Хлор (“хлорос” – желто-зеленый цвет-греч.)

Хлор - типичный неметалл. По химической активности он уступает только фтору и кислороду. Т.к. химическая активность хлора велика, то в природе он встречается в связанном состоянии - в виде хлоридов.

В окислительно-восстановительных реакциях хлор может функционировать как окислитель - по отношению к менее электроотрицательным элементам - и как восстановитель - по отношению ко фтору. Хлор является очень активным окислителем, он соединяется почти со всеми металлами и со всеми неметаллами, кроме C,O,N.

2Na + Cl ₂ = 2NaCl

3Cl ₂ + 2 P = 2 PCl ₃

Cl ₂ + F ₂ = 2 ClF

С водородом взаимодействие происходит по типу цепной реакции

Cl ₂ + H ₂ = 2HCl

При обычных условиях эта реакция протекает медленно, а при нагревании или сильном освещении реакция протекает со взрывом.

Для хлора характерна реакция диспропорционирования - примером такой реакции является взаимодействие хлора с водой.

Cl ₂ + Cl ₂ + 2H ₂O = 2HCl + 2HOCl

Из всех галогенов хлор практически наиболее важен. Он используется в промышленности в качестве хорошего отбеливающего средства, для обеззараживания воды, в производстве пластмасс, красителей и т.д.

Бром -“зловонный”(лат.),йод -“фиолетовый”(греч.)

Бром, йод, астат - полные электронные аналоги т.к. кроме одинаковой структуры наружного квантового слоя они имеют сходные структуры предвнешнего d-слоя - 18 электронов.

По своей реакционной способности бром и йод уступают хлору. Эти элементы окислители-восстановители. Наиболее сильно у них выражена окислительная функция, которая падает от брома к йоду. Наглядной иллюстрацией сравнительной окислительной активности галогенов служит реакция взаимодействия с водородом. Бром с водородом реагирует при нагревании, а йод - при очень сильном нагревании, в то время как реакция фтора с водородом протекает со взрывом, а хлора - на свету.

F—Cl—Br—I – At

На сравнительной окислительной активности галогенов основано вытеснение одних галогенов другими из растворов их солей по ряду F₂- Cl₂-Br₂-I₂-At₂. А восстановительная активность по этому ряду возрастает по ряду сверху вниз. В качестве окислителей бром и йод широко используются в химических анализах, в различных синтезах.

СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ С ВОДОРОДОМ

HF – HCl - HBr – HI

В галогеноводородах связь – полярная, ковалентная, общая электронная пара смещена к атому галогена. В ряду →  межъядерное расстояние увеличивается и падает устойчивость молекул.

HF – жидкость (т.пл=-83^оС, т.кип.=20^оС), остальные – газы. Хорошо растворимы в воде. HF - в любых соотношениях смешивается с водой.

В ряду →  кислотные свойства возрастают. Среди всех кислот самая слабая – HF, безводная HF – неэлектролит. Такую закономерность можно объяснить прочностью связи. Чем больше энергия связи, тем труднее протекает диссоциация.

В ОВР – это восстановители, причем с увеличением радиуса галогенид-иона восстановительная активность возрастает. Хлорид ион обладает восстановительной функцией в кислой среде.