6.2. Элементы 17 группы. Галогены

Галогены (фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I и астат At) входят в 17 группу периодической системы. Атомы элементов имеют электронную конфигурацию ns²p⁵. Такая конфигурация электронных оболочек определяет химическую активность галогенов. В окислительно-восстановительных реакциях галогены выступают в качестве окислителей и в свободном состоянии [F₂(г), Cl₂(г), Br₂(ж), I₂(т)] в природе не встречаются.

Астат At(т)  радиоактивный элемент (-, -излучатель). Он был получен в циклотроне в результате бомбардировки висмута-209 -частицами. Период полураспада самого долгоживущего радионуклида астата-210 всего 8.6 ч.

В горных породах, морской и минерализованной воде нефтяных скважин галогены встречаются в виде солей. Фтор и хлор получают электролизом расплавов солей, например расплавов KH₂F₃ и NaCl. Бром получают из морской воды обменной реакцией:

2Br^(р-р) + Cl₂(р-р)  2Cl^(р-р) + Br₂(р-р).

Аналогично получают йод из минерализованной воды нефтяных скважин.

Фтор F₂ самый реакционноспособный среди галогенов. Он вступает в химические реакции с металлами и неметаллами, с водой, кварцевым песком. Например:

3F₂(г) + 2Fe(т)  2FeF₃(т)

F₂(г) + Н₂(г)  2НF(г)

2F₂(г) + 2Н₂О(ж)  4НF(р-р) + О₂(г)

2F₂(г) + SiO₂(т)  SiF₄(г) + О₂(г).

В силу высокой реакционной способности фтор хранят в металлических сосудах из сплавов медь-никель или никель-железо-марганец, устойчивых к фтору, благодаря пассивации внутренней поверхности сосуда.

Фтор широко используют для производства фторорганических соединений, например политетрафторэтилена

–[CF₂ – CF₂]_n– (тефлона):

СН₄ + F₂(Cl₂)  CF₂HCl

2CF₂HCl  CF₂ = CF₂ + 2HCl

nCF₂ = CF₂  –[CF₂ – CF₂]_n–

тефлон

Тефлон обладает низким коэффициентом трения, стойкостью к действию кислот и щелочей, высокой термостойкостью (разлагается при 425 ^оС). Он пригоден к длительной эксплуатации в интервале температур от – 260 до + 260 ^оС.

Фтористый водород HF  исходный продукт для получения гексафторида урана UF₆ и последующего производства чистого урана, обогащенного изотопом уран-235. Последний используется в виде металла (атомные бомбы) или оксида урана (тепловыделяющие элементы атомных электростанций).

Хлор Cl₂ менее реакционноспособный галоген по сравнению с фтором. Реагирует с металлами и неметаллами лишь при высокой температуре (более 200 ⁰С). С кварцем не реагирует. Медленно взаимодействует с холодной водой:

Cl₂(г) + Н₂О(ж)  2Н⁺(р-р) + 2Cl^(р-р) + HClO(р-р).

Получаемый по этой реакции NaClO (гипохлорит натрия) используется в промышленности в качестве отбеливателя тканей и бумажной массы, благодаря атомам кислорода, выделяющимся при разложении этой соли:

NaClO(р-р)  Na⁺(р-р) + Cl^(р-р) + O(р-р).

Атомы кислорода – активные реагенты, способные разрушать органические красящие вещества. На принципе окислительного разрушения органических соединений построено уничтожение бактерий при хлорировании питьевой воды, а также при хлорировании промышленных и бытовых стоков на очистных станциях аэрации.

Уничтожая болезнетворные бактерии хлорированием воды, мы создаем другую проблему. В воде образуются хлорорганические продукты опасные для здоровья человека, если они попадают с питьевой водой в организм. Основной путь уничтожения болезнетворных бактерий в питьевой воде – озонирование. Источником атомов кислорода, уничтожающих бактерии, является реакция разложения растворенного в воде озона:

О₃(р-р)  О₂(р-р) + О(р-р).

Хлор используется для промышленного получения хлороводорода (водный раствор – соляная кислота):

Cl₂(г) + Н₂(г)  2НCl(г),

а также в производстве полимера – поливинилхлорида [CH₂CHСl]_n.

Применение брома и йода ограничено. Водноспиртовые и спиртовые растворы йода используются в качестве антисептика (химический метод уничтожения болезнетворных микроорганизмов при смазывании ран).