Галогены

Введение

Галогены (от греч. halos - соль и genes - рождающий, рождённый) находятся в главной подгруппе VII группы периодической системы химических элементов.

К галогенам относят фтор, хлор, бром, иод и астат.

На наружном энергетическом уровне атомов галогенов находятся семь электронов:до восьми электронов (октета) на наружном энергетическом уровне, т.е. до устойчивого состояния атомов, характерного для благородных газов, атомам галогенов недостаёт по одному электрону. К тому же атомы галогенов по сравнению с атомами металлов того же периода обладают большим зарядом ядра, меньшим атомным радиусом и имеют по одному неспаренному электрону. Поэтому атомы всех галогенов энергично присоединяют недостающий электрон. Например,Cl⁰ + е > Cl^-

Галогены в природе находятся только в виде соединений, причем в состав этих соединений галогены входят (за редчайшим исключением) только в степени окисления -1. Практическое значение имеют минералы фтора: CaF₂ - плавиковый шпат, Na₂AlF₆ - криолит, Ca₅F(PO₄)₃ - фторапатит и минералы хлора: NaCl - каменная соль (это же вещество - главный компонент, обуславливающий соленость морской воды), KСl - сильвин, MgCl₂*KCl*6H₂O - карналлит, KCl*NaCl - сильвинит. Бром в виде солей содержится в морской воде, в воде некоторых озер и в подземных рассолах. Соединения иода содержатся в морской воде, накапливаются в некоторых водрослях. Существуют незначительные залежи солей иода - KIO₃ и KIO₄ - В Чили и Боливии.

Массовые доли галогенов в земной коре составляют: фтора – 6,25*10^-4, хлора – 1,7*10^-4, брома – 1,6*10^-6, иода - 4*10^-7. Общая масса астата на земном шаре по оценкам не превышает 30 г. Все галогены образуют по одному простому веществу с молекулой состава Г₂, где Г = F, Cl, Br, I. Межъядерное расстояние в молекулах галогенов возрастает от брома к иоду.

Фтор в химических реакциях проявляет  только окислительные свойства, и  для него характерна степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять  и восстановительные свойства при  взаимодействии с более электроотрицательными  элементами - фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с ростом радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у йода. 

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.

Полученный в Объединённом институте  ядерных исследований в Дубне, Россия в 2009—2010 годах 117-й элемент, унунсептий Uus, также находится формально в группе галогенов, однако по химическим свойствам может существенно отличаться от них, как и астат. Представляют собой:

Фтор — бледно-жёлтый газ, очень ядовит и реакционноспособен.

Хлор — светло-зелёный газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).

Бром — красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.      

Иод — фиолетово-чёрные кристаллы. Очень легко возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.

Астат — сине-чёрные кристаллы. Очень радиоактивен, поэтому о нём сравнительно мало известно. Период полураспада наиболее долгоживущего изотопа — астата-210 — равен 8,2 часа.         

Цель курсовой работы – изучить  свойства галогенов и их применение в практике.

Предмет курсовой работы – химические элементы периодической системы .

Объект курсовой работы – элементы VIIа подгруппы : галогены. [8][2]                                                                                                           

                                             I.Теоретическая часть

1.1История и  происхождение названия

 

 

Хлор Cl	Бром Br	Иод I

 

Фтор 

Первое соединение фтора — флюорит (плавиковый шпат) CaF₂ — описано в конце XV века под названием «флюор». В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту.

Как один из атомов плавиковой кислоты, элемент фтор был предсказан в 1810 году, а выделен в свободном виде лишь 76 лет спустя Анри Муассаном в 1886 году электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия KHF₂.

Название «фтор» (от др.-греч. φθόρος — разрушение), предложенное Андре Ампером в 1810 году, употребляется в русском и некоторых других языках; во многих странах приняты названия, производные от латинского «fluorum» (которое происходит, в свою очередь, от fluere — «течь», по свойству соединения фтора, флюорита (CaF₂), понижать температуру плавления руды и увеличивать текучесть расплава).

Хлор 

Соединение с хлором — газообразный хлороводород — было впервые получено Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O       

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.              

Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.[2][1]

 

 

 

Бром 

Бром был открыт в 1826 году молодым преподавателем колледжа города Монпелье А. Ж. Баларом. Открытие Балара сделало его имя известным всему миру. Из одной популярной книги в другую кочует утверждение, что огорчённый тем, что в открытии брома никому неизвестный Антуан Балар опередил самого Юстуса Либиха, Либих воскликнул, что, дескать, не Балар открыл бром, а бром открыл Балара.(4) Однако это неправда, или, точнее, не совсем правда: фраза принадлежала не Ю. Либиху, а Шарлю Жерару, который очень хотел, чтобы кафедру химии в Сорбонне занял Огюст Лоран, а не избранный на должность профессора А. Балар. Название элемента происходит от др.-греч. βρῶμος — дурной запах, зловоние.

Йод

Иод открыл в 1811 французский химик  Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентрированной  серной кислотой, он наблюдал выделение фиолетового пара (отсюда название иод - от греческого iodes, ioeides - похожий цветом на фиалку, фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестящих пластинчатых кристаллов. В 1813 - 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементарную природу иода.[8][6]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

II.Свойства галогенов:

 

2.1.Физические свойства

Галогены являются сильными окислителями. Их молекулы состоят из двух атомов.

Вещество	Агрегатное состояние при обычных условиях	Цвет	Запах	Температура плавления, °С	Температура кипения, °С
Фтор F2	Газ	Светло-жёлтый	Резкий, раздражающий	-220	-188
Хлор Cl2	Газ	Жёлто-зелёный	Резкий, удушливый	-101	-34
Бром Br2	Жидкость	Буровато-коричневый	Резкий, зловонный	-7	+58
Иод I2	Твёрдое вещество	Чёрно-фиолетовый с металлическим  блеском	Резкий	+114	+186

2.1.1 Фтор

9	Фтор
F 18,998
2s22p5

Фтор — элемент 7-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), второго периода, с атомным номером 9 Обозначается символом F (лат. Fluorum). Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группы галогенов. Простое вещество фтор (CAS-номер: 7782-41-4) при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F₂) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. Очень ядовит.

Природный фтор состоит из одного стабильного изотопа ¹⁹F. Искусственно получены пять радиоактивных изотопов: ¹⁶F с периодом полураспада Т_1/2 < 1 сек, ¹⁷F(Т_1/2 = 70 сек), ¹⁸F (Т_1/2 = 111 мин), ²⁰F (Т_1/2 = 11,4 сек), ²¹F(Т_1/2 = 5 сек).[7][10][5]

Среднее содержание фтора в земной коре 6,25_*10^-2% по массе; в кислых изверженных породах (гранитах) оно составляет 8_*10^-2%, в основных - 3,7_*10^-2%, в ультраосновных - 10^-2%. Фтор присутствует в вулканических газах и термальных водах. Важнейшие соединения фтора - флюорит, криолит и топаз. Всего известно 86 фторсодержащих минералов. Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор - важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в биосферу были продукты извержения вулканов (газы и др.).      6

Газообразный фтор имеет плотность 1,693 г/л (0 С и 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²), жидкий - 1,5127 г/см³ (при температуре кипения); t_пл -219,61 °С; t_кип -188,13 °С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F₂); при 1000 °С 50% молекул диссоцирует, энергия диссоциации около 155±4 КДж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор плохо растворим в жидком фтористом водороде; растворимость 2,5_*10^-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4_*10^-3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома фтора 2s² 2р⁵. В соединениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72А, ионный радиус 1,33А. Сродство к электрону 3,62 эВ, энергия ионизации (F+) 17,418 эВ. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объясняется сильная электроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная способность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой величиной энергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с другими атомами.[5][7]

2.2.2 Хлор

17	Хлор
Cl 35,452
3s23p5

Хлор (от греч. χλωρός — «зелёный») — элемент 7-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, с атомным номером 17.Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).(1)

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl).[3][6]

При нормальных условиях (0 °С, 0,1 Мн/м²) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: ³⁵Cl (75,77%) и ³⁷Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т_1/2 соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1_*105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4 мин. ³⁶Cl и ³⁸Cl используются как изотопные индикаторы.

Xлор встречается в природе  только в виде соединений. Среднее  содержание хлора в земной  коре 1,7_*10^-2% по массе, в кислых изверженных породах - гранитах 2,4_*10^-2, в основных и ультраосновных 5_*10^-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона Cl^- он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них - галит NаCl. Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl_*МgCl_2*6Н₂О, каинит КCl_*МgSO_4*ЗН₂О, бишофит МgCl_2*6Н₂О. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах НCl в верхние части земной коры.[6][10]

Xлор имеет t_кип - 34,05 °С, t_пл - 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жидкого хлора при температуре кипения 1,557 г/см³; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см³. Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м² или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см². Теплота плавления 90,3 кДж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кДж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кДж/(кг_*К) [0,11 кал/(г_*°С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl₄, SiCl₄, SnCl₄ и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Молекула хлора двухатомна (Cl₂). Степень термической диссоциации Cl₂+243 кДж 2Cl при 1000 К равна 2,07_*10^-4%, при 2500 К 0.909%.[10] [9]       

 

 

 

2.2.3 Бром

35	Бром
Br 79,904
3d104s24p5

Бром (от др.-греч. βρῶμος «вонючка», «вонючий») — элемент 7-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), четвёртого периода, с атомным номером 35. Обозначается символом Br (лат. Bromum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов. Простое вещество бром (CAS-номер: 7726-95-6) при нормальных условиях — тяжёлая жидкость красно-бурого цвета с сильным неприятным запахом. Молекула брома двухатомна (формула Br₂ Бром (лат. Bromum), Br - химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жидкость с сильным неприятным запахом. (2)Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого bromos - зловоние. Природный бром состоит из 2 стабильных изотопов ⁷⁹Br (50,34%) и ⁸¹Br (49,46%). Из искусственно полученных радиоактивных изотопов брома наиболее интересен ⁸⁰Вr, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.[4]

Содержание брома в земной коре (1,6_*l0^-4% по массе) оценивается в 10¹⁵-10¹⁶ т. В главной своей массе бром находится в рассеянном состоянии в магматических породах, а также в широко распространённых галогенидах. Бром - постоянный спутник хлора. Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr₂) встречаются в отложениях хлористых солей (в поваренной соли до 0,03% Br, в калийных солях - сильвине и карналлите - до 0,3% Вr), а также в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтяными месторождениями (до 0,1% Br). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточных рассолах морских и озёрных водоёмов. Бром мигрирует в виде легко растворимых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Сl, Br) и иодэмболитом Ag (Сl, Вr, I). Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебросодержащих месторождений, формирующихся в засушливых пустынных областях.[11]

При -7,2°С жидкий бром застывает, превращаясь  в красно-коричневые игольчатые кристаллы  со слабым металлическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, tкип 58,78°С. Плотность жидкого брома (при 20°С) 3,1 г/см3. В воде бром растворим ограниченно, но лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г Н2О при 20°С). Ниже 5,84°С из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br_2*8H₂O. Особенно хорошо растворим бром во многих органических растворителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твердом, жидком и газообразном состоянии состо-ит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800°С; диссоциация наблюдается и при действии света.[10][8]

 

35 Селен ← Бром → Криптон 35Br
Внешний вид  простого вещества
Красно-бурая жидкость с сильным  неприятным запахом
Свойства атома
Имя, символ, номер	Бром / Bromum (Br), 35
Атомная масса  (молярная масса)	79,904 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ar] 3d10 4s2 4p5
Химические  свойства
Ковалентный радиус	114 пм
Радиус иона	(+5e)47 (-1e)196 пм
Электроотрицательность	2,96 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	0
Степени окисления	7, 5, 3, 1, 0, -1
Энергия ионизации  (первый электрон)	1142,0 (11,84) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	3,102 (25 °C) г/см³
Температура плавления	265,9 K
Температура кипения	331,9 K
Теплота плавления	(Br—Br) 10,57 кДж/моль
Теплота испарения	(Br—Br) 29,56 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	75,69[1] Дж/(K·моль)
Молярный объём	23,5 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	орторомбическая
Параметры решётки	a=6,67 b=4,48 c=8,72 Å
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) 0,005 Вт/(м·К)

При обычных условиях бром — красно-бурая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду со ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Плотность при 0 °C — 3,19 г/см³. Температура плавления (затвердевания) брома −7,2 °C, кипения 58,8 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути. Стандартный электродный потенциал Br₂/Br⁻ в водном растворе равен +1,065 В.[2][3]

Бром и его пары сильно токсичны. Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье. ПДК паров брома 0,5 мг/м³. Летальная доза, при которой происходит гибель 50 % животных, при пероральном введении для крыс составляет 1700 мг/кг. Для человека смертельная доза перорально составляет 14 мг/кг. (источник — каталог фирмы MERCK). При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух (как можно в более ранней стадии показаны ингаляции кислорода); для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Дальнейшее лечение должно проводиться под наблюдением врача. Рекомендуются ингаляции тиосульфата натрия в виде 2 % водного раствора, обильное питьё теплого молока с минеральной водой или содой, кофе. Особенно опасно отравление парами брома людей, страдающих астмой и заболеваниями лёгких, так как при вдыхании паров брома очень высока вероятность отёка лёгких. Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги.[5][7]

Утечкой брома из железнодорожного вагона было вызвано чрезвычайное происшествие в городе Челябинске, вызвавшее отравление сотен жителей. Более 50 человек на следующий день лежали в больницах города с острым отравлением. Большинство — жители Ленинского района.[8]

 

 

 

 

2.2.4 Иод

Иод (лат. Iodium), I - химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам (в литературе встречается также символ J); атомный номер 53, атомная масса 126,9045; кристаллы черно-серого цвета с металлическим блеском. Природный иод состоит из одного стабильного изотопа с массовым числом 127. Иод открыл в 1811 французский химик Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентрированной серной кислотой, он наблюдал выделение фиолетового пара (отсюда название иод - от греческого iodes, ioeides - похожий цветом на фиалку, фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестящих пластинчатых кристаллов. В 1813 - 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементарную природу иода.(7)

Среднее содержание иода в земной коре 4_*10^-5% по массе. В мантии и магмах и в образовавшихся из них породах (гранитах, базальтах) соединения иода рассеяны; глубинные минералы иода неизвестны. История иода в земной коре тесно связана с живым веществом и биогенной миграцией. В биосфере наблюдаются процессы его концентрации, особенно морскими организмами (водорослями, губками). Известны 8 гипергенных минералов иода, образующихся в биосфере, однако они очень редки. Основным резервуаром иода для биосферы служит Мировой океан (в 1 литре в среднем содержится 5_*10-5 грамм иода). Из океана соединения иода, растворенные в каплях морской воды, попадают в атмосферу и переносятся ветрами на континенты. Местности, удаленные от океана или отгороженные от морских ветров горами, обеднены иодом. Иод легко адсорбируется органическими веществами почв и морских илов. При уплотнении этих илов и образовании осадочных горных пород происходит десорбция, часть соединений иода переходит в подземные воды. Так образуются используемые для добычи иода иодо-бромные воды, особенно характерные для районов нефтяных месторождений (местами 1 литр этих вод содержит свыше 100 мг иода).

Плотность иода 4,94 г/см³, t_пл 113,5 °С, t_кип 184,35 °С. Молекула жидкого и газообразного иода состоит из двух атомов (I₂). Заметная диссоциация I₂ 2I наблюдается выше 700 °С, а также при действии света. Уже при обычной температуре иод испаряется, обра-зуя резко пахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании иод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки иода в лабораториях и в промышленности. Иод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо - в сероуглероде и органических растворителях (бензоле, спирте), а также в водных растворах иодидов.

Пары иода ядовиты и раздражают слизистые оболочки. На кожу иод  оказывает прижигающее и обеззараживающее действие. Пятна от иода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.[12]

2.2.5 Астат

Астат (лат. Astatium) - один из важнейших радиоактивных химических элементов в природе. Он относится к VII группе периодической системы Менделеева. Атомный номер - 85.[8]

У астата нет стабильных изотопов. Радиоактивных изотопов астата, открытых к данному времени около 20, все они очень неустойчивы. Наиболее долгоживущий ²¹⁰At имеет период полураспада T _1/2 8,3 ч. Именно по этой причине в земном поверхностном слое (1,6 км), как показали расчеты, содержится 69 мг астата-218. Это очень мало.

Как чистый металл астат обладает уникальным свойством - возгоняется  в молекулярной форме из водных растворов, такой способности нет ни у  одного из известных элементов.

Астат легко испаряется как в обычных  условиях, так и в вакууме. А также хорошо адсорбируется на металлах - Ag, Au, Pt.

Именно благодаря этим свойствам  удается выделить астат из продуктов  облучения висмута. Этого добиваются путем их вакуумной дистилляции  с поглощением астата серебром или  платиной (до 85%).[10]

 

 

 

2.2Химические свойства

 

1. Взаимодействие с металлами:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃

Sn + Cl₂ = SnCl₂

2Fe + 3Cl₂  = 2FeCl₃

Cu + Br₂ =CuBr₂

Zn + I₂ = ZnI₂

2. Взаимодействие  с водородом:

Cl₂ + H₂  = 2HCl

3. Взаимодействие  с водой:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Хлорноватистая кислота

2Br₂ + 2H₂O = 4HF + O₂.

4. Взаимодействие  со щелочами:

Cl₂ + 2KOH = KClO + KCl + H₂O (без нагревания)

3Cl₂ + 6KOH  =KClO₃ + 5KCl + 3H₂O (с нагреванием)

5. Взаимодействие  с галогенидами - соединениями галогенов  с металлами:

фтор вытесняет из солей хлор, бром, йод:

F₂ - самый сильный окислитель из всех веществ: 
1.      2F₂ + 2H₂ ® 4HF 
2.      H₂ + F₂ ® 2HF (со взрывом) 
3.      Cl₂ + F₂ ® 2ClF

2NaCl + F₂ = 2NaF + Cl₂

2KBr + F₂ = 2KF + Br₂

Хлор вытесняет из солей бром, йод:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

бром вытесняет из солей йод:

2KI + Br₂ = 2KBr + I₂v.

Галогены взаимодействуют со всеми  классами органических соединений. Рассмотрим некоторые реакции:

1. С алканами:

CH₃-CH₃ + Cl₂ =CH₂Cl-CH₃ + HCl

хлорэтан

2. С алкенами:

CH₂=CH₂ + Br₂ = CH₂Br-CH₂Br

1,2-дибромэтан

3. С алкинами:

CHCH + Br₂ = CHBr-CHBr

1,2-дибромэтен

2.2.1 Фтор

Изотопный состав

Фтор является моноизотопным элементом, так как в природе существует только один стабильный изотоп фтора ¹⁹F. Известны ещё 17 радиоактивных изотопов фтора с массовым числом от 14 до 31, и один ядерный изомер — ¹⁸F^m. Самым долгоживущим из радиоактивных изотопов фтора является ¹⁸F с периодом полураспада 109,771 минуты, важный источник позитронов, использующийся в позитрон-эмиссионной томографии.

Ядерные свойства изотопов фтора

Изотоп	Относительная масса, а.е.м.	Период полураспада	Тип распада	Ядерный спин	Ядерный магнитный момент
17F	17,0020952	64,5 c	β+-распад в 17O	5/2	4.722
18F	18,000938	1,83 часа	β+-распад в 18O	1
19F	18,99840322	Стабилен	—	1/2	2.629
20F	19,9999813	11 c	β−-распад в 20Ne	2	2.094
21F	20,999949	4,2 c	β−-распад в 21Ne	5/2
22F	22,00300	4,23 c	β−-распад в 22Ne	4
23F	23,00357	2,2 c	β−-распад в 23Ne	5/2