Галогены. 
Общая характеристика элементов. 
Нахождение в природе. 
Добычи. 
Химическая связь в молекулах. 
Химические и физические свойства галогенов. 
Взаимодействие галогенов с водой и раствором щелочи

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

• 1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня — nS2nP5.
• 2) 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.
• 3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
• 4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
• 5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
• 6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

Первые четыре элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово галоген означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли. Распространенность галогенов в природе не слишком велика и падает от фтора к йоду.

Фтор — довольно распространенный элемент, и его содержание на Земле составляет примерно 0,3% мольной доли.

Хлор также относится к довольно распространенным на Земле элементам. Встречается он главным образом в виде хлоридов — соединений с наиболее устойчивым состоянием окисления хлора.

Брома и йода на Земле существенно меньше. Подобно хлору бром находится в природе преимущественно в виде солей калия, натрия и магния. Бром и йод содержатся также в водах буровых скважин нефтяных месторождений и рапе соляных озер В молекулах галогенов (F2, Cl2, Br2, J2) связь ковалентная неполярная т.к. атомы обладают одинаковой электроотрицательностью и смещения электронной плотности не происходит.

Химические свойства. Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж, Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж, При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме.

Hal2 + F2 = 2НalF.

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2^ + 4HF + Н2О2.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов.

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж, Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж, Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму: Cl2 + hн > 2Cl, Cl + Н2 > HCl + Н, Н + Cl2 > HCl + Cl, Cl + Н2 > HCl + Н и т. д.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Cl2 > СН3-СН2Cl + HCl, СН2=СН2 + Cl2 > СН2Cl — СН2Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2, Cl2 + 2HI = 2HCl + I2, Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2.

Cl2 + Н2О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Хлор может таким же образом реагировать со щелочами:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),.

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж, Н2 + Br2 = 2HBr (г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

I2 + I? > I?3. Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов.

Получение галогенов.

Фтор.В лабораторных условиях фтор можно получить термолизом высших фторидов некоторых металлов, например,.

2CeF4 = 2CeF3 + F2.

Хлор Основным методом получения хлора из галита является электролиз концентрированного раствора NaCl с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространства:

2NaCl + 2H2O.

В лабораторных условиях хлор получают взаимодействием концентрированной HCl с такими окислителями, как КMnO4, а также MnO2, K2Cr2O7 и т. д.

16HCl + 2KMnO4 = Cl2 +2KCl +2MnCl2 + 8H2O.

Реакция твердого KMnO4 с концентрированной HCl протекает с образованием темно-коричневого малорастворимого гексахлороманганата (IV) калия и раствора, содержащего хлоридные комплексы Mn (III):

Полное восстановление KMnO4 до MnCl2 осуществляется при большом избытке HCl. Образующийся иод экстрагируют или отделяют перегонкой с водяным паром. Бром В лаборатории бром и иод получают взаимодействием галогенидов с окислителем (MnO2) в кислой среде, например:

MnO2 + 2H2SO4 + 2KI = I2 + MnSO4 + 2H2O + K2SO4.