ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Таблица. Электронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов

Символ элемента
Порядковый номер
Строение внешнего электронного слоя	2s 2 2p 5	3s 2 3p 5	4s 2 4p 5	5s 2 5p 5	6s 2 6p 5
Энергия ионизации, эв	17,42	12,97	11,84	10,45	~9,2
Сродство атома к электрону, эв	3,45	3,61	3,37	3,08	~2,8
Относительная электроотрицательность (ЭО)					~2,2
Радиус атома, нм	0,064	0,099	0,114	0,133
Межъядерное расстояние в молекуле Э 2 , нм	0,142	0,199	0,228	0,267
Энергия связи в молекуле Э 2 (25°С), кДж/моль
Степени окисления		1, +1, +3, +4, +5, +7	1, +1, +4, +5, +7	1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние	Бледно-зел. газ	Зел-желт. газ	Бурая жидкость	Темн-фиол. кристаллы	Черные кристаллы
t°пл.(°С)
t°кип.(°С)
r (г * см -3 )	1,51	1,57	3,14	4,93
Растворимость в воде (г / 100 г воды)	реагирует с водой	2,5: 1 по объему		0,02

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS2nP5.
2) С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства); галогены - сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.
3) Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
4) С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.
5) Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением атомной массы.
6) Галогены могут образовывать соединения друг с другом (например, BrCl)

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.

Физические свойства

Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.

Получение

Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:

Химические свойства

F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:

1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF

Фтористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;

Получение

CaF2 + H2SO4(конц.) ® CaSO4 + 2HF­

Химические свойства

1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):

HF « H+ + F-

Соли плавиковой кислоты - фториды

2) Плавиковая кислота растворяет стекло:

SiO2 + 4HF ® SiF4­+ 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 гексафторкремниевая кислота

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Хлор Cl2 - открыт К. Шееле в 1774 г.

Физические свойства

Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.

Получение

Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:

MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2­ + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2­ + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O

электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H2O ® H2­ + Cl2­ + 2NaOH

Химические свойства

Хлор - сильный окислитель.

1) Реакции с металлами:

2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3

2) Реакции с неметаллами:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Реакция с водой:

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Реакции со щелочами:

Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O

5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2

Соединения хлора
Хлористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.

Получение

1) Синтетический способ (промышленный):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Гидросульфатный способ (лабораторный):

NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) ® NaHSO4 + HCl­

Химические свойства

1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:

HCl « H+ + Cl-

2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2­

3) с оксидами металлов:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) с основаниями и аммиаком:

HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl

5) с солями:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2­
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl- в растворе.
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями

2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2­
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3

Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).

Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl

Физические свойства

Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Химические свойства

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

1) Разлагается, выделяя атомарный кислород

HClO –на свету® HCl + O­

2) Со щелочами дает соли - гипохлориты

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O

Физические свойства

Существует только в водных растворах.

Получение

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2­ + 2СlO2­ + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2­

Химические свойства

HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Неустойчива, при хранении разлагается

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2­ + H2O

Хлорноватая кислота HCl+5O3

Физические свойства

Устойчива только в водных растворах.

Получение

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Химические свойства

HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты:

6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O

KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат® 2KCl + 3O2­

Хлорная кислота HCl+7O4

Физические свойства

Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.

Получение

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Химические свойства

HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO4 –t°® 4ClO2­ + 3O2­ + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2­

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

Физические свойства

Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.

Получение

Окисление ионов Br - сильными окислителями:

MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2

Химические свойства

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

1) Реагирует с металлами:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Реагирует с неметаллами:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Реагирует с водой и щелочами:

Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O

4) Реагирует с сильными восстановителями:

Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr

Бромистый водород HBr

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

Получение

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr­

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr­

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

1) Диссоциация:

HBr « H+ + Br -

2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2­

3) с оксидами металлов:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br

5) с солями:

MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2­
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3

Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.

6) HBr - сильный восстановитель:

2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2­ + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2

Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

Физические свойства

Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см3; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).

Получение

Окисление ионов I- сильными окислителями:

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства

1) c металлами:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) c водородом:

3) с сильными восстановителями:

I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI

4) со щелочами:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Иодистый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

Получение

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI­

Химические свойства

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

2) HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

3) Идентификация анионов I- в растворе:

NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3

Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.

Кислородные кислоты йода

Йодноватая кислота HI+5O3

Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

Получают:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO­ + 2H2O

HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

Йодная кислота H5I+7O6

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С.
Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.

Химические свойства галогенов

Фтор может быть только окислителем, что легко объяснить его положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Это сильнейший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы:

2F 2 +Хе=XeF 4

Высокую химическую активность фтора следует объяснить

о на разрушение молекулы фтора требуется намного меньше энергии, чем ее выделяется при образовании новых связей.

Так, вследствие малого радиуса атома фтора неподеленные электронные пары в молекуле фтора взаимно сталкиваются и ослабевает

Галогены взаимодействуют почти со всеми простыми веществами.

1. Наиболее энергично протекает реакция с металлами. При нагревании фтор взаимодействует со всеми металлами (в том числе с золотом и платиной); на холоду реагирует с щелочными металлами, свинцом, железом. С медью, никелем реакция на холоду не протекает, поскольку на поверхности металла образуется защитный слой фторида, предохраняющий металл от дальнейшего окисления.

Хлор энергично реагирует с щелочными металлами, а с медью, железом и оловом реакция протекает при нагревании. Аналогично ведут себя бром и иод.

Взаимодействие галогенов с металлами является экзотерми­ческим процессом и может быть выражена уравнением:

2М+nHaI 2 =2МНаI DH<0

Галогениды металлов являются типичными солями.

Галогены в этой реакции проявляют сильные окислительные свойства. При этом атомы металла отдают электроны, а атомы галогена принимают, например:

2. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в тем­ноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету.

Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый.

Н 2 +Сl 2 =2НСl Н 2 +Br 2 =2НBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

Галоген в данной реакции является окислителем.

Как показали исследования, реакция взаимодействия водо­рода с хлором на свету имеет следующий механизм.

Молекула Сl 2 поглощает квант света hv и распадается на неор­ганические радикалы Сl . . Это служит началом реакции (первона­чальное возбуждение реакции). Затем она продолжается сама со­бой. Радикал хлора Сl . реагирует с молекулой водорода. При этом образуется радикал водорода Н. и НСl. В свою очередь радикал водорода Н. реагирует с молекулой Сl 2 , образуя НСl и Сl . и т.д.

Сl 2 +hv=Сl . +Сl .

Сl . +Н 2 =НСl+Н.

Н. +Сl 2 =НСl+С1 .

Первоначальное возбуждение вызвало цепь последователь­ных реакций. Такие реакции называются цепными. В итоге полу­чается хлороводород.

3. Галогены с кислородом и азотом непосредственно не взаи­модействуют.

4. Хорошо реагируют галогены с другими неметаллами, на­пример:

2Р+3Сl 2 =2РСl 3 2Р+5Сl 2 =2РСl 5 Si+2F 2 =SiF 4

Галогены (кроме фтора) не реагируют с инертными газами. Химическая активность брома и иода по отношению к неме­таллам выражена слабее, чем у фтора и хлора.

Во всех приведенных реакциях галогены проявляют окисли­тельные свойства.

Взаимодействие галогенов со сложными веществами. 5. С водой.

Фтор реагирует с водой со взрывом с образованием атомарного кислорода:

H 2 O+F 2 =2HF+O

Остальные галогены реагируют с водой по следующей схеме:

Гал 0 2 +Н 2 О«НГал -1 +НГал +1 О

Эта реакция является реакцией диспропорционирования, когда галоген является одновременно и восстановителем, и окис­лителем, например:

Сl 2 +Н 2 O«НСl+НСlO

Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

где НСl - сильная соляная кислоты; НСlO - слабая хлорноватис­тая кислота

6. Галогены способны отнимать водород от других веществ, скипидар+С1 2 = НС1+углерод

Хлор замещает водород в предельных углеводородах: СН 4 +Сl 2 =СН 3 Сl+НСl

и присоединяется к непредельным соединениям:

С 2 Н 4 +Сl 2 =С 2 Н 4 Сl 2

7. Реакционная способность галогенов снижается в ряду F-Сl - Br - I. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последую­щий из кислот типа НГ (Г - галоген) и их солей. В этом случае активность убывает: F 2 >Сl 2 >Br 2 >I 2

Применение

Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, отбел­ки тканей и бумажной массы. Большие количества его расходу­ются для получения соляной кислоты, хлорной извести и др. Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных материалов - фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива. Некоторые со­единения фтора используют в медицине. Бром и иод - сильные окислители, используются при различных синтезах и анализах веществ.

Большие количества брома и иода расходуются на изготовле­ние лекарств.

Галогеноводороды

Соединения галогенов с водородом НХ, где X - любой га­логен, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны.

Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. При 0°С в 1 объеме воды растворяете 500 объемов НС1, 600 объемов HBr и 450 объемов HI. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая раство­римость этих соединений в воде позволяет получать концентриро-

Таблица 16. Степени диссоциации галогеноводородных кислот

ванные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи в куле. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот.

HF - фтороводородная (плавиковая) кислота НС1 - хлороводородная (соляная) кислота HBr - бромоводородная кислота HI - иодоводородная кислота

Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот (см. табл. 16).

Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует

больше ту связь, чья длина больше. I Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.

Химические свойства галогеноводородных кислот

В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов.

1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами.

Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты:

SiO 2 +4HF=SiF 4 +2Н 2 O

Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде.

2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восста­новительная активность в ряду Сl - , Br - , I - повышается.

Получение

Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат:

CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF­

Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором:

Н 2 +Сl 2 =2НСl

Это синтетический способ получения.

Сульфатный способ основан на реакции концентрированной

серной кислоты с NaCl.

При небольшом нагревании реакция протекает с образовани­ем НСl и NaHSO 4 .

NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl­

При более высокой температуре протекает вторая стадия ре­акции:

NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl­

Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировав-

ной серной кислотой окисляются, т.к. I - и Br - являются сильны­ми восстановителями.

2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(к) =Br 0 2 +S +4 O 2 ­+Na 2 SO 4 +2Н 2 O

Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr 3 и PI 3: PBr 3 +3Н 2 O=3HBr+Н 3 PO 3 PI 3 +3Н 2 О=3HI+Н 3 РO 3

Галогениды

Галогениды металлов являются типичными солями. Харак­теризуются ионным типом связи, где ионы металла имеют поло­жительный заряд, а ионы галогена отрицательный. Имеют крис­таллическую решетку.

Восстановительная способность галогенидов повышается в ряду Сl - , Br - , I - (см. §2.2).

Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду AgCl - AgBr - AgI; в отличие от них, соль AgF хорошо раство­рима в воде. Большинство же солей галогеноводородных кислот хорошо растворимы в воде.

Физические свойства галогенов

При обычных условиях F2 и С12-газы, Вr2-жидкость, I2 и At2- твердые вещества. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены-диэлектрики. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде; йод растворяется хуже, чем хлор и бром, зато хорошо растворимы в спирте.

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор - самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) - все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2 + 4HF + Н2О2.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,

Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl2 + hν → 2Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н,

Н + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hν), которые вызывают диссоциацию молекул Cl2 на атомы - при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н2 и Cl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl,

СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl - СН2Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

а также обратимо реагирует с водой:

Cl2 + Н2О = HCl + HClO - 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,

Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.

Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 = 2HI - 53 кДж.

Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):

2Li + At2 = 2LiAt - астатид лития.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F - At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами.

Цинк - элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы, с атомным номером 30. Цинк - хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

В природе. Цинк в природе как самородный металл не встречается. Из 27 минералов цинка практически важным являются цинковая обманка ZnS и цинковый шпат ZnCO3.

Получение. Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих Zn в виде сульфида. Руды обогащают, получая цинковые концентраты и одновременно свинцовые и медные концентраты. Цинковые концентраты обжигают в печах, переводя сульфид цинка в оксид ZnO:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO = 2SO2

Чистый цинк из оксида ZnO получают двумя способами. По пирометаллургическому способу, существующему издавна, обожженный концентрат подвергают спеканию для придания зернистости и газопроницаемости, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200-1300 °C: ZnO + С = Zn + CO.

Основной способ получения цинка - электролитический (гидрометаллургический). Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах.

Физические свойства . В чистом виде - пластичный серебристо-белый металл. При комнатной температуре хрупок, при 100-150 °C цинк пластичен. Температура плавления = 419,6 °C, температура кипения= 906,2 °C.

Химические свойства. Типичный пример металла, образующего амфотерные соединения. Амфотерными являются соединения цинка ZnO и Zn(OH)2. Стандартный электродный потенциал −0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа.

На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:

Оксид цинка реагирует как с растворами кислот:

так и щелочами:

Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:

и растворами щелочей:

образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4.

При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal2. С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2. С серой и её аналогами - селеном и теллуром - различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe.

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550-600 °C.

В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы 2+ и 2+.

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H 2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H 2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal 2 .

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке . Возгонкой , называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду.

Галогены – так обозначаются элементы химической таблицы Менделеева, расположенные в семнадцатой группе. Особенность в том, что они вступают в реакцию почти что со всеми веществами простого типа, исключая лишь определенные неметаллы. Так как они выступают в роли энергетических окислителей, в природе они смешиваются с другими веществами. Химическая активность галогенов напрямую зависит от порядкового номера.

Общие сведения о галогенах

Галогенами называют данные элементы: фтор, хлор, бром, йод и астат. Все они относятся к ярко выраженным неметаллам. Только лишь в йоде можно при определенных обстоятельствах обнаружить свойства, приписываемые металлам.

Изначально был использован термин «галоген» в 1811 году немецким ученым И. Швейггером, который дословно с греческого переводится как «солерод».

Будучи в основном состоянии электронная конфигурация атомов галогенов следующая – ns 2 np 5, где буквой n отмечается главное квантовое число или период. Если сравнить атом хлора с остальными галогенами, будет заметно, что его электроны слабо экранированы от ядра, из-за чего тот характеризуется высокой удельной электронной плотностью и меньшим радиусом, а также имеет большие значения энергии ионизации и электроотрицательности.

Фтор (F) – элемент, доступный в виде солей, которые рассеяны по разным горным породам. Наиболее важное соединение – минерал флюорит и плавиковый шпат. Также небезызвестен минерал криолит.

Хлор (Cl) – является наиболее распространенным галогеном. Его важнейшим природным соединением считается хлорид натрия, который применяется в качестве основного сырья, если нужно получить другие хлористые соединения. Хлорид натрия в большей массе распространен в водах морей и океанов, но встретить его можно и в некоторых озерах. Отыскать данный галоген можно и в твердом виде, так называемой каменной соли.

Бром (Br) – в условиях природы имеет вид солей натрия и калия в паре с хлористыми солями. Как правило, встречается в соленых озерах и морях.

Йод (J) – химический элемент, который также нередко встречается в морской воде, но в очень малых количествах, поэтому выделение его из влаги – процедура достаточно затруднительная. Заметим, что существует определенный вид морских водорослей – ламинарии, в их тканях происходит накопление йода. Из золы этих водорослей и добывается йод. Встретить йод можно и в буровых водах, пролегающих под землей.

Астат (At) – практически не встречаемый в условиях природы химический элемент. Чтобы его добыть, искусственно осуществляются ядерные реакции. У астата имеется самый долгоживущий изотоп, период полураспада которого составляет 8.3 часа.

Химические особенности галогенов

Задавая вопрос, галогены – что это такое, следует ответить, что это все элементы Менделеевской таблицы, где у каждого есть свой собственный показатель химической активности. При рассмотрении последней у фтора следует отметить, что она максимально высокая. Академик А.Е. Ферсман называет фтор всесъедающим. Так, если взять комнатную температуру, то в атмосфере фтора будут сгорать железо, свинец и щелочные металлы.

Важно! Фтор не оказывает никакого воздействия на определенные металлы (медь, никель), на поверхности которых образуется защитный слой в виде фторида. Но если нагреть фтор, реакция начнет появляться.

Отметим реакцию фтора на многие неметаллы, среди которых водород, йод, углерод, бор и другие. В условиях холода образуются соответствующие соединения, которые способны привести к взрыву или образованию пламени. Фтор не способен реагировать лишь на кислород, азот и углерод (последний должен быть в виде алмаза).

Очень энергичная реакция замечена на сложные вещества. В атмосфере фтора сгорают даже довольно стойкие вещества в виде стекла (вата) и водяного пара. Следует заметить, что фтор нельзя растворить в воде, так как он способен ее энергично растворять.

Обратите внимание! Фтор является самым сильным окислителем.

Каждые галогенные соединения имеют свои особенности, так, у хлора также заметна высокая химическая активность, хоть и уступающая фтору. Данный элемент способен оказывать действие на все простые вещества, исключая лишь кислород, азот и благородные газы. В условиях высокой температуры следующие неметаллы: фосфор, мышьяк, кремний и сурьма, вступая в реакцию с хлором, выделяют большое количество тепла. В условиях комнатной температуры и без света хлор почти что не оказывает воздействия на водород, но если его нагреть или добавить яркий солнечный свет, реакция способна привести к взрыву.

Реакция хлора на воду следующая: образуется соляная и хлорноватистая кислота. Если в хлор внести фосфор, то последний загорится, в результате чего образуется трех,- и пятихлористый фосфор.

Чтобы получить хлор, необходимо осуществить электролиз концентрированных водных растворов NaCl. Со стороны угольного анода начнет выделяться хлор, а на катоде – водород. Используя хлор, получают хлористый водород и соляную кислоту, которая применяется с целью отбеливания бумаги и тканей и, если требуется обеззаразить питьевую воду.

Галогенные соединения с бромом имеют более низкую химическую активность, нежели с хлором. Бром с водородом соединяются лишь в условиях нагревания. Для получения брома необходимо окислить HBr. В промышленных условиях используются бромиды и хлористый раствор. На территории России основной источник брома – подземные буровые воды и насыщенные растворы определенных соляных озер.

У йода еще меньший показатель химической активности, которую имеют другие галогенные соединения. Несмотря на меньшую активность, данный элемент также способен вступать в реакцию со многими неметаллами в обычных условиях, в результате чего образуются соли (если обратить внимание, то слово «галоген» исходит от слов «рождение соли»).

Для реакции йода с водородом требуется довольно сильное нагревание. Сама реакция неполная, так как жидкий водород начинает разлагаться.

Сравнивая галогенные соединения, отмечается, что их активность становится меньше от фтора к астату. Особенность галогенов в том, что они вступают в реакцию со многими простыми веществами. В случае с металлами наблюдается быстрая реакция, при которой выделяется большое количество тепла.

Особенности добычи и использования галогенов

В естественных условиях галогены – анионы, поэтому для получения свободных галогенов применяется метод окисления электролизом или с использованием окислителей. К примеру, чтобы получить хлор, необходимо сделать гидролиз раствора поваренной соли. Галогенные соединения используются во многих отраслях:

• Фтор. Несмотря на большую реактивность, данный химический элемент находит частое применение в промышленности. К примеру, фтор – ключевой элемент тефлона и прочих фторполимеров. Также в виде органических химических веществ представим хлорфторуглероды, ранее используемые как хладагенты и пропелленты в аэрозолях. Впоследствии их прекратили применять, так как была вероятность, что они воздействуют на окружающую среду. Фтор часто встречается в составе зубной пасты, направленный на сохранение целостности зубов. Также данный галоген можно застать в глине, где он актуален для производства керамики;
• Хлор. Наиболее частое использование хлора – дезинфекция питьевой воды и бассейнов. А такое соединение, как гипохлорит натрия, – основной компонент отбеливателя. Промышленные структуры и лаборатории не обходятся без применения соляной кислоты. В состав поливинилхлорида также входит фтор, как и в другие полимеры, при помощи которых осуществляется изоляция труб, проводки и прочих коммуникаций. Нашлось хлору применение и в фармацевтике, где на его основе производятся лекарства, при помощи которых лечатся инфекции, аллергии и диабет. Как было отмечено выше, хлор хорошо дезинфицирует, поэтому с его помощью стерилизуется больничное оборудование;
• Бром. Главная особенность данного химического элемента в том, что он негорюч. По этой причине он успешно используется для подавления горения. Бром в составе с другими элементами в одно время шел для производства специальных средств для огорода, благодаря которым гибли все бактерии. Но со временем средство запретили с предлогом, что последнее оказывает негативное воздействие на озоновый слой планеты. Также бром актуален в таких сферах: производство бензина, изготовление фотопленки, огнетушителей и некоторых лекарств;
• Йод. Важный химический элемент, от которого зависит правильное функционирование щитовидной железы. Из-за нехватки йода в организме последняя может даже начать увеличиваться в размерах. Йод себя отлично зарекомендовал как антисептическое средство. Йод встречается в растворах, при помощи которых очищают раны;
• Астат. Данный галоген является не только редкоземельным, но и радиоактивным, по этой причине не находит особенного применения.

Галогены и их физические свойства

Наличие тех или иных химических и физических свойств напрямую зависит от строения атома элемента. По большей части, у всех галогенов схожие свойства, но все же имеются определенные особенности:

• Фтор. Элемент в виде светло-зеленого газа с ядовитыми свойствами;
• Хлор. Желто-зеленый газ, также ядовитый, с резким, удушливым и неприятным запахом. Элемент способен легко растворяться в воде, из-за чего образуется хлорная вода;
• Бром. Выступает в качестве единственного жидкого неметалла. Это тяжелый элемент, выполненный в красно-буром цвете. Если поместить бром в какой-либо сосуд, стенки последнего окрасятся в красно-бурый цвет, выделяемый с парами галогена. Запах брома тяжелый и неприятный. Для хранения брома используются специальные склянки, имеющие притертые пробки и колпаки. Важно заметить, что последние не должны быть сделаны из резины, так как элемент способен легко разъесть этот материал;
• Йод. Темно-серое кристаллическое вещество, в парах имеющее фиолетовый цвет. Обычные условия не дают возможность привести йод в состояние плавления, а тем более кипения, так как даже слабое нагревание элемента приводит к его возгонке: когда он из твердого переходит в газообразное состояние. Этим свойством обладает не только йод, но и некоторые другие вещества. Это свойство пригодилось при очистке веществ от примесей. Йод – один из тех элементов, которые плохо растворяются в воде. Последняя получает светло-желтый цвет. Особенно хорошо йод способен растворяться в спирте, в результате чего начали делать 5-10% йодный раствор, называемый йодной настойкой.

Галогенные соединения и их роль в организме человека

При выборе зубной пасты многие обращают внимание на состав: есть ли в нем фтор. Данный компонент добавляется не просто так, ведь именно он способствует построению зубной эмали и костей, а также способен сделать зубы более стойкими к кариесу. Процессы обмена веществ также не обходятся без помощи фтора.

В организме человека немаловажное значение играет также хлор, активно участвующий в сохранении водно-солевого баланса, а также поддерживающий осмотическое давление. Благодаря хлору, эффективнее функционирует обмен веществ, построение тканей. Лучшему пищеварению способствует именно соляная кислота, без которой невозможно было бы переваривать пищу.

Хлор обязателен для человеческого организма и должен поступать в него в определенных количествах. Если пренебрегать нормой поступления элемента в организм, можно столкнуться с отеками, головными болями и прочими неприятными ощущениями.

Бром в небольших количествах находится в мозге, почках, крови и печени. В медицине бром – отличное средство успокоительного типа. Однако его необходимо давать в строгих пропорциях, так как последствия у передозировки не лучшие: угнетенное состояние нервной системы.

Йод строго необходим щитовидной железе, помогая последней активно бороться с поступающими в организм бактериями. Если в организме человека недостаточно йода, может начаться заболевание щитовидной железы.

В качестве вывода отметим, что галогены необходимы не только для реализации многих повседневных вещей, но и для эффективного функционирования нашего организма. Данные химические элементы имеют определенные особенности, которые находят свое применение в различных отраслях человеческой жизнедеятельности.

Видео