Галогены

В ранних статьях мы познакомились с щелочными металлами. Щелочные металлы – это химические элементы с наиболее резко выраженными металлическими свойствами. Теперь познакомимся с элементами, у которых особенно резко выражены свойства неметаллов, такие элементы называются галогенами. К числу таких элементов относится хлор (химический знак Cl, атомный вес 35,5). Из соединений хлора вам уже известны соляная кислота HCl и хлорид натрия NaCl

Молекула хлора состоит из двух атомов, следовательно, формула свободного хлора Cl2. Хлор (от греческого слова «хлорос» – зеленый) – тяжелый газ зеленоватого цвета с резким запахом.

Изучим, прежде всего, химические свойства хлора, проявляющиеся в его реакциях с металлами, на примере реакции соединения хлора с натрием. Предварительно расплавленный натрий в хлоре загорается, образуя белый дым, состоящий из мельчайших кристалликов хлорида натрия:

 

2Na + Cl2 = 2NaCl + Q

Хлор соединяется почти со всеми металлами. Он реагирует также с водородом. При этом получается бесцветный газ – хлористый водород:

 

Н2 + Cl2=2НCl? + Q

Раствор хлористого водорода в воде обладает кислотными свойствами и называется, как вам известно, соляной кислотой.

В соединениях с водородом и с металлами хлор всегда одновалентен.

Как натрий представляет целое семейство химических элементов – щелочные металлы, так хлор – представитель семейства сходных друг с другом элементов, называемых галогенами. К числу галогенов, кроме хлора, относятся фтор F, бром Вг, иод I и астат At. Общее химическое свойство галогенов – их химическая активность по отношению к металлам и водороду: они соединяются с водородом и металлами и в соединениях с ними всегда одновалентны. Поэтому соединения галогенов с одним и тем же элементом имеют сходный состав, например:

 

HF  НCl  HBr  HI

NaF  NaCl  NaBr  NaI

AlF3  AlCl3  AlBr3  AlI3

Соединения эти сходны и по свойствам. Соединения галогенов с водородом летучи и представляют собой кислоты, а соединения галогенов с металлами – соли. Отсюда и произошло название «галогены», означающее в переводе с латинского «рождающие соли».

Наряду со сходством галогены проявляют и различия: разное агрегатное состояние при обычных условиях, разную окраску, неодинаковую химическую активность. С возрастанием атомного веса свойства галогенов изменяются закономерно.

В свободном виде фтор и хлор – газы зеленоватого и желто-зеленого цвета, бром – темно-бурая летучая жидкость, йод – твердое вещество темно-серого цвета, при нагревании легко обращающееся в пар интенсивно фиолетового цвета. С возрастанием атомного веса точки кипения и плавления у галогенов возрастают, а краска как бы сгущается.

Сравним теперь химическую активность галогенов по отношению к одному и тому же металлу. Если в пробирку с жидким бромом бросить кусочек алюминия, вскоре начнется бурная реакция соединения его с бромом:

 

2Al + ЗBr2 = 2AlBr3 + Q

Реакция сопровождается выделением такого большого количества теплоты, что алюминии расплавляется, раскаляется добела, и раскаленная капелька металла «бегает» по поверхности брома, как натрий на воде, пока не прореагирует полностью. Продукт реакции – бромид алюминия – получается в виде мельчайших твердых частичек, образующих дым.

Если растертый в порошок йод смешать с порошком алюминия, реакция соединения йода с алюминием начнется лишь после того, как мы опустим в смесь капельку воды в качестве катализатора:

 

2Al + 3I2 = 2AlI + Q

Соединяясь с йодом, алюминий раскаляется лишь докрасна – реакция сопровождается появлением красного пламени. Продукт реакции – йодид алюминия – получается в виде дыма. Реакция соединения алюминия с йодом (атомный вес 127), как мы видим, протекает менее энергично, чем соединение его с бромом (атомный вес 80).

Химическая активность галогенов по отношению к металлам и водороду с возрастанием атомного веса падает. Самый активный из галогенов, поэтому фтор. Он самый активный не только среди галогенов, но и среди всех неметаллов.

Характеристика галогенов

Начиная систематическое изучение неметаллов, вспомним, чем они характеризуются. В периодической системе элементов неметаллы располагаются в конце периодов. Внешний электронный слой в их атомах, исключая инертные газы, не завершен, но близок к завершению. Поэтому атомы неметаллов должны присоединять электроны при соединении с элементами, атомы которых, наоборот, легко отдают электроны, а такими элементами являются металлы и водород. Поэтому для неметаллов наиболее характерны реакции соединения с металлами и водородом.

В соединениях с типичными металлами неметаллы содержатся в виде отрицательно заряженных ионов. Такие соединения имеют ионную кристаллическую решетку и поэтому представляют собой твердые тугоплавкие вещества.

В водородных соединениях неметаллы связаны с водородом полярной ковалентной связью, кристаллическая решетка этих соединений молекулярная, поэтому они при обычных условиях представляют собой либо газы (как галогеноводороды), либо летучие жидкости (как вода).

Наиболее резко свойства неметаллов проявляются у галогенов. В периодической системе элементов галогены составляют главную подгруппу VII группы. Внешний слой их атомов содержит 7 электронов. До завершения недостает одного электрона, поэтому в соединениях с водородом и металлами галогены всегда проявляют валентность –1, Как самый электроотрицательный из химических элементов, фтор во всех своих соединениях (а не только в соединениях с водородом и металлами) проявляет одно и то же значение валентности –1. Остальные галогены могут проявлять и положительную валентность вплоть до +7, в частности в своих кислородных соединениях.

НАУЧНЫЕ РАЗДЕЛЫ