Галогены: свойства, применение на примере хлора.

Галогены — это элементы 17-й группы периодической системы: фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At и искусственно полученный теннессин Ts. Название «галогены» означает «рождающие соли», потому что эти элементы легко реагируют с металлами с образованием солей, например хлорида натрия NaCl.

Общие свойства галогенов

Галогены относятся к неметаллам. На внешнем энергетическом уровне у их атомов находится 7 электронов, поэтому до завершения внешнего слоя им не хватает одного электрона. Из-за этого галогены очень активны и легко присоединяют электрон, превращаясь в отрицательно заряженные ионы:

Cl + e⁻ → Cl⁻

Именно этим объясняется их высокая химическая активность.

Физические свойства галогенов

При обычных условиях галогены имеют разное агрегатное состояние:

Фтор — бледно-жёлтый газ.
Хлор — желтовато-зелёный газ с резким запахом.
Бром — красно-бурая жидкость.
Йод — тёмно-серое кристаллическое вещество с фиолетовыми парами.

С увеличением атомной массы сверху вниз по группе повышаются температуры плавления и кипения, поэтому фтор и хлор — газы, бром — жидкость, а йод — твёрдое вещество.

Галогены имеют характерную окраску и резкий запах. Многие из них токсичны, особенно фтор и хлор. Они плохо растворяются в воде, но лучше растворяются в органических растворителях.

Химические свойства галогенов

Главная особенность галогенов — они являются сильными окислителями. Это значит, что они способны отнимать электроны у других веществ.

Активность галогенов уменьшается сверху вниз:

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

Самым активным является фтор, затем хлор, бром и йод.

1. Реакции с металлами

Галогены реагируют с металлами с образованием солей — галогенидов.

Например, хлор реагирует с натрием:

2Na + Cl₂ → 2NaCl

Образуется хлорид натрия, то есть обычная поваренная соль.

С железом хлор также реагирует, образуя хлориды железа:

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

2. Реакции с водородом

Галогены реагируют с водородом с образованием галогеноводородов.

Например:

H₂ + Cl₂ → 2HCl

Образуется хлороводород. При растворении хлороводорода в воде получается соляная кислота.

3. Взаимодействие с водой

Хлор частично реагирует с водой:

Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO

Образуются соляная кислота и хлорноватистая кислота. Хлорноватистая кислота обладает сильными окислительными свойствами, поэтому хлорная вода может отбеливать красители и уничтожать микроорганизмы.

4. Вытеснение менее активных галогенов

Более активный галоген способен вытеснять менее активный из его солей.

Например, хлор вытесняет бром из бромидов:

Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂

Также хлор вытесняет йод из йодидов:

Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂

Это подтверждает, что хлор активнее брома и йода.

Хлор как пример галогена

Хлор — один из наиболее важных представителей галогенов. Его химический знак — Cl, молекула простого вещества — Cl₂.

При обычных условиях хлор — это газ желтовато-зелёного цвета с резким удушливым запахом. Он тяжелее воздуха, ядовит, раздражает органы дыхания, глаза и слизистые оболочки. Поэтому работать с хлором можно только в специальных условиях, соблюдая правила безопасности.

Хлор является сильным окислителем. Он активно реагирует со многими металлами и неметаллами, образует хлориды, способен обесцвечивать органические красители и уничтожать бактерии.

Получение хлора

В лаборатории хлор можно получить действием соляной кислоты на окислители, например на диоксид марганца:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

В промышленности хлор чаще всего получают электролизом раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → Cl₂ + H₂ + 2NaOH

При этом одновременно получают хлор, водород и гидроксид натрия.

Применение хлора

Хлор имеет большое практическое значение.

1. Обеззараживание воды

Одно из главных применений хлора — обеззараживание питьевой воды и воды в бассейнах. Хлор и его соединения уничтожают бактерии и другие микроорганизмы, поэтому вода становится безопаснее для использования.

2. Отбеливание

Хлор и некоторые его соединения применяют для отбеливания тканей, бумаги и целлюлозы. Это связано с его сильными окислительными свойствами.

3. Производство соляной кислоты

Хлор используют для получения хлороводорода, который при растворении в воде образует соляную кислоту:

H₂ + Cl₂ → 2HCl

Соляная кислота широко применяется в химической промышленности, металлургии и лабораторной практике.

4. Производство пластмасс

Хлор нужен для получения многих органических веществ, в том числе поливинилхлорида — ПВХ. Из ПВХ делают трубы, оконные профили, изоляцию для проводов, плёнки, покрытия и другие материалы.

5. Производство лекарств и химических веществ

Соединения хлора используются при производстве лекарственных препаратов, растворителей, красителей, средств защиты растений и различных химических продуктов.

6. Дезинфицирующие средства

Многие бытовые и медицинские дезинфицирующие средства содержат соединения хлора, например гипохлориты. Они применяются для обработки поверхностей, санитарной очистки и уничтожения болезнетворных микроорганизмов.

Значение и опасность хлора

Хлор очень полезен в промышленности и быту, но одновременно опасен. Он ядовит, поэтому его нельзя вдыхать. При попадании в дыхательные пути хлор вызывает кашель, раздражение, удушье и может привести к тяжёлым отравлениям. Особенно опасно смешивать бытовые хлорсодержащие средства с кислотами или аммиаком, потому что при этом могут выделяться токсичные газы.

Таким образом, хлор — типичный представитель галогенов: он является неметаллом, имеет молекулярное строение, обладает высокой химической активностью, проявляет сильные окислительные свойства, образует соли с металлами и широко применяется для обеззараживания, отбеливания и производства различных химических веществ.