Галогены

Определение. Галогены

Галогены — элементы VII группы (17 группа) периодической таблицы: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br) и йод (I). Слово «галоген» переводится как «рождающий соль» (греческие корни: hals = соль, genos = рожу). Это двухатомные молекулы (X₂), обладающие высокой реактивностью.

Положение в периодической системе

Галогены находятся в группе 17 (ранее — группа VII главной подгруппы). Электронная конфигурация: ns²np⁵ (не хватает одного электрона до благородного газа).

Элемент	Символ	Z	Электронная конфигурация
Фтор	F	9	1s²2s²2p⁵
Хлор	Cl	17	1s²2s²2p⁶3s²3p⁵
Бром	Br	35	[Ar]3d¹⁰4s²4p⁵
Йод	I	53	[Kr]4d¹⁰5s²5p⁵

Физические свойства галогенов

Свойство	F₂	Cl₂	Br₂	I₂
Состояние	Газ	Газ	Жидкость	Твёрдое (кристаллы)
Цвет	Бледно-жёлтый	Жёлто-зелёный	Коричневато-красный	Тёмно-серый с фиолетовым блеском
Запах	Резкий, ядовитый	Резкий, ядовитый	Острый	Слабый, специфический
Возгонка	Нет (газ)	Нет (газ)	При нагревании	Есть (I₂ → I пар при 184°C)
Температура кипения	-188°C	-34°C	59°C	184°C
Растворимость в воде	Реагирует с водой	Реагирует с водой	Хорошо	Плохо (растворяется лучше в CCl₄)

Электронная конфигурация и активность

У всех галогенов семь валентных электронов (np⁵). Для достижения конфигурации благородного газа (np⁶) они получают один электрон, образуя галогенид-ионы X⁻.

Активность галогенов убывает с увеличением атомного номера:

$F_2 > Cl_2 > Br_2 > I_2$

Причина: с увеличением атомного номера электроны дальше от ядра, слабее притягиваются, менее активны в захватывании электронов.

Химические свойства галогенов

1. Реакции с водородом

При нагревании или УФ-свете галогены реагируют с водородом:

$H_2 + Cl_2 \xrightarrow{свет} 2HCl$ (чёткое пламя, белый дым)

$H_2 + Br_2 \xrightarrow{t} 2HBr$ (при нагревании медленнее)

$H_2 + I_2 \xrightarrow{t} 2HI$ (медленная реакция, обратима)

Образуются галогеноводороды (или галогенводороды) — молекулы HX.

2. Реакции с металлами

Галогены реагируют с металлами, образуя галиды (соли):

$2Al + 3Cl_2 \rightarrow 2AlCl_3$ (взрывной блеск)

$2Fe + 3Br_2 \rightarrow 2FeBr_3$ (бурная реакция)

$2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl$ (очень бурно)

3. Вытеснение друг друга из растворов

Активный галоген вытесняет менее активный из раствора его соли:

$Cl_2 + 2Br^- \rightarrow 2Cl^- + Br_2$ (раствор желтеет — образуется бром)

$Cl_2 + 2I^- \rightarrow 2Cl^- + I_2$ (раствор темнеет — образуется йод)

$Br_2 + 2I^- \rightarrow 2Br^- + I_2$ (йод вытеснен бромом)

Это служит способом идентификации ионов в аналитической химии!

4. Реакции с водой (диспропорционирование)

Галогены реагируют с водой, образуя кислоту и кислородсодержащую кислоту:

$Cl_2 + H_2O \rightleftharpoons HCl + HClO$ (хлор в -1 и +1)

$Br_2 + H_2O \rightleftharpoons HBr + HBrO$ (бром в -1 и +1)

Йод менее активно реагирует с водой (слаборастворим):

$I_2 + H_2O \rightleftharpoons HI + HIO$ (очень слабо)

При добавлении щелочи реакция идёт до конца:

$Cl_2 + 2NaOH \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O$ (холодная щелочь)

$3Cl_2 + 6NaOH \rightarrow 5NaCl + NaClO_3 + 3H_2O$ (горячая щелочь, в итоге хлор восстанавливается до -1, окисляется до +5)

Применение галогенов

Хлор (Cl₂)

• Дезинфекция воды и плавательных бассейнов (убивает бактерии)
• Производство соляной кислоты (HCl) и хлорида натрия (NaCl)
• Производство пластмасс (ПВХ — поливинилхлорид)
• Газовое оружие (исторически, запрещено конвенцией)
• Отбеливание тканей и бумаги

Бром (Br₂)

• Производство лекарственных препаратов
• Фотография (серебряные соли брома в плёнке)
• Дезинсекция (инсектицид)
• Производство красителей

Йод (I₂)

• Медицина: йодная настойка (5% йода в спирте) для дезинфекции ран
• Питание: йодированная соль (профилактика йодного дефицита и зоба)
• Анализ: йодометрия (титрование йодом)
• Фотография: серебряные йодиды в плёнке
• Промышленность: контрастный агент при томографии

Фтор (F₂)

• Очень активен, в лаборатории мало используется
• Укрепление зубов: фторирование зубной пасты, фторирование воды
• Обогащение урана (UF₆)
• Производство фреонов (хладагент)

Соединения галогенов

Хлориды (MgCl₂, NaCl, AlCl₃, FeCl₃)

Важные хлориды:

• NaCl — поваренная соль (приправа, химпроизводство)
• MgCl₂ — содержится в морской воде, используется в медицине
• FeCl₃ — хлорид железа(III), используется для дезинсекции и коагуляции

Галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI)

HCl (соляная кислота):

• Сильная кислота (полностью ионизируется)
• Производство удобрений, солей, пластмасс
• Травление металлов

HF (плавиковая кислота):

• Слабая кислота (парадоксально!)
• Очень опасна (разрушает костную ткань!)
• Используется для травления стекла и кварца

Пример 1. Вытеснение галогенов

Какой галоген вытеснит бром из раствора?

Дано: Br⁻ в растворе, какой галоген вытеснит?

Формула: Активность: Cl₂ > Br₂ > I₂. Активный галоген вытесняет менее активный: $Cl_2 + 2Br^- \rightarrow 2Cl^- + Br_2$.

Подстановка: Хлор вытеснит бром (коричневая окраска Br₂). Йод НЕ вытеснит (йод менее активен). Фтор вытеснит (фтор активнее хлора), но фтор редко используется.

Ответ: Хлор (Cl₂) вытеснит бром из раствора бромида.

Пример 2. Реакция хлора с водой

Почему при растворении хлора в воде образуется кислота?

Дано: Cl₂ + H₂O → ?

Формула: Хлор диспропорционирует: $Cl_2 + H_2O \rightleftharpoons HCl + HClO$ (Cl в степени окисления -1 в HCl и +1 в HClO).

Подстановка: Хлор частично восстанавливается (до -1), частично окисляется (до +1). При добавлении щелочи: $Cl_2 + 2NaOH \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O$ (реакция идёт полностью).

Ответ: Хлор реагирует с водой, образуя соляную кислоту (HCl) и хлорноватистую кислоту (HClO).

Пример 3. Горение водорода в хлоре

Опишите реакцию и объясните, почему образуется белый дым.

Дано: H₂ + Cl₂ → ?

Формула: $H_2 + Cl_2 \xrightarrow{свет} 2HCl$ (при УФ-свете или нагревании).

Подстановка: Водород горит в хлоре ярким пламенем. HCl — газ, растворяющийся в парах воды на воздухе, образуя мельчайшие капли соляной кислоты → белый дым.

Ответ: Белый дым — это аэрозоль HCl в воздухе. Реакция экзотермична.

Обозначения

Обозначение	Название	Состояние
$Cl_2$	Хлор	Газ
$Br_2$	Бром	Жидкость
$I_2$	Йод	Твёрдое вещество
$HCl$	Соляная кислота	Газ (растворяется в воде)
$Cl^-$	Хлорид-ион	Ион в растворе

Важно!

⚠️ БЕЗОПАСНОСТЬ С ГАЛОГЕНАМИ: Все галогены ядовиты! Хлор и бром вызывают раздражение глаз, горла, дыхательных путей. Йод при попадании на кожу оставляет коричневые пятна (безвредно), но пары йода ядовиты. Фтор — экстремально опасен (разрушает костную ткань)! При работе с галогенами используйте перчатки, защитные очки и работайте в вытяжном шкафу!

⚠️ Плавиковая кислота (HF): Хотя это слабая кислота по определению, она ОЧЕНЬ опасна! Фторид-ионы проникают в костную ткань и вызывают серьёзные ожоги, даже при попадании на малую площадь кожи. При ожоге HF нужна немедленная медицинская помощь!

⚠️ Йодная настойка: Используется как дезинфицирующее средство. При попадании в рот опасна (может вызвать отравление йодом). Никогда не пить йодную настойку!