Общая характеристика элементов VIIa группы

Общая характеристика элементов VIIa группы
От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит:
увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств;
уменьшение: электроотрицательности, энергии ионизации, сродства к электрону.
Все галогены относятся к неметаллам.
Атомы галогенов на внешнем энергетическом уровне имеют 7 электронов и до его завершения им не хватает 1 электрона.
У фтора характерная степень окисления = -1;
Остальные галогены могут проявлять значения степени окисления = +1, +3, +5,+7
Электронные конфигурации имеют общую формулу ns2np5:
F - 2s22p5
Cl - 3s23p5
Br - 4s24p5
I - 5s25p5
At - 6s26p5
Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

Сравнение окислительных свойств
←е-
←е-
←е-
←е-
←е-

Физические свойства
Галогены (греч. hals - соль + genes - рождающий) - химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At.

Природные соединения
NaCl - галит (каменная соль)
CaF2 - флюорит, плавиковый шпат
NaCl*KCl - сильвинит
3Ca3(PO4)2*CaF2 - фторапатит
MgCl2*6H2O - бишофит
KCl*MgCl2*6H2O - карналлит
Простые вещества - F2, Cl2, Br2, I2

Получение
В промышленности: электролизом водных растворов и расплавов их солей.
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
В лабораторных условиях:
4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

С простыми веществами:
С МЕталлами С Неметаллами
2Na + F2 → 2NaF H2 + F2 → 2HF
Mo + 3F2 → MoF6 Xe + 2F2 → XeF4
Со сложными веществами:
2H2O + F2 → 4HF + O2
2KCl + F2 → Cl2 + 2NaF
2KBr + F2 → Br2 + 2КF
2KI + F2 → I2 + 2КF
Химические свойства фтора
Фтор вытесняет любой галоген из соли
Вода горит во фторе фиолетовым пламенем
F2

С простыми веществами:
С МЕталлами С НЕметаллами
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 H2 + Cl2 → 2HCl (tº, hυ)
Cu + Cl2 → Cu Cl2 2P + 5Cl2 → 2PCl5 ( tº, в изб. Сl2)
Со сложными веществами:
H2O + Cl2 → HCl+HClO
2NaOH + Cl2 → NaOCl + NaCl + H2O жавелевая вода
2KBr + Cl2 → Br2 + 2КCl
2KI + Cl2 → I2 + 2КCl
Химические свойства хлора
Горение железа в хлоре
Cl2
Хлор отбеливает ткани за счет атомарного кислорода, выделяемого из НClO

С простыми веществами:
С МЕталлами С НЕметаллами
2Fe + 3Br2 → 2FeBr3 H2 + Br2 → 2HBr
Cu + Br2 → Cu Br2 2P + 5Br2 → 2PBr5
Со сложными веществами:
Br2 + H2O → HBr + HBrO
2KI + Br2 → I2 + 2КCl
Химические свойства брома
Чаще чем фтор и хлор используется в органическом синтезе
Обладает высокой селективностью (избирательностью)
Br2

С простыми веществами:
С металлами С неметаллами
Hg + I2 → HgI2 H2 + I2 → 2HI (tº)
2Al + 3I2 → 2AlI3 2P + 3Br2 → 2PI3
Со сложными веществами:
I2 + H2O → HI + HIO (практически не идет)
I2 + р-р крахмала → темно-синее окрашивание
Химические свойства йода
I2
Окисляется конц. серной и азотной кислотами

Определение галогенид-ионов
Определить в какой пробирке находится раствор хлорида, бромида, иодида, фторида
?

AgNO3
AgCl
AgBr
AgI
AgF
Уравнения реакций:
AgNO3 + MeCl
AgNO3 + MeBr
AgNO3 + MeI
AgNO3 + MeF
растворим
AgCl + MeNO3 Добавим нитрат серебра.
AgBr + MeNO3
AgI + MeNO3
AgF + MeNO3
Определение галогенид-ионов
AgCl-белый осадок
AgBr-светло-желтый
AgI-желтый
AgF-растворим

Соединения галогенов
Галогеноводороды — бесцветные газы, с резким запахом, токсичны.
Н2 + F2 = 2HF
H2 + Cl2 = 2HCl
H2 + Br2 = 2HBr
H2 + I2 = 2HI

Восстановительные свойства ионов
Ионы галогенов являются типичными восстановителями
С водородом галогены образуют летучие водородные соединения
Устойчивость галогеноводородов уменьшается в ряду:
Cила галогеноводородных кислот увеличивается в ряду:

F
Скелет,
зубы
Сl
Кровь, желудочный сок
Br
Регуляция нервных процессов
I
Регуляция обмена веществ

Применение фтора
Тефлон
(посуда)
Фреон-
CF2Cl2
(хладогент)
Окислитель ракетного топлива
Заменитель крови
Фториды в зубных пастах

Применение хлора
Отбеливатели
Производство
HCl
Получение брома, йода
Дезинфекция воды
Органические растворители
Лекарственные препараты
Хлорирование органических веществ
Получение неорганических хлоридов

Применение брома
Лекарственные препараты
Красители
Фотография
Ветеринарные препараты
Ингибиторы
коррозии
Присадки к бензину