Галогены

ГАЛОГЕНЫ

Элементы фтор, хлор, бром, йод и астат, входящие в VIIA-группу , называют галогенами, что по-гречески означает «солерождающие». Это название они получили за свойство непосредственно соединяться с металлами и образовывать типичные соли — галиды (фториды, хлориды, бромиды, иодиды). Встречающееся еще старое название этих элементов — «галоиды» означает «похожие на соль» и поэтому неправильно.
 
Атомы галогенов имеют по семь электронов на внешнем уровне s²p . До завершения оболочки инертных элементов им недостает только одного электрона (как и в атоме водорода). Поэтому галогены сильнейшие окислители. Обладая большим сродством к электрону , атомы их легко превращаются в отрицательные ионы Э- с электронной структурой s²p. Следовательно, галогены это типичные неметаллы. Но от фтора к астату по мере увеличения радиусов атомов электро-отрицательность галогенов уменьшается, окислительная активность нейтральных атомов ослабевает: F > Cl > Br > I > At.
У йода и астата появляются металлические признаки. Вследствие различия окислительных активностей одни галогены вытесняют другие из соединений с металлами или с водородом . При этом фтор вытесняет все остальные галогены, хлор вытесняет бром, йод и астат, бром может вытеснять йод и астат и т. д.
 
Вместе с тем галогены заметно отличаются между собой по свойствам, так как прежде всего различны их атомные радиусы. Наименьший атомный радиус имеет фтор, наибольший — астат. В результате этого (и других причин) фтор обладает наибольшим сродством к электрону и является самым сильным окислителем из простых веществ и соединений. От фтора к астату окислительная способность падает. Одновременно в указанном направлении возрастают металлические свойства элемента. В то время как фтор, хлор и бром их не проявляют, у йода, и в особенности у астата, они довольно заметны . Фтор настолько сильный окислитель, что он окисляет даже кислород. В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде стеклянной ваты), вода. Указанные процессы можно выразить следующими уравнениями реакций:
 
+4 -2     0     +4-1      0
SiO2 + F2 = SiF4 + O2
 
 -2       0        -1       0
H2O + F2 = 4HF + O2
 
При анализе представленной в уравнениях степени окисления элементов видно, что кислород окисляется, а фтор восстанавливается. Если над нагретой водой пропускать фтор, то вода буквально горит, а продуктом горения является кислород.
Для йода известны соединения, в которых он выступает как элемент с положительной степенью окисления, например хлорид 
            +3                                                          +3
( III ) ( ICl3 ) , ацетат иода ( III ) ( CH3COO )3I  и др.
 
Необходимо отметить, что в последнее время резко возросло практическое значение фторорганических соединений.
В свободном состоянии галогены в природе не встречаются.
 
Летучие водородные соединения галогенов (галоводороды) НЭ хорошо растворимы в воде. В водных растворах они ведут себя как кислоты. Сила (степень диссоциации) галоводородных кислот растет по мере уменьшения электроотрицательности ионов (сверху вниз).
Объясняется это общим уменьшением прочности связи Н—Э в молекулах галоводородов от фтора к астату. Молекулы наиболее слабой фтороводородной кислоты склонны к ассоциации , поэтому для нее известны кислые соли.
Фтор , обладает самой высокой электроотрицательностью , во всех соединениях имеет степень окисления +1 до +7 .
Кислородные соединения галогенов нестойки и получаются косвенными способами. В противоположность галоводородам, прочность кислородных соединений галогенов растет в ряду фтор — астат; наиболее прочны кислородные соединения йода и астата.
 
Водород, являющийся s-элементом, в различных вариантах периодической системы помещают то вместе со щелочными металлами, то с галогенами, а иногда даже рассматривают отдельно. Действительно, он сходен со щелочными металлами, так как образует положительный ион Н и играет роль восстановителя в реакциях. Сродство к электрону и электроотрицательность у водорода меньше, чем у галогенов . Тем не менее водород имеет гораздо больше сходства с галогенами, чем со щелочными металлами. В гидридах активных металлов (NaH. СаН2) содержится ион Н, подобный ионам Г- в галидах (NaCl, СаСI2). Молекулы водорода и галогенов двухатомны . Для водорода, как для фтора или хлора, характерны газообразное состояние и неметаллические свойства. Первые потенциалы ионизации водорода и галогенов довольно близки . Атомы водорода легко замещают атомами галогенов в органических соединениях .
 
Кроме того, водород имеет ряд индивидуальных особенностей, связанных с тем, что его валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра (без промежуточного электронного слоя). Например, протон не образует соединений с ионной связью. Особенностями строения атома водорода обусловлено также существование водородной связи.
Вы читаете, статья на тему галогены