Элементы VII –а группы. Общая характеристика

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов 

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Относительная электроотрицательность (ЭО)	4,0	3,0	2,8	2,5	~2,2
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +4, +5, +7	-1, +1, +4, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	–
Агрегатное состояние	Бледно-зел. газ	Зел-желт. газ	Бурая жидкость	Темн-фиол.  кристаллы	Черные кристаллы
t°пл.(°С)	-219	-101	-8	114	227
t°кип.(°С)	-183	-34	58	185	317

• Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS²nP⁵.

• С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

• Молекулы галогенов состоят из двух атомов: F₂, Cl₂, Br₂, I₂;

• С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

• Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомного радиуса галогена в ряду: HF, HCl, HBr, HI.

• 6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Получение

Получают электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂:

на аноде: 2F^- - 2ē → F₂⁰

Химические свойства

F₂ - самый сильный окислитель из всех веществ:

• 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂;

• H₂ + F₂ → 2HF (со взрывом);

• Cl₂ + F₂ → 2ClF

Фтористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5ºC; t°кип. = 19,5ºC;

Получение:

Действием серной кислоты на фторид кальция:

CaF₂ + H₂SO₄ (конц.) → CaSO₄ + 2HF­

Химические свойства

• Раствор HF в воде - слабая электролит (плавиковая):

HF ↔ H⁺ + F^-

Соли плавиковой кислоты – фториды;

• Плавиковая кислота растворяет стекло:

SiO₂ + 4HF → SiF₄↑+ 2H₂O;

SiF₄ + 2HF → H₂[SiF₆] гексафторкремниевая кислота

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Физические свойства

Газ желто-зеленого цвета, tпл. = -101ºC, tкип. = -34°С.

Получение

• Окислением ионов Cl^- сильными окислителями:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O;

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

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂↑ + 7H₂O;

• электролизом раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH

Химические свойства

Хлор - сильный окислитель. Взаимодействует:

• с металлами: 2Na + Cl₂ → 2NaCl; Ni + Cl₂ → NiCl₂; 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃;

• с неметаллами: H₂ + Cl₂ –^hν→ 2HCl; 2P + 3Cl₂ → 2PCl_З;

• с водой: Cl₂ + H₂O → HCl + HСlO;

• со щелочами: Cl₂ + 2KOH –^5ºC→ KCl + KClO + H₂O;

3Cl₂ + 6KOH  –^40ºC→ 5KCl + KClO_З + 3H₂O;

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaOCl₂ (хлорная известь) + H₂O;

• Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей:

Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂; Cl₂ + 2HBr → 2HCl + Br₂