17

Введение

VIIA-подгруппа периодической системы (главная подгруппа) объединяет элементы, носящие общее название галогенов: фтор F, хлор С1, бром Вr, йод I, астат At.

Хлор	1774 г.	“Хлорос” - желто-зеленый, открыл Шееле
Иод	1811 г.	“Иодэс” - фиолетовый, открыл Куртуа. Любимый кот ученого прыгнул на бутылки, содержащие золу морских водорослей в спиртовом растворе и концентрированную серную кислоту. Бутылки разбились, жидкости смешались, с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, который и оказался иодом.
Бром	1826 г.	“Бромос” - зловонный, открыл Балар. Получен при исследовании жидкости из растворенной в воде золы морских водорослей (при пропускании через нее хлора).
Фтор	1866 г.	“Фторос” - разрушающий. Анри Муассан был удостоен Нобелевской премии за открытие фтора. Однако, когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз его был закрыт черной повязкой. В истории фтора немало трагических страниц.

Кислородные соединения галогенов нестойки и получаются косвенными способами. Из кислородных соединений галогенов наибольшее практическое значение имеют соединения хлора. Прочность кислородных соединений галогенов растет в ряду фтор - астат; наиболее прочны кислородные соединения йода и астата. Кислородные соединения галогенов, и особенно хлора, обладают высокой биологической активностью.

Так, например, сильное бактерицидное и фунгицидное действие оказывают двуокись хлора, гипохлориты щелочных металлов, хлорная известь и гипохлорит кальция, которые применяются для дезинфекции в ветеринарной практике.

Кислородные соединения галогенов являются сильными окислителями, поэтому следует исключить возможность их контакта с органическими веществами, что может привести к взрыву. С увеличением степени окисления галогена возрастает сила кислородных кислот, но уменьшается их окислительная способность. Наиболее устойчивы соли, наименее — оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Связь между атомами фтора и кислорода ковалентная, очень близка к неполярной. Все оксиды неустойчивы, разлагаются с большим выделением тепла.

1.Общие сведения о галогенах

1.1 Строение атомов галогенов

Число электронов на внешнем энергетическом уровне атома;

Общая электронная формула внешнего энергетического уровня

ns2np5

Изменение радиуса атомов и окислительно-восстановительных свойств галогенов в подгруппе;

Радиусы атомов и отрицательно заряжен­ных ионов закономерно увеличиваются от фтора к йоду в соответ­ствии с увеличением числа энергетических уровней. С ростом размера атомов понижается окислительная способ­ность галогенов. Поэтому каждый галоген вытесняет все осталь­ные, стоящие в группе ниже его, из их соединений.

Возможные степени окисления.

Спаренные электроны атома фтора из-за отсутствия d-орбиталей возбудить невозможно. В связи с этим ва­лентность фтора может быть не больше 1; в то же время спарен­ные электроны у атомов остальных галогенов возбуждению под­даются, и валентность их можно повысить до 3, 5 и даже 7. Так что в соединениях с кислородом степень окисления галогенов, за ис­ключением фтора, выражается окислительными числами +3, +5, + 7. Единственный валентный электрон в атоме фтора настолько прочно связан с ядром, что оттянуть его при воздействии на него других атомов невозможно. В силу этого фтор в соединениях всегда проявляет степень окисления — 1. Такова же степень окисления остальных галогенов в соединениях с менее электроотрицательны­ми элементами.

1.2 Строение вещества: вид химической связи, тип кристаллической решетки, агрегатное состояние цвет.

В свободном состоянии, т. е. в виде простых веществ, галогены; состоят из двухатомных молекул. Заполненная наполовину р-орбиталь используется для образования одной ковалентной связи, в ре­зультате чего и получается двухатомная молекула.

Изменение структуры электронной оболочки (увеличение числа энергетических уровней) атомов галогенов вызывает последова­тельное и закономерное изменение их свойств. Так, меняются интенсивность окраски и агрегатное состояние. В твердом состоянии галогены имеют кристаллическую решетку молекулярного типа. Поэтому они легкоплавки и летучи. Температуры плавления и ки­пения резко повышаются от фтора к йоду. В таком же направлении наблюдается и увеличение плотности галогенов.

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Степень окисления галогена	Формула кислоты	Название кислоты	Кислотные свойства	Название солей
+1	HClO HВrO HIO	хлорноватистая бромноватистая иодноватистая	слабая слабая амфотер	гипохлориты гипобромиты гипойодиты
+3	HClO2	Хлористая	средней силы	хлориты
+5	HClO3 HВrO3 HIO3	Хлорноватая бромноватая иодноватая	сильная сильная средней силы	хлораты броматы иодаты
+7	HClO4 HВrO4 H5IO6	Хлорная бромная иодная (ортоиодная)	Сильная сильная слабая	перхлораты перброматы периодаты

Оксокислоты – сильные окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением степени окисления и атомного номера галогена (при одинаковой степени окисления).