§ 36. Общая характеристика галогенов и их соединений

Определения и обозначения

Галогены — элементы 17-й группы периодической таблицы: фтор, хлор, бром, иод и астат. Название происходит от греческих слов со значением «рождающие соли»: многие соединения этих элементов с металлами являются солями. Общее для группы — семь электронов на внешнем уровне и высокая способность принимать электрон.

Галогеноводороды — соединения галогенов с водородом, имеющие формулы HF, HCl, HBr и HI. В обычных условиях это молекулярные вещества, а их водные растворы проявляют кислотные свойства. Различайте само соединение и его раствор: например, HCl — хлороводород, а соляная кислота — его раствор в воде.

Галогениды — бинарные соединения галогенов с металлами или другими элементами. В солях галоген обычно входит в состав отрицательно заряженного иона, например в NaCl или KBr. Понятие помогает распознавать состав солей и записывать их формулы.

Галогенид-ион — частица с зарядом −1, образующаяся, когда атом галогена присоединяет один электрон. Примеры таких частиц — F⁻, Cl⁻, Br⁻ и I⁻. Их обозначение показывает и состав иона, и его заряд, что необходимо при составлении формул и уравнений реакций.

Как это устроено

Внешний электронный слой атомов галогенов описывается формулой ns²np⁵. Для заполнения этого слоя до восьми электронов не хватает одного, поэтому при взаимодействии с металлами атом галогена часто принимает электрон и превращается в X⁻. Так объясняется степень окисления −1 в обычных солях, например в NaCl; однако это не единственная возможная степень окисления галогенов во всех соединениях.

В атоме галогена есть неспаренный электрон, и два таких атома могут образовать общую электронную пару. Поэтому простые вещества обычно состоят не из отдельных атомов, а из двухатомных молекул X₂. Вниз по группе увеличиваются атомы и молекулы, а значит, усиливается притяжение между молекулами; на их разделение требуется больше энергии.

Из-за усиления межмолекулярного притяжения температуры плавления и кипения растут сверху вниз по группе. Поэтому при комнатной температуре фтор и хлор — газы, бром — жидкость, а иод — твёрдое вещество. Окраска также темнеет: от бледно-жёлтого фтора и жёлто-зелёного хлора к красно-бурому брому и тёмному иоду.

Чтобы окислить другое вещество, молекула галогена должна принять электроны и перейти в галогенид-ионы. Вниз по группе радиус атома увеличивается, поэтому притяжение ядра к присоединяемому электрону ослабевает; в результате окислительная способность простых веществ уменьшается в ряду F₂, Cl₂, Br₂, I₂. Более активный галоген способен принять электроны у ионов менее активного галогена и вытеснить его из раствора соли.

Галогены реагируют с водородом с образованием галогеноводородов, например H₂ + Cl₂ → 2HCl; их реакционная способность в целом ослабевает от фтора к иоду. С металлами галогены образуют галогениды: например, 2Na + Cl₂ → 2NaCl. Свойства продуктов зависят от состава и связи: в молекуле HCl связь ковалентная, а в NaCl вещество образовано ионами Na⁺ и Cl⁻; в воде галогеноводороды проявляют кислотные свойства.

Сравнительная характеристика галогенов

В таблице сравнивайте элементы по одному признаку: так заметнее, какие свойства меняются регулярно вниз по группе. Ряд окислительной способности позволяет предсказать вытеснение галогена из соли. Для реакции с водородом учитывайте условия: лёгкость реакции тоже меняется в ряду.

Разбор задач

Задача 1. Укажите число электронов на внешнем уровне атома хлора и объясните, какой ион он образует при взаимодействии с натрием.

1. Хлор находится в 17-й группе, поэтому его внешний электронный слой содержит семь электронов.
2. До завершённого внешнего слоя не хватает одного электрона. Атом хлора принимает электрон от атома натрия и получает заряд −1.
3. Записываем образование иона: Cl + e⁻ → Cl⁻. Ион натрия при этом имеет заряд Na⁺, поэтому формула соли — NaCl.

Ответ: у хлора семь внешних электронов; при взаимодействии с натрием он образует ион Cl⁻.

Задача 2. Запишите уравнение реакции хлора с раствором бромида калия и укажите, какое вещество окисляется, а какое восстанавливается.

1. Хлор активнее брома, поэтому он может вытеснить бром из раствора его соли. Ион калия в окислительно-восстановительном процессе не меняется.
2. Составляем и уравниваем реакцию: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂.
3. Бромид-ионы отдают электроны: 2Br⁻ → Br₂ + 2e⁻, значит, они окисляются. Хлор принимает эти электроны: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻, значит, хлор восстанавливается.

Ответ: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂; окисляются Br⁻, восстанавливается Cl₂.

Задача 3. Какие реакции возможны при смешивании растворов KCl, KBr и KI с раствором брома? Запишите уравнения протекающих реакций.

1. Сравниваем активность: Br₂ слабее окислитель, чем Cl₂, но сильнее, чем I₂. Поэтому бром не вытеснит хлор из KCl, но вытеснит иод из KI.
2. С раствором KCl реакции вытеснения нет: бром не может окислить Cl⁻ до Cl₂.
3. Для бромида обмен галогенов не даёт реакции вытеснения, поскольку Br₂ и Br⁻ соответствуют одному элементу. Для иодида записываем уравнение: Br₂ + 2KI → 2KBr + I₂.

Ответ: реакция идёт только с KI: Br₂ + 2KI → 2KBr + I₂. Иодид-ионы окисляются до I₂, а Br₂ восстанавливается до Br⁻.

Типичные ошибки

Считать, что простые вещества галогенов состоят из отдельных атомов, — ошибка: обычно их формулы X₂. Её допускают, перенося на простое вещество обозначение химического элемента. Проверка простая: при записи реакции учитывайте двухатомные молекулы, например Cl₂, а не Cl.

Нельзя переносить степень окисления −1 на все соединения галогенов: в соединениях с кислородом или более электроотрицательным галогеном возможны другие значения. Ошибка возникает из-за правила, знакомого по солям металлов. Перед назначением степени окисления проверьте состав вещества и сравните электроотрицательности элементов.

Не каждый галоген вытесняет любой другой из раствора соли. Реакция идёт, только если свободный галоген активнее того, который входит в состав галогенида; иначе частицы не обмениваются электронами в нужном направлении. Сверяйтесь с рядом F₂, Cl₂, Br₂, I₂ и сначала установите, какой элемент стоит выше.

HCl и соляная кислота — не одно и то же: первое обозначение относится к хлороводороду, второе — к его водному раствору. Их путают, потому что раствор сохраняет формулу растворённого вещества. Проверяйте, указано ли агрегатное состояние или наличие воды: именно раствор HCl проявляет свойства кислоты.

Связь с другими темами

Для объяснения свойств галогенов нужны знания о строении атома, электронных конфигурациях внешнего уровня и периодическом законе. Электроотрицательность помогает разбирать химическую связь и степени окисления, а умение определять их понадобится в уравнениях реакций. Далее эти знания применяются при изучении окислительно-восстановительных процессов, кислот и солей.

Понятие галогенид-иона связывает тему с качественными реакциями на ионы и анализом состава растворов. Сравнение галогенов помогает предсказывать, пойдёт ли реакция вытеснения, а свойства галогеноводородов — понимать поведение кислот. Поэтому при решении задач важно рассматривать и строение частиц, и условия реакции.

Что запомнить

• Галогены — элементы 17-й группы с семью электронами на внешнем уровне.
• Простые вещества галогенов имеют состав X₂.
• При движении сверху вниз по группе радиус атома галогена увеличивается.
• Окраска галогенов становится темнее, а агрегатное состояние меняется от газа к жидкости и твёрдому веществу.
• Окислительная способность простых веществ ослабевает в ряду F₂, Cl₂, Br₂, I₂.
• Более активный галоген может вытеснить менее активный из раствора его галогенида.
• В солях галогениды обычно содержат ионы с зарядом −1.