Розкладають солі галогени. Галогени: фізичні властивості, хімічні властивості. Застосування галогенів та їхніх сполук. Реакції галогенів зі складними речовинами

Фтор може бути тільки окислювачем, що легко пояснити його положенням в періодичної системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Це найсильніший окислювач, що окисляє навіть деякі благородні гази:

2F 2 + Хе \u003d XeF 4

Високу хімічну активність фтору слід пояснити

про на руйнування молекули фтору потрібно набагато менше енергії, ніж її виділяється при утворенні нових зв'язків.

Так, внаслідок малого радіусу атома фтору неподіленого електронні пари в молекулі фтору взаємно стикаються і слабшає

Галогени взаємодіють майже з усіма простими речовинами.

1. Найбільш енергійно протікає реакція з металами. При нагріванні фтор взаємодіє з усіма металами (в тому числі з золотом і платиною); на холоду реагує з лужними металами, свинцем, залізом. З міддю, нікелем реакція на холоду не протікає, оскільки на поверхні металу утворюється захисний шар фториду, що оберігає метал від подальшого окислення.

Хлор енергійно реагує з лужними металами, а з міддю, залізом і оловом реакція протікає при нагріванні. Аналогічно поводяться бром і йод.

Взаємодія галогенів з металами є екзотермічним процесом і може бути виражена рівнянням:

2М + nHaI 2 \u003d 2МНаI DH<0

Галогеніди металів є типовими солями.

Галогени в цій реакції виявляють сильні окислювальні властивості. При цьому атоми металу віддають електрони, а атоми галогену приймають, наприклад:

2. При звичайних умовах фтор реагує з воднем в темряві з вибухом. Взаємодія хлору з воднем протікає на яскравому сонячному світлі.

Бром і водень взаємодіють тільки при нагріванні, а йод з воднем реагує при сильному нагріванні (до 350 ° С), але цей процес оборотний.

Н 2 + Сl 2 \u003d 2НСl Н 2 + Br 2 \u003d 2НBr

Н 2 + I 2 «350 ° 2HI

Галоген в даній реакції є окислювачем.

Як показали дослідження, реакція взаємодії водню з хлором на світлі має наступний механізм.

Молекула Сl 2 поглинає квант світла hv і розпадається на неорганічні радикали Сl. . Це служить початком реакції (початкове збудження реакції). Потім вона триває сама собою. Радикал хлору Сl. реагує з молекулою водню. При цьому утворюється радикал водню Н. і НСl. У свою чергу радикал водню Н. реагує з молекулою Сl 2, утворюючи НСl і Сl. і т.д.

Сl 2 + hv \u003d Сl. + Сl.

Сl. + Н 2 \u003d НСl + Н.

Н. + Сl 2 \u003d НСl + С1.

Первісне збудження викликало ланцюг послідовних реакцій. Такі реакції називаються ланцюговими. У підсумку виходить хлороводород.

3. Галогени з киснем і азотом безпосередньо не взаємодіють.

4. Добре реагують галогени з іншими неметалами, наприклад:

2Р + 3Сl 2 \u003d 2РСl 3 2Р + 5Сl 2 \u003d 2РСl 5 Si + 2F 2 \u003d SiF 4

Галогени (крім фтору) не реагують з інертними газами. Хімічна активність брому і йоду по відношенню до неметалів виражена слабше, ніж у фтору і хлору.

У всіх наведених реакціях галогени проявляють окисні властивості.

Взаємодія галогенів з складними речовинами. 5. З водою.

Фтор реагує з водою з вибухом з утворенням атомарного кисню:

H 2 O + F 2 \u003d 2HF + O

Решта галогени реагують з водою за такою схемою:

Гал 0 2 + Н 2 О «Нгала -1 + Нгала +1 Про

Ця реакція є реакцією диспропорціонування, коли галоген є одночасно і відновником, і окислювачем, наприклад:

Сl 2 + Н 2 O «НСl + НСlO

Cl 2 + H 2 O «H + + Cl - + HClO

Сl ° + 1e - ®Сl - Cl ° -1e - ®Сl +

де НСl - сильна соляна кислоти; НСlO - слабка хлорнуватиста кислота

6. Галогени здатні віднімати водень від інших речовин, скипидар + С1 2 \u003d НС1 + вуглець

Хлор заміщає водень в граничних вуглеводнях: СН 4 + Сl 2 \u003d СН 3 Сl + НСl

і приєднується до ненасичених сполук:

З 2 Н 4 + Сl 2 \u003d С 2 Н 4 Сl 2

7. Реакційна здатність галогенів знижується в ряду F-Сl - Br - I. Тому попередній елемент витісняє наступний з кислот типу НГ (Г - галоген) і їх солей. В цьому випадку активність зменшується: F 2\u003e Сl 2\u003e Br 2\u003e I 2

застосування

Хлор застосовують для знезараження питної води, відбілювання тканин і паперової маси. Великі кількості його витрачаються для отримання соляної кислоти, хлорного вапна та ін. Фтор знайшов широке застосування в синтезі полімерних матеріалів - фторопластов, що володіють високою хімічною стійкістю, а також в якості окислювача ракетного палива. Деякі сполуки фтору використовують в медицині. Бром і йод - сильні окислювачі, використовуються при різних синтезах і аналізах речовин.

Великі кількості брому і йоду витрачаються на виготовлення ліків.

галогеноводороди

Сполуки галогенів з воднем НХ, де X - будь-який галоген, називаються галогеноводородами. Внаслідок високої електронегативності галогенів єднальна електронна пара зміщена в їх сторону, тому молекули цих сполук полярні.

галогеноводороди - безбарвні гази, З різким запахом, легко розчиняються у воді. При 0 ° С в 1 об'ємі води розчиняєте 500 обсягів НС1, 600 обсягів HBr і 450 обсягів HI. Фтороводород змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Висока розчинність цих сполук у воді дозволяє отримувати концентрує

Таблиця 16. Ступені дисоціації галогеноводородних кислот

ванні розчини. При розчиненні в воді галогеноводороди диссоциируют за типом кислот. HF відноситься до слабо дисоційованому з'єднань, що пояснюється особливою міцністю зв'язку в куле. Решта ж розчини галогеноводородов відносяться до числа сильних кислот.

HF - фтороводородной (плавикова) кислота НС1 - хлороводородная (соляна) кислота HBr - бромоводородной кислота HI - іодоводородной кислота

Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI зростає, що пояснюється зменшенням в тому ж напрямку енергії зв'язку і збільшенням меж'ядерного відстані. HI - найсильніша кислота з ряду галогеноводородних кислот (див. Табл. 16).

Поляризуемость зростає внаслідок того, що вода поляризує

більше ту зв'язок, чия довжина більше. I Солі галогеноводородних кислот носять відповідно такі назви: фториди, хлориди, броміди, йодиди.

Хімічні властивості галогеноводородних кислот

У сухому вигляді галогеноводороди не діють на більшість металів.

1. водні розчини галогеноводородов мають властивості безкисневих кислот. Енергійно взаємодіють з багатьма металами, їх оксидами і гідроксидами; на метали, що стоять в електрохімічному ряді напруг металів після водню, не діють. Взаємодіють з деякими солями і газами.

Фтороводородной кислота руйнує скло і силікати:

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2Н 2 O

Тому вона не може зберігатися в скляному посуді.

2. В окисно-відновних реакціях галогеноводородних кислоти поводяться як відновники, причому відновна активність в ряду Сl -, Br -, I - підвищується.

отримання

Фтороводород отримують дією концентрованої сірчаної кислоти на плавиковий шпат:

CaF 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2HF

Хлороводень отримують безпосередньою взаємодією водню з хлором:

Н 2 + Сl 2 \u003d 2НСl

Це синтетичний спосіб отримання.

Сульфатний спосіб заснований на реакції концентрованої

сірчаної кислоти з NaCl.

При невеликому нагріванні реакція протікає з утворенням НСl і NaHSO 4.

NaCl + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + HCl

При більш високій температурі протікає друга стадія реакції:

NaCl + NaHSO 4 \u003d Na 2 SO 4 + HCl

Але аналогічним способом можна отримати HBr і HI, тому що їх з'єднання з металами при взаємодії з концентріровав-

ної сірчаної кислотою окислюються, тому що I - і Br - є сильними відновниками.

2NaBr -1 + 2H 2 S +6 O 4 (к) \u003d Br 0 2 + S +4 O 2 + Na 2 SO 4 + 2Н 2 O

Бромоводород і иодоводорода отримують гідролізом PBr 3 і PI 3: PBr 3 + 3Н 2 O \u003d 3HBr + Н 3 PO 3 PI 3 + 3Н 2 О \u003d 3HI + Н 3 РO 3

галогеніди

Галогеніди металів є типовими солями. Характеризуються іонним типом зв'язку, де іони металу мають позитивний заряд, а іони галогену негативний. Мають кристалічну решітку.

Відновлювальна здатність галогенідів підвищується в ряду Сl -, Br -, I - (див. §2.2).

Розчинність малорозчинних солей зменшується в ряду AgCl - AgBr - AgI; на відміну від них, сіль AgF добре розчиняється у воді. Більшість же солей галогеноводородних кислот добре розчинні у воді.

галогени- елементи VII групи - фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало вивчений у зв'язку з його радіоактивністю). Галогени - яскраво виражені неметали. Лише йод в рідкісних випадках виявляє деякі властивості, схожі з металами.

У збудженому стані атоми галогенів мають загальні електронну конфігурацію: ns2np5. Це означає, що галогени мають 7 валентних електронів, крім фтору.

Фізичні властивості галогенів:F2 - безбарвний, важко зріджують газ; Cl2 - жовто-зелений, легко зріджується газ з різким задушливим запахом; Br2 - рідина червоно-бурого кольору; I2 - кристалічна речовина фіолетового кольору.

Водні розчини галогеноводородов утворюють кислоти. НF - фтороводородной (плавикова); НCl - хлороводородная (соляна); НBr - бромоводородной; НI - йодоводородная. Сили кислот зверху вниз знижуються. Плавикова кислота є найслабшою в ряду галогенові-огрядних кислот, а йодоводородная - найсильнішою. Це пояснюється тим, що енергія зв'язку Нг зверху зменшується. У тому ж напрямку зменшується і міцність молекули Н Г, що пов'язано з ростом меж'ядерного відстані. Розчинність малорозчинних солей у воді теж зменшується:

Зліва направо розчинність галогенідів зменшується. АgF добре розчинний у воді. Всі галогени у вільному стані - окислювачі. Сила їх як окислювачів знижується від фтору до йоду. У кристалічному, рідкому і газоподібному стані всі галогени існують у вигляді окремих молекул. Атомні радіуси зростають в тому ж напрямку, що призводить до підвищення температури плавлення і кипіння. Фтор дисоціює на атоми краще йоду. Електродні потенціали при переході вниз по підгрупі галогенів знижуються. У фтору найвищий електродний потенціал. Фтор - найсильніший окислювач. Будь вищестоящий вільний галоген витіснить нижчий, що знаходиться в стані негативного однозарядного іона в розчині.

20. Хлор. Хлороводень і соляна кислота

Хлор (Cl) -варто в 3-му періоді, в VII групі головної підгрупи періодичної системи, порядковий номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до галогенів.

Фізичні властивості:газ жовто-зеленого кольору з різким запахом. Щільність 3,214 г / л; температура плавлення -101 ° C; температура кипіння -33,97 ° C, При звичайній температурі легко зріджується під тиском 0,6 МПа. Розчиняючись у воді, утворює хлорне воду жовтуватого кольору. Добре розчинний в органічних розчинниках, особливо в гексані (C6H14), в чотирьох-хлористом вуглеці.

Хімічні властивості хлору:електронна конфігурація: 1s22s22p63s22p5. На зовнішньому рівні 7 електронів. До завершення рівня потрібен 1 електрон, який хлор приймає, проявляючи ступінь окислення -1. Існують і позитивні ступеня окислення хлору аж до + 7. Відомі такі оксиди хлору: Cl2O, ClO2, Cl2O6 і Cl2O7. Всі вони нестійкі. Хлор - сильний окислювач. Він безпосередньо реагує з металами і неметалами:

Реагує з воднем. При звичайних умовах реакція йде повільно, при сильному нагріванні або освітленні - з вибухом, по ланцюговому механізму:

Хлор взаємодіє з розчинами лугів, утворюючи солі - гіпохлорити і хлориди:

При пропущенні хлору в розчин лугу утворюється суміш розчинів хлориду і гіпохлориту:

Хлор - відновник: Cl2 + 3F2 \u003d 2ClF3.

Взаємодія з водою:

Хлор не взаємодіє безпосередньо з вуглецем, азотом і киснем.

отримання:2NaCl + F2 \u003d 2NaF + Cl2.

електроліз:2NaCl + 2H2O \u003d Cl2 + H2 + 2NaOH.

Знаходження в природі:міститься в складі мінералів: Галіт (кам'яна сіль), сильвин, бішофіт; морська вода містить хлориди натрію, калію, магнію та інших елементів.

хлороводень HCl. Фізичні властивості:безбарвний газ, важчий за повітря, добре розчинний у воді з утворенням соляної кислоти.

отримання:в лабораторії:

У промисловості: спалюють водень в струмені хлору. Далі хлороводород розчиняють у воді, і отримують соляну кислоту (див. Вище).

Хімічні властивості: Соляна кислота - сильна, одноосновная, взаємодіє з металами, що стоять у ряді напруг до водню: Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2.

Як відновник реагує з оксидами і гідроксидами багатьох металів.

Галогени фтор F, хлор С1, бром Вг, йод I є елементами групи VILA. Електронна конфігурація валентної оболонки атомів галогенів в основному стані ns 2 np 5.Наявність п'яти електронів на зовнішній р-орбіталі, в тому числі одного неспареного, є причиною високого спорідненості галогенів до електрону. Приєднання електрона приводить до утворення галогенид-аніонів (F-, С1-, Вг-, I-) зі стійкою 8-електронної оболонкою найближчого благородного газу. Галогени - яскраво виражені неметали.

Найбільш електронегативний елемент фтор має в з'єднаннях тільки одну ступінь окислення - 1, так як завжди є акцептором електронів. Інші галогени в з'єднаннях можуть мати ступінь окислення від -1 до +7. Позитивні ступеня окислення галогенів викликані переходом їх валентних електронів на вільні d-орбіталі зовнішнього рівня (Розд. 2.1.3) при утворенні зв'язків з більш електронегативними елементами.

Молекули галогенів двоатомні: F 2, С1 2, Вг 2, I 2. При стандартних умовах фтор і хлор - гази, бром - летюча рідина (tКИП \u003d 59 ° С), а йод - твердий, але він легко переганяється (переходить в газоподібний стан, минаючи рідкий).

Окислювально-відновні властивості.Галогени є сильними окислювачами, вступаючи у взаємодію майже з усіма металами і багатьма неметалами:

Особливо високу хімічну активність проявляє фтор, який при нагріванні реагує навіть з благородними газами ксеноном, криптоном і радоном:

Хімічна активність галогенів зменшується від фтору до йоду, тому що зі збільшенням радіуса атома здатність галогенів приєднувати електрони зменшується:

Більш активний галоген завжди витісняє менш активний з його сполук з металами. Так, фтор витісняє всі інші галогени з їх галогенідів, а бром - тільки йод з иодидов:

Різна окислювальна здатність галогенів проявляється і в їх дії на організм. Газоподібні хлор і фтор через дуже сильних окисних властивостей є потужними отруйними речовинами, що викликають важкі ураження легень і слизових оболонок очей, носа і гортані. Йод - м'якший окислювач, що виявляє антисептичні властивості, тому він широко використовується в медицині.

Відмінності в окисно-відновних властивостях галогенів проявляються і при їх взаємодії з водою. Фтор окисляє воду, при цьому відновником виступає атом кисню молекули воли:

Взаємодія інших галогенів з водою супроводжується окислювально-відновної дисмутації їх атомів. Так, при реакції хлору з водою один з атомів молекули хлору, приєднуючи електрон від іншого атома, відновлюється, а інший атом хлору, віддаючи електрон, окислюється. При цьому утворюється хлорне вода,що містить хлористий водень (соляну кислоту) і гіпохлорістую (хлорноватистую) кислоту:
Реакція є оборотною, а її рівновагу сильно зміщене вліво. Гіпохлорістая кислота нестійка і легко розпадається, особливо на світлі, з утворенням дуже сильного окислювача -атомарного кисню:

Таким чином, хлорне вода містить в різних концентраціях три окислювача з різною окисної здатністю: молекулярний хлор, гіпохлорістую кислоту і атомарний кисень, суму яких часто називають "Активний хлор".

Утворений атомарний кисень знебарвлює барвники і вбиває мікроби, що пояснює відбілюючий і бактерицидну дію хлорної води.

Гіпохлорістая кислота - сильніший окислювач, ніж газоподібний хлор. Вона реагує з органічними сполуками RH і як окислювач, і як хлорує реагент:

Тому під час хлорування питної води, що містить в якості домішок органічні речовини, вони можуть перетворитися в більш токсичні хлорорганічні сполуки RC1. Це обов'язково слід враховувати при розробці способів очищення води і їх застосуванні.

При додаванні до хлорного воді луги рівновагу зміщується вправо внаслідок нейтралізації гіпохлорістой і соляної кислот:
Отриманий розчин суміші солей, званий жавелевой водою,використовується як відбілюючий і дезинфікуючий засіб. Ці властивості обумовлені тим, що гіпохлорит калію під дією СО2 + Н 2 0 і в результаті гідролізу перетворюється в нестійку гіпохлорістую кислоту, яка утворює атомарний кисень. В результаті жавелева вода руйнує фарбувальні речовини і вбиває мікроби.
При дії газоподібного хлору на вологу гашене вапно Са (ОН) 2 одержують суміш солей СаСl 2 і Са (0С1) 2, яка називається хлорним вапном:
Хлорне вапно можна розглядати як змішану кальцієву сіль соляної і гіпохлорістой кислот CaCl (OCl). У вологому повітрі хлорне вапно, взаємодіючи з водою і вуглекислим газом, Поступово виділяє гіпохлорістую кислоту, яка забезпечує її відбілюючий, дезінфікуючий і дегазуючі властивості:

При дії на хлорне вапно соляної кислоти відбувається виділення вільного хлору:

При нагріванні гіпохлорістая кислота в результаті окислювально-відновного диспропорціонування розкладається з утворенням соляної і хлорноватої кислот:

При пропущенні хлору через гарячий розчин лугу, наприклад КОН, утворюються хлорид калію і хлорат калію КClO 3 (бертолетової сіль):

Окислювальна здатність аніонів кисневмісних кислот хлору в водних розчинах в ряду СlO - - СlO4 (-) зменшується незважаючи на зростання в них ступеня окислення хлору:

Це пояснюється підвищенням стійкості аніонів в зазначеному ряду внаслідок посилення делокализации їх негативного заряду. У той же час перхлорати LiC10 4, КСlO 4 в сухому стані при високих температурах є сильними окислювачами і використовуються для мінералізації різних біоматеріалів при визначенні в них містяться неорганічних компонентів.

Аніони галогенів (крім F-) здатні віддавати електрони, тому вони є відновниками. Відновлювальна здатність галогенид-аніонів в міру зростання їх радіусу збільшується від хлорид-аніону до йодид-аніони:

Так, іодоводородной кислота окислюється киснем повітря вже при звичайній температурі:

Соляна кислота що не окислюється киснем, і тому хлорид-аніон стійкий в умовах організму, що дуже важливо з позиції фізіології і медицини.

Кислотно-основні властивості.Водородгалогеніди HF, НС1, HBr, HI внаслідок полярності їх молекул добре розчиняються у воді. При цьому відбувається гідратація молекул, що призводить до їх дисоціації з утворенням гідратованих протонів і галогенид-аніонів. Сила кислот в ряду HF, НС1, HBr, HI зростає внаслідок збільшення радіуса і поляризуемости аніонів від F- до I-.

Соляна кислота як компонент шлункового соку відіграє важливу роль в процесі травлення. В основному за рахунок соляної кислоти, масова частка якої в шлунковому соку складає 0,3%, його рН підтримується в інтервалі від 1 до 3. Соляна кислота сприяє переходу ферменту пепсину в активну форму, що забезпечує перетравлення білків за рахунок гідролітичного розщеплення пептидних зв'язків з утворенням різних амінокислот:

Визначення змісту соляної кислоти та інших кислот в шлунковому соку було розглянуто в розд. 8.3.3.

В ряду кисневмісних кислот хлору в міру збільшення його ступеня окислення сила кислот збільшується.

Це пов'язано зі збільшенням полярності зв'язку О-Н через зсув її електронної щільності до атому хлору, а також через підвищення стійкості аніонів.

Комплексоутворюючі властивості.Аніони галогенів схильні до комплексоутворення в якості лігандів. Стійкість галогенідними комплексів зазвичай зменшується в ряду F-\u003e Сl-\u003e Вr-\u003e\u003e I-. Саме процесом комплексоутворення пояснюється токсичну дію фторид-аніонів, які, утворюючи фторидні комплекси з катіонами металів, що входять в активні центри ферментів, пригнічують їх активність.
Цікаві комплексоутворюючі властивості проявляє молекула йоду. Так, розчинність молекулярного йоду у воді різко зростає в присутності йодиду калію, що пов'язано з освітою комплексного аніона

Невисока стійкість цього комплексного іона забезпечує наявність молекулярного йоду в розчині. Тому в медицині використовується як бактерицидний засіб водний розчин йоду з додаванням KI. Крім того, молекулярний йод утворює комплекси включення з крохмалем (розд. 22.3) і полівініловим спиртом (Синій йод).У цих комплексах молекули йоду або їх асоціати з йодид-аніонами заповнюють канали, утворені спиралевидной структурою відповідних полігідроксіполімеров. Комплекси включення не дуже стійкі і здатні поступово віддавати молекулярний йод. Тому такий препарат, як синій йод, є ефективним, але м'яким бактерицидним засобом пролонгованої дії.

біологічна роль і застосування галогенів та їхніх сполук в медицині.Галогени у вигляді різних сполук входять до складу живих тканин. В організмі все галогени мають ступінь окислення - 1. При цьому хлор і бром існують у вигляді гідратованих аніонів Сl- і Вr-, а фтор і йод входять до складу нерозчинних у воді биосубстратов :.

Сполуки фтору є компонентами кісткової тканини, нігтів і зубів. Біологічна дія фтору насамперед пов'язано з проблемою хвороб зубів. Фторид-аніон, заміщаючи в гідроксиапатит гідроксид-іон, утворює шар захисної емалі з твердого фторапатита:

Фторування питної води до концентрації фторид-іона 1 мг / л і додавання фториду натрію в зубну пасту значно знижують карієс зубів у населення. У той же час при концентрації фторид-аніону в питну воду вище 1,2 мг / л підвищується крихкість кісток, зубної емалі і з'являється загальне виснаження організму, зване флуорозом.

Хлорид-аніони забезпечують іонні потоки через клітинні мембрани, беруть участь в підтримці осмотичного гомеостазу, створюють сприятливе середовище для дії і активації протолітічеських ферментів шлункового соку.

Бромід-аніони в організмі людини локалізуються переважно в гіпофізі і інших залозах внутрішньої секреції. Встановлено наявність динамічної зв'язку між вмістом в організмі бромід- і хлорид-аніонів. Так, підвищений вміст в крові бромід-аніонів сприяє швидкому виділенню нирками хлорид-аніонів. Броміди локалізуються в основному в міжклітинної рідини. Вони підсилюють гальмівні процеси в нейронах кори головного мозку, в зв'язку з чим броміди калію, натрію і бромкамфора застосовуються в фармакології.

Йод і його сполуки впливають на синтез білків, жирів і гормонів. Більше половини кількості йоду знаходиться в щитовидній залозі в зв'язаному стані у вигляді тиреоїдних гормонів. При недостатньому надходженні йоду в організм розвивається ендемічний зоб. З метою профілактики цього захворювання до кухонної солі додають NaI або KI (1-2 г на 1 кг NaCl). Таким чином, всі галогени необхідні для нормального функціонування живих організмів.

глава 13

На валентних орбіталях - 7 електронів ns2np5. Є сильними окислювачами, приєднуючи іон - утворюють негативно заряджені галогеніди. Хлор бром йод астат мають ступеня гокісленія +1 +3 +5 +7, фтор - з найвищою електроотрічательностью, не має + СО. F-\u003e at радіуси атома зростають, зменшується: енергія іонізації, спорідненість до електрону, електронегативність - неметалл властивості - слабшають. Утворюють двоатомні молекула Г2. в ряду F2-Cl2-Br2-I2 міцність зв'язку убуває через зниження щільності перекривання валентних орбіталей з ростом гланого кв. числа. У цьому ж ряду збільшується ван-дер-ваальсово взаємодія (зростання темп плавлення) і знижується окислювальна активність

фізичні

Фтор - блідо-зелений газ, температура плавлення -219оС, кипіння -188оС, в воді розчинений бути не може, так як інтенсивно з нею взаємодіє. Хлор - жовто-зелений газ, температура плавлення -101оС, кипіння -34оС, легко зріджується при 20оС і тиску 6 атм (0,6 МПа), розчинність в воді при 20оС - 2,5 л в 1 л води. Розчин хлору в воді практично безбарвний і називається хлорного водою. Бром - червоно-бура рідина, температура плавлення -70оС, кипіння + 59оС, розчинність в воді при 20оС дорівнює 0,02 г в 100 г води. Розчин брому у воді - бромная вода - бурого кольору. Йод - чорно-фіолетові з металевим блиском кристали, плавляться при + 113,6оС, температура кипіння рідкого йоду + 185,5оС. Кристалічний йод легко переганяється (сублімується) - переходить з твердого в газоподібний стан. Розчинність в воді при 20оС дорівнює 0,02 г в 100 г води. Утворений розчин світло-жовтого кольору називається иодной водою. Значно краще, ніж у воді, йод і бром розчиняються в органічних розчинниках: чотирихлористий вуглець, хлороформі, бензолі. Т. кипіння / плавлення з ряду F2-Cl2-Br2-I2 - -219 / -188, -101 / -34, -7/60, 113/185

Хім. властивості

утворюють кисневі сполуки - оксиди та оксокислоти

Розчинні в спиртах бензолі простих ефірах

У водному розчині все крім фтору диспропорционируют, рівновага зміщується вліво

Фтор окисляє воду

Утворюють галлогеніди з металами

Зменшення окисної активності: Н2 + Г2 \u003d 2НГ (фтор в темряві, хлор на світлі, бром ще й при нагріванні, а йод - ще й оборотна)

Витісняють з Солець слабші Г - хлор витісняє броміди і йодиди (Cl2 + 2KBr \u003d Br2 + 2KCl)

Різна оксиди. здатність впливає на живі організми - хлор і бром - отруйні. а йод - антисептик

застосування:

Хлор - полівінілхлорид, хлорбензол і т.д. для відбілювання тканин, очищення води, дезінфекції, а проізвоние (KClO3) є компонентами ракетного палива. Бром - як барвник і лікарський засіб. Йод - отримання металів високого ступеня чистоти, як каталізатор в орг синтезі, як антисептик і ліки

отримання:

У природі ці елементи зустрічаються в основному у вигляді галогенідів (за винятком йоду, який також зустрічається у вигляді иодата натрію або калію в родовищах нітратів лужних металів). Оскільки багато хлориди, броміди і йодиди розчинні у воді, то ці аніони присутні в океані і природних розсолах. Основним джерелом фтору є фторид кальцію, який дуже малорастворим і знаходиться в осадових породах (як флюорит CaF2). У промисловості хлор в основному отримують електролізом водного розчину хлориду натрію в спеціальних електролізерах. Основним способом отримання простих речовин є окислення галогенідів Бром отримують хімічним окисленням бромід-іона, що знаходиться в морській воді. Подібний процес використовується і для отримання йоду з природних розсолів, багатих I-. В якості окислювача в обох випадках використовують хлор, що володіє більш сильними окисними властивостями, А утворюються Br2 і I2 видаляються з розчину потоком повітря. У природі зустрічаються такі стабільні ізотопи галогенів: фтору - 19F, хлору - 35Cl і 37Cl, брому - 79Br і 81Br, йоду - 127I. Галогени у природі перебувають тільки у вигляді сполук, причому до складу цих сполук галогени входять (за рідкісним винятком) тільки в ступені окислення -1. практичне значення мають мінерали фтору: CaF2 - плавиковий шпат, Na2AlF6 - кріоліт, Ca5F (PO4) 3 - фторапатит і мінерали хлору: NaCl - кам'яна сіль (це ж речовина - головний компонент, який зумовлює солоність морської води), KСl - сильвин, MgCl2 * KCl * 6H2O - карналлит, KCl * NaCl - сильвініт. Бром у вигляді солей міститься в морській воді, у воді деяких озер і в підземних розсолах. З'єднання йоду містяться в морській воді, накопичуються в деяких водрослі. Існують незначні поклади солей йоду - KIO3 і KIO4 - У Чилі та Болівії.

3. Розчинність. Галогени мають деякою розчинність в воді, проте, як і слід було очікувати, з-за ковалентного характеру зв'язку XX і малого заряду розчинність їх невелика. Фтор настільки активний, що відтягує електронну пару від кисню води, при цьому виділяється вільний O2 і утворюються OF2 і HF. Хлор менш активний, але в реакції з водою виходить деяка кількість HOCl і HCl. Гідрати хлору (наприклад, Cl2 * 8H2O) можуть бути виділені з розчину при охолодженні. Йод проявляє незвичайні властивості при розчиненні в різних розчинниках. При розчиненні невеликих кількостей йоду у воді, спиртах, кетонах та інших кисневмісних розчинниках утворюється розчин коричневого кольору (1% -ний розчин I2 в спирті звичайний медичний антисептик). Молекули галогенів неполярних, галогени добре розчиняються в спиртах, бензолі, простих ефірах. Фтор: у воді розчинений бути не може, так як інтенсивно з нею взаємодіє.

Хлор: розчинність в воді при 20оС - 2,5 л в 1 л води. Розчин хлору в воді практично безбарвний і називається хлорного водою.

Бром: розчинність в воді при 20оС дорівнює 0,02 г в 100 г води. Розчин брому у воді - бромная вода - бурого кольору.

Йод: Розчинність у воді при 20оС дорівнює 0,02 г в 100 г води. Утворений розчин світло-жовтого кольору називається иодной водою. Значно краще, ніж у воді, йод і бром розчиняються в органічних розчинниках: чотирихлористий вуглець, хлороформі, бензолі. Взаємодія галогенів з водою - складний процес, що включає розчинення, утворення сольватов і диспропорционирование.

Фтор на відміну від інших галогенів воду окисляє:

2H2O + 2F2 \u003d 4HF + O2.

Однак при насиченні льоду фтором при -400С утворюється з'єднання HFO. Можна відзначити два типи взаємодії молекул води з молекулами галогенів. До першого відноситься процес освіти клатратов, наприклад, 8Cl2. 46H2O при заморожуванні розчинів. Молекули галогену в клатратах займають вільні порожнини в каркасі з молекул H2O, пов'язаних між собою водневими зв'язками. До другого типу можна віднести гетеролітичні розщеплення і окислювально-відновну діспропорціонірованіесостав продуктів взаємодії в системі Cl2 + H2O: розчинений у воді хлор (він переважає), HCl, HClO, HClO3. При насиченні хлором холодної води (0-20оС) частина молекул Cl2 диспропорционирует:

Cl2 + H2O \u003d HCl + HClO,

при цьому кислотність розчину поступово збільшується. Бром і йод взаємодіють з водою аналогічно хлору.

4. Молекули hх полярні. Полярність кількісно характеризується величиною дипольного моменту. Дипольні моменти зменшуються в ряду HF-HI. З точки зору МО ЛКАО полярність визначається різницею енергій взаємодіючих 1s-атомної орбіталі водню і ns-, np-орбіталей атома галогену. Як зазначалося, в ряду F-Cl-Br-I ця різниця, а також ступінь локалізації електронів на атомах галогену і полярність молекул НХ зменшуються. У стандартних умовах галогеноводороди - гази. З ростом маси і розмірів молекул посилюється міжмолекулярної взаємодії і, як наслідок, підвищуються температури плавлення (Тпл) і кипіння (Ткип). Однак для HF величини Тпл і Ткип, отримані екстраполяцією в ряду однотипних сполук HF-HCl-HBr-HI, виявляються суттєво нижче, ніж експериментальні (табл.4). аномально високі температури плавлення і кипіння пояснюються посиленням міжмолекулярної взаємодії за рахунок утворення водневих зв'язків між молекулами HF. Твердий HF складається з звивистих полімерних ланцюгів. У рідкому і газоподібному HF аж до 60оС присутні полімери від (HF) 2 до (HF) 6. Для HCl, HBr, HI утворення водневих зв'язків не характерно через меншу електронегативності атома галогену. Розчинність в воді. Завдяки високій полярності газоподібні НХ добре розчинні у воді *), наприклад, в 1 об'ємі води при 0 ° С розчиняється 507 об'ємів HCl або 612 обсягів HBr. При охолодженні з водних розчинів виділені кристалічні гідрати HF. H2O, HCl. 2H2O і т.д., які побудовані з відповідних галогенідів оксония. У водних розчинах НХ встановлюється Протолітична рівновагу

HX + HOH \u003d + H3O + (X \u003d F, Cl, Br, I), (1),

тобто ці розчини є кислотами.

Водні розчини HCl, HBr і HI поводяться як сильні кислоти. У розбавлених водних розчинах HF є слабкою кислотою (рКа \u003d 3.2), що пов'язано з високою енергією зв'язку H-F в порівнянні з енергією зв'язку H-О в молекулі води. Однак при підвищенні концентрації HF вище 1 М сила кислоти збільшується. Особливістю фтороводорода і плавикової кислоти є здатність роз'їдати скло.

Відновлювальні властивості галогеноводородов. Зі збільшенням розміру і зменшенням енергії іонізації атома галогену відновна здатність в ряду HF-HCl-HBr-HI збільшується (табл.5). Наприклад, плавикова HF і соляна HCl кислоти з концентрованої сірчаної кислотою не взаємодіють, а HBr і HI нею окислюються:

2HBr + H2SO4 (конц) \u003d Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4 (конц) \u003d 4I2 + H2S + 4H2O.

Спалювання хлору з воднем є основним промисловим способом отримання HCl. Бром і йод реагують з воднем спокійніше, однак вихід невеликий, оскільки рівновага Н2 + Х2 \u003d 2НХ (Х \u003d Br, I) зміщене вліво. Газоподібні НХ виділяються при дії нелетких сильних кислот на тверді іонні галогеніди металів: (на практиці користуються 70-85% -ним розчином сірчаної к-ти, тому що реакція йде на поверхні кристалів солі. Якщо брати конц. К-ту , осідає NaHSO4. При використанні разб сірчаної к-ти значна частина HCl залишається в розчині. Вирізняється HCL сушать над конц. сірчаної к-тій. Оксид фосфору для цього непридатний так як взаємодіє з HCL: P4O10 + 12HCL \u003d 4POCL3 + 6H2O

CaF2 + H2SO4 (конц) \u003d CaSO4 + 2HF

NaCl + H2SO4 (конц) \u003d NaHSO4 + HCl

Більшість галогенідів неметалів відносяться до з'єднань з ковалентним зв'язком і гідролізуються з виділенням відповідного галогеноводорода, наприклад,

SiCl4 + 4H2O \u003d SiO2. 2H2O + 4HCl

Галогеноводороди утворюються також при Галогенування органічних сполук, Наприклад:

RH + Cl2 \u003d RCl + HCl

Соляну кислоту отримують розчиненням газоподібного хлороводню у воді. Хлороводень отримують спалюванням водню в хлорі. У лабораторних умовах використовується розроблений ще алхіміками спосіб, що полягає в дії міцної сірчаної кислоти на кухонну сіль:

NaCl + H2SO4 (конц.) (150 ° C)\u003e NaHSO4 + HCl ^

При температурі вище 550 ° C і надлишку кухонної солі можлива взаємодія:

NaCl + NaHSO4 (\u003e 550 ° C) \u003d Na2SO4 + HCl ^

Хлороводень прекрасно розчинний у воді. Так, при 0 ° C 1 об'єм води може поглинути 507 обсягів HCl, що відповідає концентрації кислоти 45%. Однак при кімнатній температурі розчинність HCl нижче, тому на практиці зазвичай використовують 36-процентну соляну кислоту.

Промисловість.

Застосовують в гідрометалургії і гальванопластике (травлення, декапирование), для очищення поверхні металів при паянні і лудінні, для отримання хлоридів цинку, марганцю, заліза та ін. Металів. У суміші з ПАР використовується для очищення керамічних і металевих виробів (тут необхідна ингибированная кислота) від забруднень і дезінфекції. У харчовій промисловості зареєстрована в якості регулятора кислотності, харчової добавки E507. Застосовується для виготовлення зельтерською (содової) води.

Медицина

Складова частина шлункового соку; розведену соляну кислоту раніше призначали всередину головним чином при захворюваннях, пов'язаних з недостатньою кислотністю шлункового соку.

5. Гіпогалогенітние кіслотиHXO

Гіпогалогенітние кислоти є слабкими. Розчини гіпогалогенітов мають сильно лужну реакцію, а пропускання через них СО2 призводить до утворення кислоти, наприклад,

NaClO + H2O + CO2 \u003d NaHCO3 + HClO.

Високу окислительную здатність гіпохлоритів ілюструють такі реакції:

NaСlO + 2NaI + H2O \u003d NaCl + I2 + 2NaOH

2NaClO + MnCl2 + 4NaOH \u003d Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O.

З оксокислот HXO2 відомі лише хлориста кислота HClO2. Вона не утворюється при диспропорционирование HClO. Водні розчини HClO2 отримують обробкою Вa (ClO2) 2 сірчаною кислотою з подальшим фільтрування осаду BaSO4:

Оксокислоти HXO3 більш стійкі, ніж HXO (див. Реакції 1, 3-5, 7). Хлорноватої HClO3 кислота отримані в розчинах з концентрацією нижче 30%. Розчини HClO3 отримують дією розведеної H2SO4 на розчини Відповідне солей, наприклад,

При концентрації розчинів вище 30% кислоти HBrO3 і HClO3 розкладаються з вибухом. Водні розчини HXO3 є сильними кислотами, солі більш стійкі до нагрівання, ніж відповідні кислоти. Зокрема, деякі з иодата зустрічаються в природі у вигляді мінералів, наприклад, Лаутар NaIO3. При нагріванні твердого КСIO3 до 500оС можливо диспропорционирование 4KClO3 3KClO4 + KCl,

Хлорне кислота (Тпл. \u200b\u200b\u003d -102оС, Ткип. \u003d 90оС) отримана в індивідуальному стані нагріванням твердої солі КClO4 з концентрованою H2SO4 з подальшою відгоном при зниженому тиску:

КClO4, тв. + H2SO4, конц HClO4 + KHSO4

HClO4 легко вибухає при контакті з органічними речовинами. Хлорне кислота - одна із сильних кислот. Безбарвна концентрована HClO4 навіть при кімнатній температурі синтезу темніє через утворення оксидів хлору з більш низькими ступенями окислення. Стійкість солей вище, ніж відповідних оксокислот HXO4. Кристали солей, наприклад, KClO4, побудовані з іонів K + і ClО, електростатичне взаємодія яких збільшує енергію кристалічної решітки і підвищує стабільність.

6. Гіпогалогенітние кислоти HXOвідомі лише в розбавлених водних розчинах. Їх отримують взаємодією галогену з суспензією оксиду ртуті:

2X2 + 2HgO + H2O \u003d HgO. HgХ2 + 2HOX.

Слід зазначити особливість сполуки HOF. Воно утворюється при пропущенні фтору над льодом при -400С і конденсацією утворюється газу при температурі нижче 0 ° С.

F2, газ + H2Oлед HOF + HF

HOF, зокрема, не утворює солей, а при його взаємодії з водою з'являється пероксид водню:

HOF + H2O \u003d H2O2 + HF

Гіпогалогенітние кислоти є слабкими. При переході від хлору до йоду в міру збільшення радіусу і зменшення

електронегативності атом галогену слабкіше зміщує електронну щільність від атома кисню і, тим самим, слабкіше поляризує зв'язок Н-О. В результаті кислотні властивості в ряду HClO - HBrO - HIO ослабляютсяІз оксокислот HXO2 відомі лише хлориста кислота HClO2. Вона не утворюється при диспропорционирование HClO. Водні розчини HClO2 отримують обробкою Вa (ClO2) 2 сірчаною кислотою з подальшим фільтрування осаду BaSO4:

Ba (ClO2) 2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HClO2.

HClO2 є кислотою середньої сили: рКа \u003d 2.0 (табл.7). Хлорити використовують для відбілювання. Їх отримують м'яким відновленням ClO2 в лужному середовищі:

2СlO2 + Ba (OH) 2 + H2O2 \u003d Ba (ClO2) 2 + 2H2O + O2

2СlO2 + PbO + 2NaOH \u003d PbO2 + 2NaClO2 + H2O.

Брому барію вдалося синтезувати по реакції:

Ba (BrO) 2 + 2Br2 + 4KOH Ba (BrO2) 2 + 4KBr + 2Н2О.

Оксокислоти HXO3 більш стійкі, ніж HXO (див. Реакції 1, 3-5, 7 в 9.3). Хлорноватої HClO3 і бромноватой HBrO3 кислоти отримані в розчинах з концентрацією нижче 30%, а тверда йодноватої HIO3 виділена як індивідуальна речовина.

Розчини HClO3 і HBrO3 отримують дією розведеної H2SO4 на розчини Відповідне солей, наприклад,

Ba (ClO3) 2 + H2SO4 \u003d 2HClO3 + BaSO4.

Водні розчини HXO3 є сильними кислотами. В ряду HClO3-HBrO3-HIO3 спостерігається деяке зменшення сили кислот (табл.10). Це можна пояснити тим, що з ростом розміру атома галогену міцність кратного зв'язку Про зменшується, що призводить до зменшення полярності зв'язку H-O і зменшення легкості відриву від неї водню молекулами води. метаіодная кислота HIO4 і деякі її солі відомі, йод (VII) через зростання радіуса в ряду Сl-Br-I і підвищення його координаційного числа утворює, головним чином, гідроксопроізводние складу (HO) 5IO H5IO6, в яких атом йоду октаедричному оточений атомом кисню і п'ятьма гідроксильних груп

Бромная кислота HBrO4 відома лише в розчинах (не вище 6М), одержуваних подкислением пербромати NaBrO4, які, в свою чергу, вдалося синтезувати окисненням броматов фтором в розбавлених лужних розчинах (бромати можна окислити до пербромати за допомогою XeF2 або електролітично):

NaBrO3 + F2 + 2NaOH \u003d NaBrO4 + 2NaF + H2O.

Хлорне кислота - одна із сильних кислот. За силою до неї наближається бромная кіслота.Іодная кислота існує в декількох формах, головними з яких є ортоіодная H5IO6 і метаіодная HIO4 кислоти. Ортоіодная кислота утворюється у вигляді безбарвних кристалів при обережному упарюванні розчину, що утворюється при обмінної реакції

Ba3 (H2IO6) 2 + 3H2SO4 \u003d 3BaSO4 + 2H5IO6.

Стійкість солей вище, ніж відповідних оксокислот HXO4. Кристали солей, наприклад, KClO4, побудовані з іонів K + і ClО,

електростатичне взаємодія яких збільшує енергію кристалічної решітки і підвищує стабільність.

8. У водневих оедіненіях Н2Е елементи мають ступінь окислення (-2) Темодінаміческая активність зменшується від Н2О до Н2Те (по ен. Гібса) У звичайних умовах - це отруйні гази з неприємним запахом. Т. плавл. в ряду Н2S H2Se H2Te зр, тому що зі збільшенням числа електронів і розмірів молекул посилюється ван-дер-ваальсово взаим. Вода має аномально вискоім темп. кипіння і плавлення для цієї групи, тому що за рахунок водневих зв'язків молекул взаим між її молекулами оч сильне. У расвор поводяться як двовісний кислоти. Сила кислот в ряду від Н2О до Н2Те зростає. Відновлювальна здатність теж зростає через увеліченіяетома відбувається ослаблення зв'язків H - Е.

Загальна характеристика

До галогенам відносяться п'ять основних неметалічних елементів, Які розташовані в VII групі таблиці Менделєєва. У цю групу входять такі хімічні елементи, Як фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At.

Свою назву галогени отримали від грецького слова, яке в перекладі означає утворює сіль або «солеобразующіе», так як в принципі велика частина з'єднань, які містять галогени і носять назви солей.

Галогени вступають в реакцію практично з усіма простими речовинами, за винятком лише кількох металів. Вони є досить таки енергійними окислювачами, мають дуже сильний і різкий запах, прекрасно взаємодіють з водою, а також мають велику летючість і високу електронегативність. А ось в природі їх можна зустріти лише в якості з'єднань.

Фізичні властивості галогенів

1. Такі прості хімічні речовини, Як галогени, складаються з двох атомів;
2. Якщо розглядати галогени в звичайних умовах, то слід знати, що фтор і хлор, знаходяться в газоподібному стані, тоді як бром є рідким речовиною, А йод і астат відносяться до твердих речовин.

3. У галогенів температура плавлення, кипіння і щільність підвищуються зі збільшенням атомної маси. Також при цьому і змінюється їх забарвлення, вона стає більш темною.
4. При кожному збільшенні порядкового номера, зменшується хімічна активність, Електронний торгівельний і слабшими стають неметалеві властивості.
5. Галогени мають здатність утворювати сполуки між собою, як наприклад BrCl.
6. Галогени при кімнатній температурі можуть перебувати у всіх трьох станах матерії.
7. Так само важливо запам'ятати те, що галогени відносяться до досить таки токсичних хімічних речовин.

Хімічні властивості галогенів

при хімічної реакції з металами, галогени діють, як окислювачі. Якщо, наприклад, взяти фтор, то навіть в звичайних умовах він дає реакцію з більшістю металів. А ось алюміній і цинк запалюється навіть в атмосфері: + 2-1: ZnF2.

отримання галогенів

При отриманні фтору і хлору в масштабах промисловості використовують електроліз або розчини солей.

Якщо ви уважно розгляньте малюнок, зображений внизу, то побачите, як в лабораторних умовах за допомогою установки для електролізу можна отримати хлор:

На першому малюнку зображена установка для розплаву хлориду натрію, а на другому вже для отримання розчину хлориду натрію.

Такий процес електролізу розплаву хлориду натрію можна представити у вигляді даного рівняння:

За допомогою такого електролізу, крім отримання хлору ще утворюються також водень і гідроксид натрію:

Звичайно ж, водень отримують більш простим і дешевим способом, чого не скажеш про гидроксиде натрію. Його, так само, як і хлор отримують практично завжди тільки за допомогою електролізу розчину кухонної солі.

Якщо ви розглянете малюнок, зображений вгорі, то побачите, як лабораторним способом можна отримати хлор. А отримують його за допомогою взаємодії соляної кислоти з оксидом марганцю:

У промисловості бром і йод одержують за допомогою реакції витіснення цих речовин хлором з бромидов і йодидів.

застосування галогенів

Фтор або правильніше буде назвати фторид міді (CuF2) має досить таки широке застосування. Його використовують при виготовленні кераміки, емалей і різних глазурі. Що має в кожному будинку тефлоновая сковорідка і холодоагент в холодильниках і кондиціонері, також з'явилися завдяки фтору.

Крім побутових потреб тефлон також використовують в медичних цілях, так як його застосовують при виробництві імплантатів. Фтор необхідний при виготовленні лизніть в оптиці і в зубних пастах.

Хлор також в нашому житті зустрічається буквально на кожному кроці. Наймасовішим і поширеним застосуванням хлору, є, звичайно ж, кухонна сіль NaCl. Вона так само виступає в ролі дезінтоксикаційний засіб і використовується в боротьбі з ожеледицею.

Крім цього, хлор незамінний у виробництві пластика, синтетичного каучуку і полівінілхлориду, завдяки яким ми отримуємо одяг, взуття та інші, потрібні в нашій повсякденному житті речі. Його використовують при виробництві відбілювачів, порошків, барвників, а також іншої побутової хімії.

Бром, як правило, необхідний, як світлочутливі речовина при друкуванні фотографій. У медицині він застосовується, як заспокійливий засіб. Також бром використовують при виробництві інсектицидів і пестицидів і т.д.

Ну, а всім відомий йод, який є в аптечці у кожної людини, в першу чергу використовується, як антисептик. Крім своїх антисептичних властивостей, йод присутній в джерелах світла, а також є помічником для виявлення відбитків пальців на паперовій поверхні.

Роль галогенів та їхніх сполук для організму людини

Вибираючи в магазині зубну пасту, напевно, кожен з вас звертав увагу на те, що на її етикетці вказується вміст сполук фтору. І це неспроста, так як цей компонент бере участь в побудові зубної емалі і кісток, підвищує стійкість зубів до карієсу. Також він грає важливу роль в процесах обміну речовин, бере участь в побудові скелета кісток і попереджає поява такого небезпечного захворювання, як остеопороз.

Важлива роль в організмі людини відведена і хлору, так як він бере активну участь у збереженні водно-сольового балансу і підтримання осмотичного тиску. Хлор бере участь в обміні речовин людського організму, Побудові тканин, ну і що теж важливо - в позбавлення від зайвої ваги. Соляна кислота, яка перебуває в складі шлункового соку велике значення має для травлення, так як без неї неможливий процес перетравлення їжі.

Хлор необхідний нашому організму і повинен щодня в необхідних дозах надходити в нього. Але якщо, же його норму надходження в організм перевищити або різко знизити, то ми відразу ж це відчутний у вигляді набряків, головного болю та інших неприємних симптомів, які здатні не тільки порушити обмін речовин, але і викликати захворювання кишечника.

У людини в мозку, нирках, крові і печінки присутня невелика кількість брому. У медичних цілях бром застосовують, як заспокійливий засіб. Але при його передозуванні можуть бути несприятливі наслідки, які можуть привести до пригніченого стану нервової системи, А в деяких випадках і до психічних розладів. А недолік брому в організмі веде до дисбалансу між процесами збудження і гальмування.

Без йоду наша щитовидна залоза не може обходитися, так як він здатний вбивати мікроби, що надходять в наше тіло. При дефіциті йоду в організмі людини може початися захворювання щитовидної залози, під назвою зоб. При цьому захворюванні з'являються досить неприємні симптоми. Людина, у якого з'явився зоб, відчуває слабкість, сонливість, підвищення температури, дратівливість і занепад сил.

З усього цього можна зробити висновок, що без галогенів людина могла б не тільки позбутися багатьох необхідних у повсякденному житті речей, але без них і не зміг би нормально функціонувати наш організм.