Галогены

Такие химические элементы, как хлор и йод, знакомы практически каждому. Хлор запоминается благодаря его специфическому запаху, а йод и вовсе встречается в большинстве азбук и букварей в силу особенности названия. Известен многим и фтор, еще один представитель группы веществ, имеющих общее название галогены. Его наименование можно увидеть, например, на упаковках зубной пасты. Еще два члена этой группы, бром и астат, не так популярны, но все же их нельзя обойти вниманием, говоря о галогенах.

Вместе с педагогом по химии разберемся, что такое галогены, какие свойства характерны для этих элементов, как они взаимодействуют с другими веществами, где используются и встречаются ли в природе в естественном виде.

Что такое галогены в химии

К группе веществ, называемых галогенами, относятся такие элементы, как фтор, хлор, бром, йод и астат. Они располагаются в главной подгруппе VII группы периодической системы химических элементов (ПСХЭ) Д. И. Менделеева, а по новой классификации – в 17 группе той же системы.

Перечислим атомные номера и обозначения элементов, в скобках укажем их относительную атомную массу:

• фтор F – 9 (19);
• хлор Cl – 17 (35,45);
• бром Br – 35 (79,90);
• йод I – 53 (126,90);
• астат At – 85 (210);

Полезная информация о галогенах

Ниже приведена таблица с краткой информацией, которая поможет быстро освежить знания о галогенах.

Общая формула галогенов

В обычных условиях молекулы галогенов состоят из двух атомов, и общая формула выглядит так: Г₂, где Г – галоген. Перечислим обычные формулы галогенов при нормальных условиях:

• фтор – F₂;
• хлор – Cl₂;
• бром – Br₂;
• йод – I₂;
• астат – At₂.

На внешнем электронном слое галогенов находится один неспаренный электрон, поэтому их валентность в основном состоянии – I. В возбужденном состоянии у всех галогенов, кроме фтора, число неспаренных электронов может увеличиваться, они могут проявлять валентность III, V или VII.

Физические свойства галогенов

Все галогены имеют характерный запах и ядовиты, а их нормальное агрегатное состояние, температура кипения и температура плавления меняются с ростом порядкового номера элемента:

• фтор – светло-желтый газ с резким раздражающим запахом, активно взаимодействует с водой;
• хлор – легко сжижающийся желто-зеленый газ с резким удушливым запахом, в одном объеме воды растворяется до двух с половиной объема хлора;
• бром – тяжелая красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом;
• йод – серо-черные кристаллы (пар – фиолетовый) с резким запахом;
• астат – твердое вещество сине-черного цвета, в природе не встречается и получается искусственным путем, изотопы радиоактивны.

это интересно

Соли в химии

Нашатырь, поваренная соль и обычная питьевая сода – в химии это все соли. Узнаем о них побольше

Подробнее

Химические свойства галогенов

Будучи типичными неметаллами, галогены проявляют окислительные свойства: в соединениях с металлами и водородом их степень окисления равна -1. Фтор F^– – самый электроотрицательный элемент, он не может иметь положительной степени окисления, как и не имеет других отрицательных.

Неметаллические свойства солеродов уменьшаются с ростом атомного номера элемента, астат способен сочетать свойства металлов и неметаллов. Ионы галогенов, кроме фтора F^–, способны отдавать электроны с внешнего слоя и становиться восстановителями.

Реакции галогенов

Ниже рассмотрим типичные варианты протекания реакций галогенов с различными веществами и соединениями.

Реакции галогенов с простыми веществами

В большинстве случаев галогены, вступая в реакцию с простыми веществами, проявляют окислительные способности и имеют степень окисления -1. Например, так происходит в соединениях с водородом и металлами.

Приведем общую формулу взаимодействия галогенов с водородом: 

Г₂ + H₂ = 2HГ, 

где Г – галоген, H – водород.

Все галогеноводороды – это газообразные, легко растворимые в воде соединения. 

Реакции хлора и фтора с водородом влекут за собой взрыв, а брома и йода – нет. Интересно, что, несмотря на высокую реакционную способность хлора, его взаимодействие с водородом происходит лишь при воздействии света, а в полной темноте реакции не происходит.

Реакции галогенов с металлами

В реакциях с металлами степень окисления галогенов также равна -1, то есть проявляются окислительные свойства солеродов. Фтор при высокой температуре реагирует со всеми металлами, в том числе золотом, платиной, свинцом. Фтор, бром и йод – с щелочными, щелочноземельными металлами, оловом, железом и медью.

Приведем примеры некоторые соединений галогенов с металлами, указывая степени окисления элементов:

• Na⁺¹F^-1 – фторид натрия;
• Ca⁺²Br^-1₂ – бромид кальция;
• Fe⁺³Cl^-1₃ – хлорид железа (III).

Реакции галогенов с неметаллами

В реакциях с простыми веществами-неметаллами галогены также обычно проявляют окислительные свойства и имеют степень окисления -1.

Например, хлор при высокой температуре взаимодействует с фосфором (III) и серой (II):

• Cl⁰₂ + S⁰ = S⁺²Cl^-1₂ – хлорид серы (II);
• 3Cl⁰₂ + 2P⁰ = 2P⁺³Cl^-1₃ – хлорид фосфора (III).

С простыми веществами, кислородом или азотом галогены непосредственно не взаимодействуют. Единственный галоген, который реагирует с чистым кислородом, – фтор. Реакция протекает при температуре -196°C:

• O₂ + F₂ = O⁺¹₂F^-1₂ – монофторид кислорода, нестабильное вещество.

Реакции галогенов со сложными веществами

В зависимости от того, с каким именно сложным веществом реагирует галоген, может меняться его степень окисления. Помним, что это актуально лишь для хлора, брома, йода и астата. Рассмотрим типичные варианты реакций солеродов.

Реакции замещения с галогенами

В ходе реакций замещения более активные галогены способны вытеснить своих менее активных «собратьев» из кислот и соединений с металлами. Например, хлор взаимодействует с бромидами и иодидами металлов:

• Cl₂ + 2KBr = 2KCl + Br₂↓;
• Cl₂ + 2KI = 2KCl + I₂↓.

Галогены, расположенные в таблице Менделеева ниже, обладают меньшей окислительной способностью и вытеснить находящиеся выше элементы не могут. Например, хлор не реагирует с фторидами металлов, а йод – с бромидами, хлоридами и фторидами.

Важно помнить, что хлор не реагирует с кислотами.

Реакции галогенов с водой

Вода, то есть оксид водорода, является растворителем для всех галогенов. Например, раствор хлора называется хлорной водой. 

Фтор, являясь сильным окислителем, вытесняет из воды кислород, образуя фторид кислорода (II) и фтороводород. Формула реакции выглядит следующим образом:

H₂O + 2F₂ = OF₂ + 2HF

В ходе обратимых реакций с водой хлора и брома образуются:

• Cl₂ + H₂O ⇆ HCl (соляная кислота) + HClO (хлорноватистая кислота);
• Br₂ + H₂O ⇆ HBr (бромоводород) + HBrO (бромноватистая кислота);

Йод с водой практически не реагирует.

Реакции галогенов с растворами щелочей

Являясь сильнейшим окислителем, фтор способен взаимодействовать с щелочами:

2NaOH + 2F₂ =  OF₂ + 2NaF + H₂O

Хлор и бром взаимодействуют с растворами щелочей по-разному в зависимости от температуры. Рассмотрим на примере реакций хлора.

При температуре около 0°C:

Cl⁰₂ + 2NaOH = NaCl^-1 (хлорид натрия) + NaCl⁺¹O (гипохлорит натрия) + H₂O

Однако при нагревании:

3Cl⁰₂ + 6KOH = 5KCl^-1 (хлорид калия) + KCl⁺⁵O₃ (хлорат калия) + 3H₂O

Реакции йода протекают при любых температурных условиях лишь с образованием йодатов.

Степени окисления галогенов

Как мы уже говорили выше, фтор является сильнейшим окислителем и единственная возможная его степень окисления равна -1. Для всех остальных галогенов характерна вариативность степеней окисления в зависимости от тех элементов, с которыми они образуют соединения. Для хлора, брома, йода и астата возможны следующие варианты: -1, +1, +3, +5, +7.

Например, в зависимости от степени окисления хлора в кислотных оксидах выделяют следующие виды кислот:

• Cl⁺¹₂O – HClO, хлорноватистая;
• Cl⁺³₂O₃ – HClO₂, хлористая;
• Cl⁺⁵₂O₅ – HClO₃, хлорноватая;
• Cl⁺⁷₂O₇ – HClO₄, хлорная.

С усилением степени окисления хлора в этих соединениях растут и их кислотные свойства.

Получение и применение галогенов

Галогены – вещества, которые применяются во многих областях промышленности. Все мы знаем об использовании спиртового раствора йода в качестве антисептика, а хлора – для отбеливания ткани и дезинфекции воды в бассейнах. Фтор используется для создания крепкого покрытия тефлона, а бром – для производства красителей. 

В чистом виде галогены редко встречаются в природе, а астат не встречается в естественной среде вовсе. Для получения этого типа веществ обычно используется электролиз:

• фтор получают электролизом расплавов фторидов металлов;
• хлор – электролизом расплавов и водных растворов хлоридов (чаще всего хлорида натрия) или воздействием окислителей на соляную кислоту;
• бром и йод – окислением бромидов и иодидов или солей хлором или другими окислителями.

Задачи по теме «Галогены»

Для закрепления знаний о галогенах выполним несколько несложных заданий.

Задание 1

Выберите из списка ниже элементы, относящиеся к галогенам, укажите их обозначения, порядковый номер в периодической системе и атомную массу.

1. Водород
2. Фтор
3. Хлор
4. Кальций
5. Калий
6. Бром
7. Йод
8. Литий
9. Астат

Задание 2

Напишите формулы некоторых соединений галогенов по их номенклатурным названиям.

1. Фторид натрия
2. Бромид кальция (II)
3. Хлорная кислота
4. Хлороводород
5. Иодат калия

Ответы к задачам

Проверить себя можно по ответам, приведенным ниже.

Задание 1

Оставили в списке лишь галогены и указали все необходимые данные.

• фтор F – 9 (19);
• хлор Cl – 17 (35,45);
• бром Br – 35 (79,90);
• йод I – 53 (126,90);
• астат At – 85 (210).

Задание 2

Формулы необходимых веществ указаны ниже.

1. Фторид натрия – NaF
2. Бромид кальция (II) – CaBr₂
3. Хлорная кислота – HClO₄
4. Хлороводород – HCl
5. Иодат калия – KI

Популярные вопросы и ответы

Отвечает Татьяна Архипова, онлайн-репетитор, учитель Ликино-Дулевского лицея (Орехово-Зуевский городской округ), эксперт по подготовке к ЕГЭ и ОГЭ по химии, биологии и географии: