Глава VII. Галогены

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены— энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, At⁻ уменьшается.

К галогенам относятся фторF, хлорCl, бромBr, йодI, астатAt, а также (формально) искусственный элемент унунсептийUus.

Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Йод I

Все галогены— неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательнымиэлементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7. Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений. Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к йоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и йод производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах. В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов(за исключением йода, который также встречается в виде йодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов).

Н₂ + Br₂ = 2HBr(г) + 73 кДж.

Поскольку многие хлориды, бромидыи иодидырастворимыв воде, то эти анионыприсутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворими находится в осадочных породах (какфлюоритCaF₂).

Основным способом получения простых веществявляется окислениегалогенидов. Впервые фтор был получен в1886г.французским химиком Анри Муассаномпри электролизераствора гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте.

В лабораторных условиях хлор получают из соляной кислоты при взаимодействии ее с оксидом марганца (IV) при нагревании:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

Вместо окислителя MnO₂ можно применить перманганат калия. Реакция протекает при обычной температуре:

16HCl + 2KMnO₄ = 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрияв специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде:
полуреакция на катоде:

Бромполучают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения йодаиз природных рассолов, богатых I⁻. В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br₂ и I₂ удаляются из раствора потоком воздуха.