Галогены в химии: свойства, реакции, применение для 8-9 класса

Галогены: общая характеристика группы

Галогены — это группа химических элементов, расположенных в 17 группе (VIIА подгруппе) периодической системы Д. И. Менделеева. В группу галогенов входят пять элементов: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астат (At). Название «галогены» переводится с греческого как «рождающие соли», что отражает их способность образовывать соли с металлами.

Многие галогены знакомы в быту. Хлор имеет резкий запах и используется для дезинфекции. Йод применяется как антисептик. Фтор входит в состав зубных паст для укрепления эмали. Бром и астат менее известны, но также важны в химии и промышленности.

Что такое галогены в химии: ключевые данные

Галогены — это типичные неметаллы с высокой химической активностью. Они расположены в 17 группе Периодической системы. В обычных условиях молекулы галогенов двухатомны (Г₂).

Основные характеристики галогенов представлены в таблице:

Элемент	Обозначение	Атомный номер	Относительная атомная масса
Фтор	F	9	19.00
Хлор	Cl	17	35.45
Бром	Br	35	79.90
Йод	I	53	126.90
Астат	At	85	210.00

На внешнем энергетическом уровне атома галогена находится 7 электронов, что определяет их валентность I в основном состоянии. В возбужденном состоянии (кроме фтора) они могут проявлять валентность III, V или VII.

Физические свойства галогенов

Физические свойства галогенов закономерно изменяются с увеличением порядкового номера элемента в группе.

Основные физические свойства:

1. Агрегатное состояние: Фтор и хлор — газы, бром — жидкость, йод и астат — твердые вещества.
2. Цвет: Фтор — бледно-желтый газ, хлор — желто-зеленый газ, бром — красно-бурая жидкость, йод — темно-фиолетовые кристаллы.
3. Запах: Все галогены имеют резкий, характерный запах и ядовиты.
4. Температуры плавления и кипения повышаются от фтора к йоду.

Почему так происходит? Увеличение размеров атомов и молекулярной массы приводит к усилению межмолекулярного взаимодействия, что меняет агрегатное состояние и температуры фазовых переходов.

Химические свойства галогенов

Галогены — сильные окислители. Их окислительная способность уменьшается в ряду: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Фтор — самый электроотрицательный элемент, его степень окисления всегда -1. Остальные галогены могут проявлять степени окисления от -1 до +7.

Типичные химические свойства галогенов:

• Реакции с металлами с образованием галогенидов (NaCl, FeCl₃).
• Реакции с водородом с образованием галогеноводородов (HCl, HBr).
• Реакции замещения с солями других галогенов.

Реакции галогенов с различными веществами

1. Реакции галогенов с простыми веществами

С водородом: Общая формула: Г₂ + H₂ → 2HГ

• Фтор и хлор реагируют с водородом со взрывом.
• Бром и йод реагируют спокойно, обратимо.
• Реакция хлора с водородом инициируется светом (фотохимическая реакция).

С металлами: Галогены реагируют с большинством металлов, образуя соли — галогениды. Фтор реагирует даже с золотом и платиной. Пример: 2Na + Cl₂ → 2NaCl (хлорид натрия).

2. Реакции галогенов с неметаллами

Галогены реагируют с многими неметаллами (фосфором, серой), но не взаимодействуют напрямую с кислородом и азотом (кроме фтора). Пример реакции фтора с кислородом при -196°C: O₂ + 2F₂ → 2OF₂.

3. Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения: Более активные галогены вытесняют менее активные из их соединений. Пример: Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂.

Реакции с водой:

• Фтор бурно реагирует с водой: 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂.
• Хлор и бром растворяются в воде с частичным взаимодействием (хлорная вода).
• Йод с водой практически не реагирует.

Реакции с щелочами: Характер реакции зависит от температуры. Например, хлор с холодным раствором щелочи дает хлорид и гипохлорит, а при нагревании — хлорид и хлорат.

Степени окисления галогенов

Фтор проявляет только степень окисления -1. Для хлора, брома, йода и астата характерны степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7.

Пример для хлора:

• Степень окисления -1: HCl (хлороводород), NaCl (хлорид натрия).
• Степень окисления +1: HClO (хлорноватистая кислота).
• Степень окисления +5: HClO₃ (хлорноватая кислота).
• Степень окисления +7: HClO₄ (хлорная кислота).

С ростом степени окисления кислотные свойства кислородсодержащих кислот усиливаются.

Получение и применение галогенов

В природе галогены в свободном виде практически не встречаются (кроме следов). Основной промышленный метод получения — электролиз расплавов или растворов их солей.

Применение галогенов:

1. Фтор: производство тефлона, фреонов, фторсодержащих полимеров, добавка в зубные пасты.
2. Хлор: дезинфекция воды, производство соляной кислоты, хлорной извести, растворителей, пластмасс.
3. Бром: производство лекарственных препаратов, фотоматериалов, антипиренов (огнезащитных составов).
4. Йод: антисептики в медицине, производство светочувствительных материалов, добавка в пищевую соль.
5. Астат: используется в радиотерапии (медицина) в следовых количествах из-за радиоактивности.

Задачи по теме «Галогены» для самопроверки

Задание 1. Выбор галогенов Из списка элементов выберите галогены и для каждого укажите: химический символ, порядковый номер, относительную атомную массу. Список: Кальций (Ca), Хлор (Cl), Железо (Fe), Фтор (F), Бром (Br), Кислород (O), Йод (I).

Задание 2. Составление формул Напишите химические формулы соединений по их названиям:

1. Хлорид калия
2. Бромид натрия
3. Фторид водорода
4. Йодоводород

Ответы к задачам:

Задание 1. Галогены из списка:

• Хлор (Cl), №17, Ar≈35.45
• Фтор (F), №9, Ar=19.00
• Бром (Br), №35, Ar≈79.90
• Йод (I), №53, Ar≈126.90

Задание 2.

1. Хлорид калия — KCl
2. Бромид натрия — NaBr
3. Фторид водорода — HF
4. Йодоводород — HI

Дополнительные материалы по химии Для более глубокого изучения темы «Галогены», подготовки к контрольным работам и ОГЭ по химии, а также для нахождения объяснений сложных реакций, рекомендуем посетить наш образовательный портал. Больше конспектов, таблиц, разборов типовых задач и интерактивных тестов по химии и другим школьным предметам вы найдете на сайте https://edu-life.tech.