Поэтому, работая с ним следует соблюдать осторожность. Примерно в 2,5 раза тяжелее воздуха. При температуре 20°С в одном объеме воды растворяется 2,5 объема хлора, в результате образуется раствор, называемый хлорной водой.

Определите массу хлора в хлорной воде.

Решение.

В одном объеме воды растворяется 2,5 объема хлора.

Значит, в 1 л воды растворяется 2,5 л

1. Масса 1 л воды: т — 1000 мл • 1 г/мл = 1000 г.

2. Масса 2,5 л :

4. Масса раствора: 1000 + 7,9 = 1007,9 г.

5. Массовая доля хлора в растворе:

Химические свойства:

При взаимодействии с водородом, металлами, бромидами и йодидами хлор является окислителем. Например, реакция взаимодействия хлора с натрием выражается следующим уравнением (см. рис. 21, а).

Поскольку хлор сильный окислитель, то вступая в реакцию с железом, он окисляет его до степени окисления +3 (см. рис. 21, в).

Хлор взаимодействует также с сурьмой, медью и рядом простых веществ (рис. 21, б, г).

При взаимодействии с водой и щелочами один атом молекулы хлора является окислителем, второй—восстановителем:

Соединяясь с едким калием, хлор в зависимости от условий образует различные вещества. При взаимодействии хлора с нагретым едким калием образуются хлорид калия и бертолетова соль. Степень окисления хлора в хлориде калия равна —1, в бертолетовой соли +5:

При взаимодействии хлора с холодным едким калием образуются соли КС10 и КС1:

Уравняйте уравнение этой реакции методом электронного баланса.

Элементы знаний, умений и навыков: природные соединения хлора, получение, степени окисления хлора, хлор-окислитель, хлор-восстановитель, соляная кислота.

Хлорид водорода

Чем объясняются кислотные свойства водного раствора хлорида водорода?

Хлорид водорода — одно из самых важных соединений хлора. Его химическая формула НС1. Относительная молекулярная масса 36,5. Структурная формула Н—С1, атомы в молекуле связаны полярной ковалентной связью. Электронная формула .

Получение:

1. В промышленности хлорид водорода получают в реакциях взаимодействия водорода и хлора:

2. В лабораторных условиях хлорид водорода получают путем воздействия на чистый сухой хлорид натрия концентрированной серной кислотой:

При сильном нагревании реакция заканчивается образованием сульфата натрия:

Физические свойства:

Хлорид водорода — бесцветный газ с острым удушливым запахом, немного легче воздуха Очень хорошо растворяется в воде, то есть в одном объеме воды растворяются 500 объемов НС1 (рис. 22).

Химические свойства:

По химическим свойствам хлорид водорода схож с соляной кислотой, поэтому ее химические свойства рассмотрим подробнее ниже. Однако в отличие от соляной кислоты, сухой хлорид водорода не вступает в реакции с металлами и их оксидами.

Применение:

Хлорид водорода используется в основном в производстве соляной кислоты.

Соляная кислота

Соляная кислота представляет собой водный раствор хлорида водорода.

Получение:

В лабораторных условиях соляную кислоту получают с помощью простой реакции. Выделяющийся в результате реакции газ направляется в воду, в которой он быстро растворяется и образует соляную кислоту (рис. 23).

В промышленности соляную кислоту получают путем сжигания водорода с хлором и растворения в воде полученного хлорида водорода (рис. 24).

Физические свойства:

Концентрированная соляная кислота — бесцветная жидкость с острым запахом (за счет выделения хлорида водорода), дымящаяся при влажном воздухе. Плотность концентрированной соляной кислоты 1,19 г/см3, содержание хлорида водорода в ней 37% (такая кислота называется также «дымящейся»).

Химические свойства:

1. Соляная кислота вступает в химические реакции, как и все сильные кислоты:

а) окрашивает фиолетовый цвет лакмуса в красный; обесцвечивает розовый цвет фенолфталеина в щелочной среде; изменяет оранжевый цвет метилоранжа в красный;

б) взаимодействует со всеми металлами, которые в ряду активности расположены перед водородом, с образованием соли и водорода:

в) взаимодействует с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:

г) взаимодействует с основаниями с образованием солей и воды:

д) взаимодействует с солями слабых кислот с образованием новой

2. Реакции, присущие соляной кислоте.

а) взаимодействует с нитратом серебра и образует белый осадок (AgCl), который не растворяется ни в воде, ни в кислоте:

служит реактивом для определения наличия хлорид-иона в растворах;

б) взаимодействует с окислителями, в результате чего ион хлора окисляется и образуется свободный хлор:

Соли соляной кислоты называют хлоридами. Хлориды имеют важное значение в народном хозяйстве.

Хлорид натрия (поваренная соль) — NaCl

Поваренная соль в природе встречается в большом количестве. Основная масса ее содержится в растворенном виде в воде морей и океанов. Поваренная соль встречается также в виде твердых кристаллов, называемых каменной солью. На территории Узбекистана каменная соль добывается на месторождениях Ходжаикан, Тубакат, Барса-Кельмес, Байбичакан, Аккала.

Температура кипения поваренной соли 1413°С, температура плавления 800,4°С, плотность 2,16 г/см3. Растворимость при 0°С — 35,6 г.

Поваренная соль имеет важное значение в жизни человека и в народном хозяйстве. Человек потребляет в сутки примерно 10 г, а в год — 3,6 кг поваренной соли. Значит, население Узбекистана в год потребляет примерно 90000 т поваренной соли. Население всего мира потребляет в год 25 млн т этого продукта.

Хлорид калия — КС1

Хлорид калия в природе встречается в виде минералов карналлита — , сильвинита — КС1 • NaCl, сильвина — КС1, каинита — . Природные минералы хлорида калия добываются на месторождениях Тубакат в Кашкадарьинской области и Ходжаикан в Сурхандарьинской области.

Хлорид калия имеет важное значение в производстве калийных удобрений для сельского хозяйства, а также для получения едкого кали, хлора и его соединений.

Почти все хлориды, кроме хорошо растворяются в воде.

Для определения хлоридов и соляной кислоты используется раствор

Соль является реактивом для хлорид-иона (Cl¯).

Кислородные соединения хлора

Галогены, в частности хлор, образуют ряд кислородных соединений, однако эти соединения получают косвенным путем, так как хлор непосредственно с кислородом не взаимодействует. В кислородных соединениях хлор проявляет степень окисления +1, +3, +5, +7.

Хлорноватистая кислота НСlO — неустойчивое вещество, которое существует только в разбавленных растворах.

НСlO — сильный окислитель. При медленном расщеплении ее выделяется атомарный кислород:

НСlO = НС1 + О.

Хлорноватистая кислота относится к очень слабым кислотам. Ее соли получают путем пропускания хлора через раствор щелочи:

При взаимодействии хлора с гашеной известью получают хлорную известь (отбеливающая известь):

Хлорная известь — является смешанной солью (кальциевая соль соляной и хлорноватистой кислот) и имеет структурную формулу

Хлористая кислота —— крайне неустойчива и существует только в разбавленных растворах. Является сильным окислителем. Соли хлористой кислоты неустойчивы и взрываются при ударе.

Хлорноватая кислота — неустойчивое вещество, существует только в растворе. При концентрации в растворе свыше 40% взрывается и расщепляется.

Хлорноватая кислота и ее соли — хлораты также являются сильными окислителями. При пропускании хлора через горячий гидроксид калия получается хлорат калия (бертолетова соль):

Бертолетова соль — устойчивое вещество, которое в качестве окислителя используется при производстве спичек, при изготовлении взрывчатых веществ. В лабораторных условиях применяется для получения кислорода.

Хлорная кислота . Самая сильная среди кислородных соединений хлора. В ряду кислородных соединений хлора кислотные свойства и устойчивость повышаются, а окислительные свойства ослабевают в следующем порядке:

Элементы знаний, умений и навыков: хлорид водорода, соляная кислота, дымящаяся соляная кислота, реакции, присущие иону хлора, окисление хлор-иона, хлорноватистая кислота, хлорная известь, хлористая кислота, хлорноватая кислота, бертолетова соль, хлорная кислота.

Фтор, бром, йод

Какие соединения галогенов вы использовали? С какой целью?

Фтор, бром, йод являются представителями семейства галогенов и широко распространены в природе в виде различных соединений.

Фтор — в природе встречается в виде минералов флюорита (плавиковый шпат) , криолита , фторапатита или

Бром — находится в виде минералов в морских и подземных водах и в качестве примеси во всех природных хлорсодержащих соединениях.

Йод — в природе встречается в составе морских водорослей, губок, морской воды в виде органических соединений и входит в состав чилийской селитры в качестве примеси в виде йодатов

Все галогены имеют острый запах и ядовиты. Молекулы двуатомные, с возрастанием порядкового номера радиусы их атомов увеличиваются, что приводит к повышению поляризованности молекул. В результате усиливается межмолекулярное дисперсионное взаимодействие, что обусловливает жидкое состояние у брома и твердое — у йода. А это в свою очередь является причиной высоких значений их температур кипения и плавления.

Фтор обладает очень высокой химической активностью и практически трудно растворим в растворителях. Бром и йод мало растворимы в воде и хорошо растворяются в органических растворителях.

При комнатной температуре фтор вступает во взаимодействие с щелочными металлами, свинцом и железом, а при накаливании реагирует также со всеми металлами, золотом и платиной. При низких температурах фтор взаимодействует с водородом, йодом, бромом, серой, фосфором, мышьяком, сурьмой, углеродом, кремнием и бором, при этом реакция сопровождается взрывом и воспламенением фтора. При накаливании фтор соединяется с хлором, криптоном и ксеноном:

Фтор не вступает непосредственно в реакцию с кислородом, азотом и алмазом, в атмосфере фтора стекло и вода сгорают:

Несмотря на относительно слабую химическую активность брома и йода, они также взаимодействуют со многими металлами и неметаллами.

Бром реагирует с водородом при небольшом нагреве, а с йодом при сильном нагревании, однако с повышением температуры нагрева

HJ начинает расщепляться и происходит обратная реакция, которая не доходит до конца:

Химические свойства галогенов ослабевают от фтора к астату, окислительные свойства снижаются поэтапно. Этим объясняется окисление легкими галогенами (в качестве простых веществ) ионов тяжелых галогенидов и восстановление оксидов легких галогенов ионами тяжелых галогенидов:

Так как фтор, бром, йод в природе встречаются в виде соединений и их ионы заряжены отрицательно, получение этих галогенов в свободном состоянии осуществляется через окисление их ионов путем воздействия окислителями и пропускания электрического тока через расплавы или водные растворы их солей.

Фтор используется для изготовления устойчивых к высоким температурам смазочных средств, стойких к химическим реагентам пластмасс (тефлон), охлаждающих жидкостей (фреон, хладон) и др.

Бром применяется при производстве различных лечебных средств, некоторых красок, при изготовлении бромида серебра. Недостаток брома в организме человека приводит к возникновению различных заболеваний нервной системы. При лечении этих заболеваний и при бессоннице применяются лекарственные средства на основе брома.

Пятипроцентный спиртовый раствор йода используется в медицине в качестве антисептического и кровоостанавливающего средства, а также при изготовлении ряда фармацевтических средств.

Пример №2

Как можно получить хлорид кальция с помощью поваренной соли и других необходимых веществ? Запишите соответствующие уравнения реакций.

Решение:

1) получение НС1 и из поваренной соли:

2) получение Сапутем воздействия на HC1 оксидом Ca (CaO) или

3) получение Ca также путем воздействия на хлор кальцием:

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

Источник