Галогены

Заключение
В данной работе был приведен краткий обзор галогенов, их физических и химических свойств, а также способов получения и областей применения.
Следует отметить, что галогены играют важную роль во многих сферах промышленности, медицине, военном деле, фотографии и науке. Действительно, трудно представить нашу жизнь без галогенов – лекарства, световые приборы, аккумуляторы – во всех этих областях они находят широкое применение.
Кроме того, в организме человека также присутствуют галогены, оказывающие значительное влияние на многие органы и участвующие в жизненно важных химических процессах.



...

Содержание

Введение 3
Распространенность элементов 4
Получение 6
Физические свойства 8
Химические свойства 9
Применение 11
Заключение 13
Список литературы 14

Введение
Галогенами (в переводе с греч. – рождение, происхождение) называются химические элементы VII группы главной подгруппы таблицы Менделеева. К ним относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At. Молекулы галогенов – двухатомные. Все они являются неметаллами и имеют семь электронов на внешнем энергетическом уровне, так как находятся в седьмой группе. Внешняя оболочка их атомов имеет электронную конфигурацию s2p5. Галогены являются сильными окислителями, однако при взаимодействии с более электроотрицательными элементами (все галогены, кроме фтора) могут проявлять восстановительные свойства. При взаимодействии с металлами возникают ионные связи и образуются соли, называемые галогенидами.

В принципе, возможно также лабораторное получение фтора, например, нагреванием фторида кобальта (III) или разложением фторидов серебра.Существует множество химических методов получения хлора, среди них можно отметить:- взаимодействие перманганата калия с соляной кислотой16HCl + 2KMnO4 = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl +8H2O- взаимодействие гипохлорита натрия и соляной кислотыNaOCl + 2HCl = NaCl + Cl2 + H2O- метод Шееле, который являлся первоначальным промышленным способом получения хлора (взаимодействие пиролюзита с соляной кислотой):MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2OВсе химические методы получения хлора очень затратны и малоэффективны. В промышленных масштабах хлор получают вместе с NaOH с помощью электролиза раствора поваренной соли. Существует три варианта электрохимического получения хлора – диафрагменный, мембранный и ртутный. В первых двух случаях используется твердый катод, а в последнем – жидкий ртутный.Бром и йод получают с помощью химического окисления бромид-иона, содержащегося в морской воде. В качестве окислителя используют хлор, так как он обладает более сильными окислительными свойствами, чем бром и йод. Образующиеся газы удаляются из раствора потоком воздуха.2KBr + Cl2 = 2KCl + Br22KI + Cl2 = 2KCl + I2Йод можно также получать промышленным способом из нефтяных бурых вод и морских водорослей:2NaI + MnO2 + 3H2SO4 = I2 + 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2OЧто касается астата, то из-за сильной радиоактивности, не удается получить его в лабораторных условиях в макроскопических количествах. Астат получают искусственным способом. В основном изотопы астата получают облучением металлических висмута или тория α-частицами высокой энергии с последующим отделением астата.Физические свойстваВсе галогены имеют молекулярное строение, молекула двухатомна и неполярна. Поэтому галогены хорошо растворимы в неполярных и малополярных растворителях, таких как CCl4, гексан С6Н14, сероуглерод CS2 и т.п. и плохо растворимы в воде. Фтор – Бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит. Имеет аномально низкую температуру кипения (-188 °C) и плавления (-220 °C). Трудносжижаем.Хлор (при нормальных условиях) – жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. С температурой кипения −34 °C и плавления −100 °C. Газообразный хлор довольно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор – жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием. При обычных условиях бром – красно-бурая жидкость с резким запахом, ядовит. Бром – одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду с ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Температура плавления брома −7,2 °C, кипения 58,8 °C.При комнатной температуре йод представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым блеском и специфическим запахом. При нагревании при атмосферном давлении он возгоняется, превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении пары йода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Температура плавления составляет 113,5 °C, а кипения 185 °C.Астат – твёрдое сине-черное вещество, по внешнему виду похож на йод. Астат, как и йод, хорошо растворим в органических растворителях. Он также легко возгоняется, однако по летучести немного уступает йоду. Температура плавления 244 °C, кипения – 309 °C.Химические свойстваВсе галогены являются сильными окислителями, именно поэтому в природе встречаются только в виде соединений. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Химическая активность галогенов уменьшается с увеличением порядкового номера, то есть уменьшается в ряду F−, Cl−, Br−, I−, At− . Фтор – самый активный из галогенов, реагирует почти со всеми соединениями и даже инертными газами. 1). Взаимодействие с инертными газами (при облучении)Хе + F2 = XeF2 2). Взаимодействие с металлами.  Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:2М + nHal2 = 2MHaln.Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.3) Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.Н2 + Hal2 = 2НHal.Галогены в этой реакции также проявляют окислительные свойства.4). Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:2P + 3Cl2 = 2PCl3;Si + 2F2 = SiF4.5). Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:F2 + H2O = 2HF + O или3F2 + 3H2O = OF2 + 4HF + H2O2;Остальные галогены:Hal2 + H2O = HHal + HHalO.Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.6). Взаимодействие со щелочами.