"Химия", Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Сладков С.А.
Галогены — элементы 17-й группы: фтор, хлор, бром, йод и астат. Их атомы имеют семь электронов на внешнем уровне, поэтому обычно присоединяют один электрон и образуют ионы X⁻. Простые вещества галогенов существуют как двухатомные молекулы X₂ и являются окислителями. Сверху вниз увеличивается радиус атома, а окислительная активность уменьшается.
Текст подготовлен нейронной сетью по теме параграфа и не заменяет учебник — важные факты и формулировки сверяйте с ним.
Галогены — элементы главной подгруппы VII группы, или 17-й группы в современной нумерации, образующие сходные по свойствам простые вещества. К ним относят фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I и астат At. Это обозначение помогает объединить элементы с одинаковым числом внешних электронов.
Галогенид-ион — отрицательно заряженный ион галогена, возникающий при присоединении одного электрона к атому: X + e⁻ → X⁻. Например, атом хлора превращается в ион Cl⁻. Такое понятие нужно для записи состава солей и объяснения зарядов частиц.
Галогеноводород — соединение галогена с водородом состава HX, например HCl или HBr. При растворении в воде галогеноводороды образуют кислоты: хлороводород даёт соляную кислоту. Формула HX показывает соотношение одного атома водорода и одного атома галогена.
Галогенид — бинарное соединение галогена с другим элементом, в котором галоген обычно имеет степень окисления −1. Примеры — NaCl, KBr и CaF₂. Этот термин используют для солей и других соединений, содержащих галогенид-ионы или галоген в соответствующей степени окисления.
Положение галогенов в VIIA-группе связано не с семью электронными оболочками, а с семью электронами на внешнем уровне. До устойчивой внешней оболочки им обычно не хватает одного электрона. Поэтому атом принимает электрон и превращается в отрицательно заряженный ион X⁻.
Сверху вниз у атомов появляются новые электронные оболочки, поэтому внешний уровень удаляется от ядра. Радиус атома увеличивается, а притяжение присоединяемого электрона ослабевает из-за расстояния и экранирования внутренними электронами. По этой причине электроотрицательность и способность присоединять электрон в целом уменьшаются.
Изменение строения атомов отражается на физических свойствах простых веществ. Фтор и хлор — газы, бром — жидкость, йод — твёрдое вещество, а астат радиоактивен и встречается в природе в очень малых количествах. Вниз по группе обычно усиливаются межмолекулярные взаимодействия, поэтому повышаются температуры плавления и кипения.
Одиночному атому галогена выгодно получить электрон, но в простом веществе атомы соединяются попарно общей электронной парой. Так образуются двухатомные молекулы X₂: F₂, Cl₂, Br₂ и I₂. Эти молекулы легко принимают электроны от других веществ, поэтому простые вещества галогенов являются сильными окислителями.
Способность принимать электроны сверху вниз ослабевает, поэтому окислительная активность изменяется так: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Более активный галоген отнимает электроны у галогенид-ионов менее активного галогена. Например, хлор окисляет Br⁻ до Br₂ и вытесняет бром из раствора его соли.
| Характеристика | Фтор | Хлор | Бром | Йод | Астат |
|---|---|---|---|---|---|
| Обозначение элемента и формула простого вещества | F, F₂ | Cl, Cl₂ | Br, Br₂ | I, I₂ | At, At₂ |
| Число электронов на внешнем уровне | 7 | 7 | 7 | 7 | 7 |
| Типичные степени окисления в соединениях | −1 | −1, +1, +3, +5, +7 | −1, +1, +3, +5, +7 | −1, +1, +3, +5, +7 | −1, +1, +3, +5, +7 |
| Агрегатное состояние и окраска простого вещества при обычных условиях | Газ, бледно-жёлтый | Газ, жёлто-зелёный | Жидкость, красно-бурая | Твёрдое вещество, тёмно-серое или чёрное | Радиоактивное твёрдое вещество |
| Изменение радиуса атома и электроотрицательности в группе | Радиус наименьший, электроотрицательность наибольшая | Радиус увеличивается, электроотрицательность уменьшается | Радиус увеличивается, электроотрицательность уменьшается | Радиус увеличивается, электроотрицательность уменьшается | Радиус наибольший, электроотрицательность наименьшая |
| Окислительная активность простого вещества | Наибольшая | Высокая | Средняя | Меньшая | Очень слабая, данные ограничены |
Таблица позволяет одновременно сравнить строение атомов, формулы простых веществ и их физические свойства. Для решения реакций замещения прежде всего смотрите на ряд окислительной активности. При составлении формулы простого вещества не путайте символ атома X с молекулой X₂.
Условие: запишите электронное строение атома хлора и объясните, какой ион он образует при присоединении одного электрона. У хлора порядковый номер 17, значит, нейтральный атом содержит 17 электронов.
Ответ: электронное строение хлора — 2, 8, 7; образуется хлорид-ион Cl⁻.
Условие: расположите Cl₂, Br₂ и I₂ по убыванию окислительной активности и определите, вытеснит ли хлор бром из раствора KBr. Нужно использовать положение галогенов в группе.
Ответ: Cl₂, Br₂, I₂; хлор вытесняет бром из бромида калия.
Условие: в раствор NaBr добавили раствор хлора. Требуется записать полное и сокращённое ионные уравнения и назвать окислитель и восстановитель. Растворимые соли натрия и хлора распадаются на ионы.
Ответ: реакция протекает; сокращённое уравнение — Cl₂ + 2Br⁻ → 2Cl⁻ + Br₂, окислитель Cl₂, восстановитель Br⁻.
Считают, что VIIA означает семь электронных оболочек. Так путают номер группы с номером периода; проверить себя можно, спросив, сколько электронов находится именно на внешнем уровне: у галогенов их семь.
Путают атом X с молекулой простого вещества X₂. Причина — символ элемента принимают за формулу вещества; в уравнениях реакций фтор, хлор, бром и йод записывают двухатомными молекулами.
Полагают, что активность галогенов усиливается сверху вниз. На самом деле окислительная активность уменьшается в ряду F₂, Cl₂, Br₂, I₂; проверить направление можно по способности частиц принимать электрон.
Записывают вытеснение менее активного галогена более активным в обратную сторону. Например, Br₂ не вытесняет хлор из хлорида, потому что бром расположен ниже; сначала сравните вещества по ряду активности.
Для понимания темы нужны знания о строении атома, электронных оболочках, периодической системе и образовании ионов. Эти сведения объясняют, почему галогены принимают один электрон и образуют X⁻.
Галогены пригодятся при изучении окислительно-восстановительных реакций, свойств солей и качественных реакций на галогенид-ионы. По появлению свободного галогена можно распознать реакцию вытеснения.
Почему галогены находятся в VIIA-группе?
У атомов галогенов на внешнем энергетическом уровне семь электронов. Поэтому в старой системе нумерации они относятся к VIIA-группе, а в современной — к 17-й группе.
Почему молекулы простых веществ галогенов двухатомные?
Два атома галогена объединяются общей электронной парой и образуют устойчивую молекулу X₂. Поэтому простые вещества записывают формулами F₂, Cl₂, Br₂ и I₂, а не символами отдельных атомов.
Как меняются свойства галогенов сверху вниз по группе?
Радиус атома увеличивается, потому что добавляются электронные оболочки. Электроотрицательность и способность принимать электрон в целом уменьшаются, поэтому окислительная активность простых веществ ослабевает.
Как определить, вытеснит ли один галоген другой из раствора соли?
Нужно сравнить их положение в ряду активности F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Более активный галоген вытесняет менее активный из раствора его соли: например, Cl₂ вытесняет Br₂ из бромида.
Почему в соединениях галогены чаще всего имеют степень окисления −1?
Галогенам не хватает одного электрона до устойчивой внешней оболочки. При его присоединении образуется ион X⁻, поэтому степень окисления −1 является для них наиболее характерной.
§ 11. Общая характеристика элементов VIIA-группы — галогенов
