Фтор (лат. Fluorum), F, химический элемент VII группы периодической
системы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная
масса 18,998403; при нормальных условиях (0 °С; 0,1 Мн/м2, или 1
кгс/см2) - газ бледно-желтого цвета с резким запахом.
Фтор – элемент
с самой большой электроотрицательностью. Явление связано со
способностью атома соединяться с другими и притягивать к себе электроны.
Показатель фтора по шкале Полинга – 4. Это способствует славе 9-го
элемента, как самого активного неметалла. В обычном состоянии, это
желтоватый газ. Он токсичен, имеет резкий запах – нечто среднее между
ароматами озона и хлора.
Фтор – вещество с
аномально низкой для газов температурой кипения – всего 188 градусов
Цельсия. Остальные галогены, то есть, типичные неметаллы из 7-ой группы
таблицы Менделеева, кипят при больших показателях. Это связано с тем,
что у них есть d-подуровень, отвечающий за полуторные связи. Молекула фтора такового не имеет.
Бром - сильный окислитель. Так, он окисляет сульфиты и тиосульфаты в
водных растворах до сульфатов, нитриты до нитратов, аммиак до свободного
азота (3Br2 + 8NH3 = N2 + NH4Br).
Бром вытесняет иод из его соединений, но сам вытесняется хлором и
фтором. Свободный Бром выделяется из водных растворов бромидов также под
действием сильных окислителей (KMnO4, K2Cr2O7) в кислой среде. При растворении в воде Бром частично реагирует с ней (Br2 + H2O
= HBr + HBrO) с образованием бромистоводородной кислоты НВг и
неустойчивой бромноватистой кислоты НВгО. Раствор Брома в воде
называется бромной водой. При растворении Брома в растворах щелочей на
холоду происходит образование бромида и гипобромита (2NaOH + Br2 =NaBr + NaBrO + H2O), а при повышенных температурах (около 100°С) - бромида и бромата (6NaOH + 3Br2 = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O).
Из реакций Брома с органическими соединениями наиболее характерны
присоединение по двойной связи С=С, а также замещение водорода (обычно
при действии катализаторов или света).
Химические свойства Иода. Конфигурация внешних электронов атома Иода 5s25p5.
B соответствии с этим Иод проявляет в соединениях переменную
валентность (степень окисления): -1 (в HI, KI), +1 (в HIO, KIO), +3 (в
ICl3), +5 (в HIO3, KIO3) и +7 (в HIO4, KIO4).
Химически Иод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и
бром. С металлами Иод при легком нагревании энергично взаимодействует,
образуя иодиды (Hg + I2 = HgI2). С водородом Иод
реагирует только при нагревании и не полностью, образуя иодистый
водород. С углеродом, азотом, кислородом Иод непосредственно не
соединяется. Элементарный Иод - окислитель, менее сильный, чем хлор и
бром. Сероводород H2S, тиосульфат натрия Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до I- (I2 + H2S = S + 2HI). Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO3- (5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3H + 10НСl). При растворении в воде Иод частично реагирует с ней (I2 + H2O = HI + HIO); в горячих водных растворах щелочей образуются иодид и иодат (3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O).
Адсорбируясь на крахмале, Иод окрашивает его в темно-синий цвет; это
используется в иодометрии и качественном анализе для обнаружения Иода.
Пары Иода ядовиты и раздражают слизистые оболочки. На кожу Иод
оказывает прижигающее и обеззараживающее действие. Пятна от Иода смывают
растворами соды или тиосульфата натрия.