§ 22. Галогены

Определения и обозначения

Галогены — элементы главной подгруппы VII группы, или 17-й группы, образующие простые вещества с неметаллическими свойствами. К ним относятся фтор, хлор, бром и иод. Положение в одной группе помогает увидеть общие черты их строения и поведения в реакциях. Сравнивая галогены, можно проследить закономерное изменение свойств сверху вниз.

Простые вещества галогенов состоят из двухатомных молекул: F₂, Cl₂, Br₂ и I₂. При комнатной температуре фтор и хлор — газы, бром — жидкость, иод — твёрдое вещество. Окраска тоже меняется: от бледно-жёлтой у фтора к жёлто-зелёной у хлора, красно-бурой у брома и тёмно-серой у иода. Эти формулы и признаки нужны, чтобы отличать атом элемента от молекулы простого вещества.

Галогенид-ионы — отрицательно заряженные ионы галогенов, возникающие, когда атом присоединяет электрон. Например, атом хлора принимает один электрон и превращается в Cl⁻, а атом брома — в Br⁻. Знак «−» показывает заряд иона, а не заряд всего вещества. Галогенид-ионы входят в состав солей, например хлорида натрия NaCl.

Галогеноводороды — соединения галогенов с водородом, например HF и HCl. В их формулах на один атом водорода приходится один атом галогена, поскольку галоген обычно проявляет степень окисления −1, а водород — +1. Это соотношение помогает составлять формулы соединений. В воде некоторые галогеноводороды образуют кислоты.

Как это устроено

Галогены расположены в 17-й группе периодической системы, а номер группы отражает число электронов на внешнем уровне у этих элементов. У атома хлора, например, электронная конфигурация внешнего слоя 3s²3p⁵: всего там семь электронов. До завершённого внешнего слоя не хватает одного электрона. Поэтому атомы галогенов часто принимают электрон и превращаются в устойчивые отрицательные ионы.

Способность принимать электроны объясняет окислительные свойства галогенов: окислитель принимает электроны у другой частицы. Чем охотнее частица принимает электрон, тем сильнее её окислительная активность. Убывающий ряд активности простых веществ таков: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Значит, фтор — самый сильный окислитель из перечисленных, а иод — самый слабый.

Вниз по группе добавляются новые электронные слои, поэтому растёт радиус атома. Внешние электроны оказываются дальше от ядра, а внутренние слои частично ослабляют притяжение ядра. Из-за этого ядру всё труднее притянуть электрон, который присоединяется при реакции. Так объясняется уменьшение окислительной активности от фтора к иоду.

Молекулы простых веществ галогенов состоят из двух атомов, но между отдельными молекулами также действуют силы притяжения. Вниз по группе молекулы становятся крупнее, и притяжение между ними усиливается. Чтобы разделить их и перевести вещество в жидкость или газ, требуется больше энергии, поэтому повышаются температуры плавления и кипения. Этим объясняются переход от газов F₂ и Cl₂ к жидкому Br₂ и твёрдому I₂, а также постепенное потемнение окраски.

При реакции с металлами галогены принимают электроны, а атомы металла их отдают: образуются соли — галогениды. С водородом галогены образуют галогеноводороды, причём условия и энергичность реакции различаются. Различия в активности особенно наглядны в растворах солей: более сильный окислитель забирает электроны у галогенид-ионов менее активного галогена. Поэтому свободный хлор вытесняет бром из бромида, но бром не вытесняет хлор из хлорида.

Сравнение простых веществ галогенов

Таблица позволяет сравнить физические признаки галогенов и увидеть общие типы реакций. Для проверки вытеснения из соли пользуйся рядом активности, а не только окраской или агрегатным состоянием. Уравнения показывают соотношение частиц и позволяют проверить сохранение числа атомов.

Разбор задач

Задача 1. Составьте формулы соединений хлора с натрием и водородом и укажите тип частиц в хлориде натрия. Нужно учесть, что атом хлора способен принять один электрон, а атом натрия — отдать один. Для водородного соединения используем соотношение атомов, при котором суммарная степень окисления равна нулю. Решение:

1. Натрий отдаёт один электрон и образует Na⁺, хлор принимает один и образует Cl⁻.
2. Заряды уравновешиваются в отношении один к одному, поэтому формула соли — NaCl.
3. В соединении хлора с водородом формула также HCl: одному атому водорода соответствует один атом хлора.
4. В NaCl находятся ионы Na⁺ и Cl⁻, а не отдельные молекулы NaCl.

Ответ: NaCl и HCl; хлорид натрия состоит из катионов Na⁺ и анионов Cl⁻. Проверка: заряды ионов в формульной единице взаимно компенсируются.

Задача 2. Допишите реакцию хлора с раствором бромида калия и определите, какая частица окисляется и какая восстанавливается. Сначала сравним активности: хлор активнее брома, поэтому может вытеснить его из соли. Затем расставим коэффициенты и проследим изменение зарядов. Решение:

1. Записываем схему: Cl₂ + KBr → KCl + Br₂.
2. Чтобы получить две молекулы KCl и собрать атомы брома в Br₂, ставим коэффициент 2 перед KBr и KCl: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂.
3. Бромид-ионы Br⁻ отдают электроны и превращаются в Br₂ — они окисляются.
4. Молекула Cl₂ принимает электроны и превращается в Cl⁻ в составе KCl — хлор восстанавливается.

Ответ: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂; окисляется Br⁻, восстанавливается Cl₂. Ионы K⁺ не меняются и остаются в растворе.

Задача 3. Через раствор бромида натрия и иодида натрия пропускают хлор. Определите, какие галогены выделятся, запишите реакции и объясните результат. Хлор активнее и брома, и иода, поэтому способен вытеснить оба из их солей. Для каждой соли отдельно запишем и уравняем реакцию. Решение:

1. Сравниваем положения: Cl₂ активнее Br₂ и I₂.
2. Для бромида: Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂.
3. Для иодида: Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂.
4. В обоих случаях Cl₂ принимает электроны, а ионы Br⁻ или I⁻ отдают их и переходят в простые вещества.

Ответ: выделятся бром Br₂ и иод I₂. Возможность обеих реакций следует из правила: более активный галоген вытесняет менее активный из раствора его соли.

Типичные ошибки

Ошибка — записывать простые вещества как F, Cl, Br и I, забывая, что их молекулы двухатомны. Так происходит, когда символ элемента принимают за формулу вещества. Проверяй, идёт ли речь об атоме или о простом веществе: для молекул нужны индексы ₂ — F₂, Cl₂, Br₂, I₂. В уравнениях реакций начинай именно с молекулярной формулы галогена.

Ошибка — считать, что активность галогенов растёт вниз по группе. Можно ошибочно перенести на них закономерность, характерную для некоторых других групп. У галогенов окислительная активность, наоборот, уменьшается: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Чтобы проверить себя, спроси, какой галоген легче принимает электрон: фтор или иод.

Ошибка — смешивать атом хлора и молекулу хлора. Атом Cl присоединяет электрон и становится Cl⁻, а молекула Cl₂ — форма простого вещества и окислитель в реакции. Путаница возникает из-за похожих обозначений, но число атомов в записи разное. Перед составлением уравнения проверь, указана ли частица или молекула.

Ошибка — полагать, что любой галоген вытесняет другой из соли. Реакция возможна не всегда: свободный галоген должен быть активнее галогена в составе соли. Сначала расположи оба галогена в ряду F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂, затем сравни их. Если свободный галоген стоит ниже, вытеснения не будет.

Связь с другими темами

Для понимания галогенов нужны знания о строении атома, электронных оболочках и положении элементов в периодической системе. Представление об ионах помогает объяснить образование солей и галогенидов. При разборе реакций пригодятся степени окисления и правила составления окислительно-восстановительных уравнений. Эти знания затем применяются к галогеноводородам, растворам кислот и закономерностям изменения свойств элементов в группах.

Что запомнить

• Галогены — элементы главной подгруппы VII группы.
• Молекулы простых веществ галогенов двухатомны.
• Атом галогена способен присоединить один электрон и образовать галогенид-ион.
• Окислительная активность галогенов уменьшается сверху вниз по группе.
• Более активный галоген вытесняет менее активный из раствора его соли.
• Вниз по группе увеличиваются агрегатная плотность и температуры плавления и кипения; окраска становится темнее.