Галогены

элементы главной подгруппы Yll группы ПСХЭ
Название Схема атома r атома ЭО
Фтор-F… +9 )2 )7 0,072 4
Хлор-Cl… +17)2 )8)7 0,099 3
Бром-Br… +35)2 )8)8 )7 0,114 2,8
Иод-J… +35)2 )8)8 )8 )7 0,133 2,5
Сходства и различия в строение атомов

Фтор-F -1
Хлор-Cl -1, +1,+3,+5,+7
Бром-Br -1,+1,+4,+5,+6
Иод-J -1,+1,+3,+5,+7
Возможные степени окисления

Молекулы всех галогенов состоят из двух атомов F2 Cl2 Br2 J2.
Связь в молекулах ковалентная неполярная F-F Cl-Cl Br-Br J-J, молекулы неполярные
и образуют молекулярные неполярные кристаллические решетки.
Строение простого вещества

Физические свойства галогенов
а) C увеличением атомной массы уменьшается неметаллический характер элементов.
б) С увеличением атомной массы окраска становится более темной.
в) С увеличением атомной массы возрастает температура плавления и кипения

Ядовиты !
ФТОР – ГАЗ(Н.У.)
СВЕТЛО-ЖЁЛТЫЙ
Резкий раздражающий запах
Бром- Жидкость(н.у)
Тёмно-бурый
Запах резкий зловонный
Хлор- газ (н.у.)
Жёлто-зелёный
Резкий удушающий запах
Иод –твёрдое вещество
Цвет фиолетовый с металлическим блеском
Запах резкий
Возгоняется , т.е переходит в газообразное состояние, минуя жидкое

Cl2 Br2 J2 - хорошо растворяются в воде, кроме F2, который разлагает воду
F2+H2O = HF +O2
Расставьте степени окисления
Укажите окислитель и восстановитель
Уравняйте методом электронного баланса и расставьте коэффициенты
0 +1 -2 +1 -1 0
2F2+2H2O = 4HF +O2
0 -1
Ок-тель F2 – 2 e = 2F | 2
-2 0
Вос-тель 2О - 4е = O2 | 1

Галогены сильнейшие окислители!!!
Окислительные способности усиливаются в ряду:
J Br Cl F
Фтор самый сильный окислитель в ПСХЭ!
Его Э.О = 4
Он никогда не отдаёт свои электроны!
Химические свойства галогенов

Химические свойства мы будем рассматривать на примере хлора.
Хлор-Cl2
I.Окислительные свойства:
1.взаимодействие с металлами
2Fe +3Cl2=2FeCl3
2.взаимодействие с водородом
Cl2 + H2=2HCl +Q
3.взаимодействие с водой
Cl2+H2O=HCl+HClO и дальше (HClO=HCl+O)
сравните эту реакцию с реакцией фтора с водой
F2+H2O = HF +O2, но учтите , что хлор реагирует с водой медленно и на свету

Галогены, стоящие в подгруппе выше, вытесняют
нижестоящие из галогенопроизводных кислот и
их солей !
Из кислот:
Cl2 +2HBr= Br2 +2HCl
Cl2 + 2HJ = J2 + 2HCl
Из солей:
Cl2 +2KBr =2KCl +Br2
Cl2 + 2KJ =2KCl +J2

2.Хлор восстановительные свойства проявляет только в реакциях с участием веществ, содержащих кислород
4HCl+O2=2H2O+2Cl2
Вывод: Окислительные свойства галогенов убывают от F к J, так же усиливаются восстановительные свойства

Нахождение в природе:
Фтор-F2 Флюорит -CaF2
Хлор-Cl2 каменная соль- NaCl
сильвинит –NaCl*KCl
Иод-J2
морская вода , водоросли, буровые воды
Бром-Br2
в аналогичных соединениях, вместе с хлором

Получение:
Промышленный способ:
все галогены можно получить электролизом расплавов или растворов их солей.
элетро .ток
2NaCl = 2Na +Cl2
расплав
элетро .ток
2NaCl+2H2O = H2+Cl2+ 2NaOH
раствор

Лабораторный способ получения
существуют различные способы получения галогенов в лаборатории
MnO2+4HCl = MnCl2+Cl2+2H2O
или
2KMnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O

Фтор-F2
1.Для получения HF
2 Для получения фреона
3 Для получения веществ, иcполь. в борьбе с вредителями с/х
4. Для получения тефлона
Бром-Br2
1.Для получения различных лекарств, исполь. при лечении нервных заболеваний
2.Для изготовления фотобумаги.
Хлор-Cl2
1 Для получения медикаментов, пластмасс, красителей.
2.Для отбеливания тканей и бумаги
3. Для обеззараживания питьевой воды.
Иод-J2
Используют в медицине для борьбы с заболеваниями щитовидной железы и получения иодной настойки (5-10% р-ра иода в спирте)
Применение галогенов