Общая характеристика галогенов. Химические свойства на примере хлора

Научиться объяснять химические свойства галогенов (на примере хлора) на основе строения их атомов и положения в таблице Менделеева.

Галогены окружают нас повсюду: от поваренной соли на кухне до отбеливателей и дезинфицирующих средств. Понимание их свойств помогает объяснить, почему одни соединения полезны, а другие опасны, и как человек использует эту химическую активность в быту и промышленности.

• Галогены — элементы VIIA группы, у них на внешнем уровне 7 электронов, им не хватает одного до завершения, поэтому они — сильные окислители.
• Химическая активность галогенов в группе уменьшается сверху вниз: фтор — самый активный, а йод — наименее.
• Хлор — типичный неметалл, он реагирует с металлами, водородом, водой и растворами солей других галогенов.
• В реакциях с металлами хлор проявляет окислительные свойства, принимая электроны и образуя хлориды.
• С водородом хлор реагирует на свету, образуя хлороводород, раствор которого — соляная кислота.
• При растворении в воде хлор вступает в реакцию диспропорционирования, образуя соляную и хлорноватистую кислоты.
• Более активный галоген вытесняет менее активный из его солей (реакция замещения).
• Степень окисления хлора в соединениях может быть от -1 до +7, что объясняет его разнообразные свойства.

Галогены

Химические элементы VIIA группы: фтор, хлор, бром, йод, астат. Название переводится как «рождающие соли».

Электроотрицательность

Способность атома притягивать к себе электроны от других атомов в химической связи. У галогенов она самая высокая среди элементов своих периодов.

Окислитель

Вещество, которое принимает электроны в ходе реакции. Галогены — типичные окислители.

Восстановитель

Вещество, которое отдаёт электроны. В реакциях с галогенами восстановителями выступают металлы и водород.

Галогеноводороды

Соединения галогенов с водородом (например, HCl). Их водные растворы — кислоты.

Диспропорционирование

Реакция, в которой один и тот же элемент одновременно и окисляется, и восстанавливается. Так хлор ведёт себя в воде.

• Электронная конфигурация внешнего уровня галогенов: ns²np⁵ — до завершения не хватает ровно одного электрона.
• Активность галогенов уменьшается в ряду F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂, потому что радиус атома растёт, и притягивать чужие электроны становится труднее.
• Хлор реагирует с металлами: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ (хлорид железа(III)).
• С водородом: H₂ + Cl₂ → 2HCl (на свету, с выделением тепла).
• С водой: Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты).
• Вытеснение менее активного галогена: Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂.
• Хлор — жёлто-зелёный газ, тяжелее воздуха, с резким удушливым запахом, ядовит.
• Соляная кислота (HCl) — сильная кислота, реагирует с металлами, оксидами и основаниями.

1. Пример 1случай

   Поваренная соль (NaCl)

   Пояснение

   • это хлорид натрия, продукт реакции хлора с металлом натрием
2. Пример 2случай
   • Когда хлор добавляют в воду бассейна, он убивает бактерии, частично превращаясь в хлорноватистую кислоту
3. Пример 3случай
   • Отбеливатели на основе хлора действуют потому, что хлор окисляет окрашенные вещества, разрушая их цвет
4. Пример 4случай

   Соляная кислота в желудке человека помогает переваривать пищу

   Пояснение

   • это раствор хлороводорода

• Фтор — настолько активный окислитель, что реагирует даже с благородными газами, например с ксеноном.
• Хлор использовали как боевое отравляющее вещество в Первую мировую войну, но сегодня его применяют для обеззараживания воды.
• Йод в виде спиртового раствора — привычное антисептическое средство в каждой аптечке.
• В природе галогены встречаются только в виде соединений, потому что их свободные атомы слишком активны.

• Хлор — ядовитый газ, при работе с ним нужна вытяжка и средства защиты.
• Не вдыхать пары хлора и его соединений — они вызывают ожоги дыхательных путей.
• Соляная кислота едка, при попадании на кожу — промыть большим количеством воды.
• Хранить галогены и их растворы в плотно закрытой посуде, вдали от нагрева.

• Строение атома и периодический закон (тема 1)
• Электроотрицательность и виды химической связи (тема 4)
• Соляная кислота и её соли (тема 19)
• Окислительно-восстановительные реакции (тема 6)