§ 25. Галогены

Определения и обозначения

Галогены — элементы 17-й группы главной подгруппы: фтор, хлор, бром, иод и астат. Название происходит от греческих слов со значением «рождающие соли»: многие соединения галогенов с металлами — соли. Символом X часто обозначают любой галоген, если речь идёт о группе элементов. Это обозначение помогает записывать общие свойства и формулы, не перечисляя каждый элемент отдельно.

Простые вещества-галогены состоят из двухатомных молекул X₂: F₂, Cl₂, Br₂ и I₂. Связь между одинаковыми атомами ковалентная неполярная, потому что общая электронная пара притягивается ими одинаково. Индекс 2 показывает число атомов в молекуле, а не заряд. Знание состава необходимо, чтобы верно записывать уравнения реакций.

Галогениды — бинарные соединения, в состав которых входят галоген и другой элемент. В соединениях с металлами галоген обычно представлен галогенид-ионом X⁻, который образуется при присоединении одного электрона к атому. Например, в NaCl частицы описывают как Na⁺ и Cl⁻. Понимание заряда иона помогает составлять формулы солей и уравнивать реакции.

Галогеноводороды — соединения галогенов с водородом общей формулы HX, например HCl и HBr. При растворении в воде они образуют растворы с кислотными свойствами. Само обозначение HX показывает соотношение атомов, но не говорит об одинаковой силе кислот: фтороводородная кислота слабая, а растворы большинства других галогеноводородов — сильные кислоты. Это различие важно при изучении свойств кислот и их реакций.

Как это устроено

На внешнем электронном уровне атома галогена находятся семь электронов. До устойчивой конфигурации ближайшего благородного газа не хватает одного электрона, поэтому атому энергетически выгодно его принять. Так образуется отрицательно заряженный ион X⁻, особенно в соединениях с металлами. Именно строение внешнего слоя объясняет типичную степень окисления −1.

В молекуле X₂ каждый атом предоставляет по одному электрону для общей пары. Благодаря этой паре оба атома получают завершённый внешний электронный слой, а одинаковое притяжение пары делает связь неполярной. При взаимодействии с металлами атомы галогена принимают электроны, а металл их отдаёт. У хлора, брома и иода возможны и положительные степени окисления в соединениях с более электроотрицательными элементами, например кислородом; фтор положительных степеней окисления не проявляет.

Сверху вниз по группе атомы становятся крупнее, а вместе с ними увеличиваются и молекулы галогенов. В крупных молекулах электронные оболочки легче деформируются, поэтому между молекулами усиливается притяжение. Чтобы преодолеть его, требуется больше энергии: температуры плавления и кипения в целом возрастают. Поэтому при комнатной температуре фтор и хлор — газы, бром — жидкость, а иод — твёрдое вещество; окраска простых веществ также становится интенсивнее.

Галоген может окислять другое вещество, если принимает от него электроны. Вниз по группе внешний уровень удаляется от ядра и сильнее экранируется внутренними электронами, поэтому присоединить электрон становится труднее. Отсюда ряд убывания окислительной способности: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Фтор — самый сильный окислитель среди галогенов, а иод — самый слабый из перечисленных.

С металлами галогены образуют галогениды, а с водородом — галогеноводороды. При этом скорость и условия реакции с водородом зависят от галогена: фтор реагирует очень бурно, для хлора обычно нужен свет, а реакция иода обратима и требует нагревания. Более активный галоген способен принять электроны у галогенид-ионов менее активного элемента. Поэтому хлор вытесняет бром и иод из растворов их солей, но не вытесняется ими из раствора хлорида.

Сравнение простых веществ-галогенов

Сравнивайте столбцы по одной строке: так легко увидеть, какие свойства меняются закономерно, а какие связаны с конкретной реакцией. Например, физическое состояние определяется усилением притяжения между молекулами, а вытеснение из соли — сравнительной окислительной способностью. Для астата в таблице нет данных: его свойства изучены хуже из-за радиоактивности и редкости.

Разбор задач

Натрий и хлор

Задача: составить формулы продуктов и уравнять реакцию натрия с хлором. Натрий — металл, который отдаёт один электрон и превращается в Na⁺. Атом хлора принимает один электрон и превращается в Cl⁻, поэтому для нейтральной соли их соединение имеет формулу NaCl.

1. Записываем исходные вещества: Na и Cl₂. Хлор — двухатомное простое вещество, поэтому перед ним нельзя забывать индекс 2.
2. Записываем продукт NaCl и уравниваем атомы хлора: ставим коэффициент 2 перед NaCl. Теперь справа два атома натрия, поэтому ставим 2 перед Na.
3. Проверяем баланс: слева два атома Na и два атома Cl, справа столько же. Заряды ионов Na⁺ и Cl⁻ взаимно компенсируются в каждой формульной единице соли.

Уравнение реакции: 2Na + Cl₂ → 2NaCl. Проверка показывает, что коэффициенты дают одинаковое число атомов каждого элемента по обе стороны стрелки. Ответ: образуется хлорид натрия NaCl.

Хлор и бромид калия

Задача: определить, произойдёт ли реакция между раствором KBr и хлором, и записать уравнение. Сравниваем галогены: хлор сильнее брома как окислитель. Поэтому молекулы Cl₂ способны принять электроны у бромид-ионов Br⁻ и превратить их в простое вещество Br₂.

1. Определяем, какие частицы меняются: Cl₂ превращается в Cl⁻, а Br⁻ — в Br₂. Ионы K⁺ остаются в растворе и не участвуют в окислительно-восстановительном превращении.
2. Составляем сокращённое ионное уравнение: Cl₂ + 2Br⁻ → 2Cl⁻ + Br₂. Два бромид-иона отдают в сумме два электрона, которые принимает одна молекула хлора.
3. Возвращаем ионы калия, чтобы записать молекулярное уравнение. Два иона K⁺ соединяются с двумя ионами Cl⁻, образуя KCl.

Уравнение: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂. Оно сбалансировано по атомам и заряду, а реакция действительно происходит, потому что хлор активнее брома. Ответ: хлор вытесняет бром из раствора бромида калия.

Количество образовавшегося иода

Задача: через раствор, содержащий 0,20 моль KI, пропустили избыток хлора; найти количество образовавшегося иода. Избыток хлора означает, что ограничивающим реагентом является иодид калия. Сначала нужно определить соотношение реагирующих веществ по уравнению, а затем применить его к количеству KI.

1. Записываем реакцию вытеснения: Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂. Два иодид-иона отдают электроны, а два атома иода объединяются в одну молекулу I₂.
2. По коэффициентам видно, что 2 моль KI дают 1 моль I₂. Следовательно, количество иода вдвое меньше количества прореагировавшего иодида калия.
3. Вычисляем: n(I₂) = 0,20 моль ÷ 2 = 0,10 моль. Избыток хлора позволяет считать, что весь KI вступил в реакцию.

Ответ: образовалось 0,10 моль I₂. Проверка по уравнению: на 0,20 моль KI требуется 0,10 моль Cl₂ и образуется 0,10 моль KCl вместе с 0,10 моль I₂. Значения соответствуют коэффициентам реакции.

Типичные ошибки

Ошибка — записывать простые вещества галогенов как одноатомные, например Cl вместо Cl₂. Так делают, перенося на галогены привычную запись металлических элементов или атомов в формулах соединений. Проверка: вспомните, что простые вещества фтора, хлора, брома и иода состоят из двухатомных молекул, и проверьте число атомов в уравнении.

Ошибка — считать, что все галогены при комнатной температуре имеют одинаковое состояние и окраску. Это предположение возникает, если запомнить только один знакомый пример, например газообразный хлор. В действительности вниз по группе вещества переходят от газов к жидкости и твёрдому состоянию, а окраска становится интенсивнее; себя можно проверить по сравнению F₂, Cl₂, Br₂ и I₂ в таблице.

Ошибка — полагать, что окислительная способность увеличивается вниз по группе. Иногда её путают с ростом атомного размера или температуры кипения, хотя это разные свойства. Проверьте направление ряда: сильнее всего принимает электрон F₂, затем идут Cl₂, Br₂ и I₂.

Ошибка — записывать вытеснение менее активного галогена более слабым окислителем. Путаница возникает, если не учитывать, что при вытеснении галогенид-ион должен отдать электрон, а молекула другого галогена — принять его. Сначала сравните окислительную способность: реакция идёт, если свободный галоген активнее того, чей ион находится в растворе.

Связь с другими темами

Для объяснения свойств галогенов нужны знания о строении атома, электронных оболочках и Периодическом законе. Положение элементов в 17-й группе позволяет связать число внешних электронов с образованием ионов и характерными степенями окисления. При решении задач пригодятся правила записи формул и уравнивания реакций. Дальше эти знания применяются при изучении окислительно-восстановительных реакций, электролитической диссоциации солей, галогеноводородных кислот и природных соединений галогенов.

Что запомнить

• Галогены находятся в 17-й группе и имеют семь электронов на внешнем уровне.
• Простые вещества-галогены состоят из двухатомных молекул X₂.
• Вниз по группе увеличиваются размеры атомов и молекул.
• Фтор — самый сильный окислитель среди галогенов.
• Более активный галоген вытесняет менее активный из раствора его соли.
• Галогеноводороды имеют общую формулу HX.