Взаимодействуют с водородом

При нагревании взаимодействует с другими галогенами

Разлагает воду

Все уравнения приведены без коэффициентов

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ

Распространение в земной коре

История открытия

ГАЛОГЕНЫ

(гр. "рождающие соли")

Элементы главной подгруппы VII группы – F, Cl, Br, J, At

Фтор (F) – "разрушающий (гр.)" – 1886 г. А. Муассан (фр.). Известен с XVII века

Хлор (Cl) - "желто-зеленый (гр.)" – 1774 К.Шееле(швед.)

Бром (Br) - "зловонный (гр.)" – 1826 К. Левиг (нем.), независимо 1826 А. Балар (фр.)

Йод (J) - "фиолетовый (гр.)" – 1811 Б. Куртуа (фр.)

Астат (At) - "нестабильный (гр.)" – 1940 Корсон, МакКензи, Сегрэ

F – 8·10^-2 %. В свободном состоянии не встречается, т.к. очень активен.

CaF₂ – флюорит, Ca₃(PO₄)₂·CaF₂ – фторапатит, Na₃AlF₆ – криолит

Cl – 4,5·10^-2 %. Основная масса сконцентрирована в морях и океанах

NaCl – каменная соль (в морской воде, пласты в земной коре), KCl·NaCl - сильвинит, KCl·MgCl₂·6H₂O - карналлит

Br – 3·10^-5 %. В виде KBr, NaBr, MgBr₂ в морской воде, буровых водах

J – 10^-4 %. Также в морской воде. Концентрируется в тканях водорослей. Зола водорослей – сырье для получения J₂

At – не встречается в природе. Период полураспада = 8,3 ч

	F2	Cl2	Br2	J2	At
Агрегатное состояние	Бледно-желтый газ	Желто-зеленый газ	Красно-бурая жидкость	Черно-фиолетовые кристаллы	Черно-синие кристаллы
Запах	Все галогены имеют очень резкий запах. ЯДОВИТЫ!
t кип, °С	-188,1	-34,1	59,2	185,5 (возгонка)
t пл, °С	-219,6	-101	-7,3	113,6
Растворимость в воде при 20 °С	Разлагает воду	2,5 V/1V H2O	3,5 г/100 г H2O	0,02 г/100 г H2O	–
Растворяются в орг. растворителях

Галогены – самые типичные неметаллы. Проявляют окислительные свойства, которые ослабевают вниз по группе. Очень реакционноспособные!

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме O₂, N₂ и благородных газов.

Особенности химии фтора

(реакции, характерные только для F₂)

Фтор – самый энергичный окислитель. Он окисляет все металлы (кроме Ag, Au, а на поверхности Cu и Ni образуются нерастворимые пленки фторидов), а при высоких температурах в нем горят даже Au и Pt.

C, Si, P, S, B в виде порошка воспламеняются в атмосфере фтора при 30 – 300 °С.

Многие реакции со фтором имеют взрывной характер даже при низких температурах.

F₂ + H₂O → HF + O₂

2) Разрушает стекло (Катализатор – вода. С совершенно сухим стеклом фтор не взаимодействует)

SiO₂ + F₂ → SiF₄ + O₂ стекловата даже загорается в среде фтора

3) Взаимодействует со щелочью с образованием – фторида кислорода

F₂ + NaOH → OF₂ + NaF + H₂O

4) При нагревании реагирует с благородными газами – ксеноном и криптоном

Kr + F₂ t→ KrF₂

Xe + F₂ t→ XeF₂

Xe + F₂ t→ XeF₄

F₂ + Cl₂ t→ ClF

F₂ + J₂ t→ JF₇

F₂ + Br₂ t→ BrF₅

Общие химические свойства галогенов

H₂ + F₂ → HF взрыв

H₂ + Cl₂ hν→ HCl только на свету

H₂ + Br₂ t→ HBr только при нагревании (с йодом – тоже)

2) Взаимодействуют с неметаллами (кроме С, O₂, N₂ и благородных газов)

S + Cl₂ → SCl₄

P + Br₂ → PBr₃

P + Br₂ → PBr₅ в избытке брома