ГАЛОГЕНЫ

положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns2np5.

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в

основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I. Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное

энергетическое состояние.

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

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

Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF2 → 2K + H2 + 2F2 3. Получение брома.

Бром можно получить окислением ионов Br– сильными окислителями. Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr + Cl2 → Br2 + 2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы. Например, оксид марганца (IV):

MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I– сильными окислителями. Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI + Cl2 → I2 + 2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

F2 + O2 → OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S + Cl2 → SCl2 (S2Cl2) S + 3F2 → SF6

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галоген

иды фосфора и углерода: 2P + 5Cl2 → 2PCl5

2P + 3Cl2 → 2PCl3

2F2 + C → CF4

При взаимодействии фосфора и углерода с галоге

нами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P + 5Cl2 → 2PCl5

2P + 3Cl2 → 2PCl3

2F2 + C → CF4

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.

Например,

3Cl2 + 2Al → 2AlCl3

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F2 + H2 → 2HF

Cl2 + H2 → 2HCl

Br2 + H2 → 2HBr

I2 + H2 ↔ 2HI

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2 + F2 → 2ClF