§ 18. Фтор, бром, иод и их соединения

Определения и обозначения

Фтор, бром и иод — галогены, элементы 17-й группы периодической системы. Их атомы имеют по семь электронов на внешнем уровне, а простые вещества состоят из двухатомных молекул F₂, Br₂ и I₂. Для галогенов характерна степень окисления −1, а для Br и I возможны также положительные степени окисления в соединениях с более электроотрицательными элементами. Это помогает предсказывать состав веществ и сравнивать свойства элементов одной группы.

Фтор — наиболее электроотрицательный химический элемент, то есть он сильнее всех притягивает к себе общую электронную пару связи. Поэтому в соединениях фтору приписывают степень окисления −1, а положительной степени окисления он не проявляет. Это правило нужно учитывать при составлении формул и расстановке степеней окисления.

Галогеноводород — молекулярное соединение водорода с галогеном общей формулы HX, например HF или HBr. При растворении такого вещества в воде образуется галогеноводородная кислота: газообразный HCl и соляная кислота — не одно и то же. Различие важно, потому что кислотные свойства проявляются в водном растворе.

Галогениды — соли и другие соединения, содержащие фторид-, бромид- или иодид-ионы F⁻, Br⁻ и I⁻. Например, NaBr — бромид натрия, а CaF₂ — фторид кальция. Название указывает, какой галогенид-ион входит в состав вещества, и помогает выбрать качественную реакцию для его обнаружения.

Как это устроено

На внешнем уровне атомов галогенов семь электронов, поэтому до устойчивой заполненной оболочки им не хватает одного. Принимая электрон, атом превращается в отрицательно заряженный галогенид-ион; в этом процессе галоген окисляет партнёра, то есть принимает электроны, а сам восстанавливается. Такая склонность объясняет окислительные свойства F₂, Br₂ и I₂. Чем легче молекула простого вещества принимает электроны в реакции, тем сильнее выражено её окислительное действие.

При обычных условиях F₂ — бледно-жёлтый газ, Br₂ — красно-бурая летучая жидкость, I₂ — тёмно-серое кристаллическое вещество с фиолетовыми парами при нагревании. Вниз по группе молекулы становятся крупнее и легче поляризуются, а притяжение между молекулами усиливается. Поэтому для перехода в газ нужно больше энергии: агрегатное состояние меняется от газа к жидкости и твёрдому веществу. Окраска тоже становится более насыщенной от фтора к иоду.

Окислительная способность простых галогенов уменьшается в ряду F₂ > Br₂ > I₂. Это связано с тем, что атомам, расположенным выше в группе, в целом легче присоединить электрон в химической реакции. Более сильный окислитель забирает электроны у ионов менее активного галогена и вытесняет его из раствора соли. Например, Br₂ окисляет I⁻ до I₂, но I₂ не может окислить Br⁻ до Br₂.

Металлы обычно отдают электроны галогенам и образуют ионные галогениды: например, 2Na + Br₂ → 2NaBr. Фтор реагирует с металлами очень активно, тогда как бром и иод взаимодействуют менее энергично; конкретные условия зависят от металла и нагревания. С водородом фтор реагирует особенно бурно, даже на холоде и в темноте; хлор также реагирует легко, а для брома и особенно иода нужны более жёсткие условия. Образующиеся HX имеют ковалентную связь, а в воде их кислотные свойства связаны с образованием ионов.

От HF к HI связь H–X становится слабее, поэтому молекулам легче отдавать протон воде, а сила галогеноводородных кислот возрастает: HF < HCl < HBr < HI. HF остаётся слабой кислотой, поскольку прочная связь H–F затрудняет ионизацию. При этом плавиковая кислота опасна и способна взаимодействовать со стеклом, поэтому её нельзя хранить в обычной стеклянной посуде. Сила кислоты в воде не тождественна окислительной способности простого галогена: это разные свойства и разные процессы.

Сравнение фтора, брома и иода и их соединений

Сначала сравнивайте простые вещества как окислители, а затем отдельно — их ионы как восстановители: направления рядов противоположны. Строка о реакции с водородом показывает общую тенденцию, но реальные условия зависят от конкретной реакции. Для распознавания ионов особенно полезна последняя строка: внешний вид осадка помогает отличить Br⁻ и I⁻, а растворимость AgF объясняет отсутствие осадка с F⁻.

Разбор задач

1. Вытеснение иода бромом

Условие. Определите, протекает ли реакция Br₂ с раствором NaI; запишите уравнение и укажите окислитель и восстановитель.

1. Сравним окислители: Br₂ сильнее I₂, поэтому бром может окислить иодид-ионы I⁻ до свободного иода.
2. Полуреакции: 2I⁻ → I₂ + 2e⁻; Br₂ + 2e⁻ → 2Br⁻. Электроны сокращаются, а коэффициенты согласованы.
3. Добавим ионы натрия как зритель-ионы и получим молекулярное уравнение: Br₂ + 2NaI → 2NaBr + I₂.

Ответ. Реакция протекает; окислитель — Br₂, восстановитель — I⁻ в составе NaI. Образовавшийся иод можно заметить по окраске раствора или извлечь органическим растворителем.

2. Хлорная вода и раствор галогенидов

Условие. Через раствор с Cl⁻, Br⁻ и I⁻ пропускают хлорную воду, затем добавляют AgNO₃. Нужно описать превращения и признаки.

1. Хлор сильнее брома и иода как окислитель: Cl₂ + 2Br⁻ → 2Cl⁻ + Br₂; Cl₂ + 2I⁻ → 2Cl⁻ + I₂. Ионы Cl⁻ при этом не окисляются хлором.
2. При постепенном добавлении хлорной воды сначала может выделиться I₂, затем Br₂; окраску можно наблюдать или извлечь галогены органическим растворителем. При избытке хлора оба галогена переходят в простые вещества, а в водном растворе остаются хлорид-ионы.
3. После полного окисления Br⁻ и I⁻ добавление AgNO₃ даёт белый осадок AgCl: Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓. Если взять отдельные порции исходного раствора без предварительного окисления, AgBr будет кремовым, а AgI — жёлтым.

Ответ. Хлорная вода вытесняет бром и иод, но не сам хлор из хлорида. После избытка реагента нитрат серебра обнаруживает оставшийся Cl⁻ белым осадком AgCl; для сохранения Br⁻ и I⁻ перед добавлением AgNO₃ хлорную воду не используют.

3. Расчёт состава смеси NaBr и NaI

Условие. Смесь NaBr и NaI массой 10,0 г обработали избытком хлорной воды, а образовавшиеся галогены извлекли растворителем. Числовое значение массы или количества одного из продуктов в условии не приведено, поэтому единственный численный состав определить нельзя; покажем расчёт через измеренные данные.

1. Обозначим количества веществ NaBr и NaI через x и y. Тогда 103x + 150y = 10,0, где 103 и 150 г/моль — приближённые молярные массы солей.
2. По уравнениям Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂ и Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂ один моль соли даёт половину моля соответствующего галогена. Значит, n(Br₂) = x/2, а n(I₂) = y/2.
3. Если известны массы извлечённых продуктов, находим количества: n(Br₂) = m(Br₂)/160 и n(I₂) = m(I₂)/254. Затем вычисляем x = 2n(Br₂), y = 2n(I₂) и проверяем, что 103x + 150y близко к 10,0 г с учётом округления.

Ответ. Для численного результата нужна масса хотя бы одного продукта (при точном разделении и условии, что в смеси только две соли), либо данные о количестве обоих галогенов. Если известна только общая масса исходной смеси, составов может быть много; это не позволяет определить x и y однозначно.

Типичные ошибки

Считать окислительную способность всех галогенов одинаковой — ошибка: её нередко принимают за неизменное свойство группы. На самом деле ряд таков: F₂ > Br₂ > I₂, поэтому перед записью реакции проверьте, кто из участников сильнее окисляет. Если предполагаемый продукт требует, чтобы более слабый галоген вытеснил более сильный, реакция не пойдёт.

Приписывать фтору положительную степень окисления по аналогии с бромом и иодом нельзя: фтор притягивает электронную пару сильнее любого элемента. Проверка проста: в соединениях фтор всегда −1, а сумма степеней окисления должна соответствовать заряду вещества. Положительные степени окисления характерны для Br и I в некоторых соединениях с кислородом или фтором, но не для F.

Галогеноводород и галогеноводородная кислота — не взаимозаменяемые названия: первое обозначает HX как вещество, второе — его водный раствор. Путаница возникает потому, что формулы часто записывают одинаково. Уточните агрегатное состояние и среду: именно в воде возникают ионы и проявляются кислотные свойства.

Нельзя решать задачу вытеснения, сравнивая активность галогенид-ионов вместо простых галогенов. Ионы менее активного галогена окисляются более сильным галогеном-окислителем, например I⁻ — бромом. Для самопроверки запишите электронный переход: галогенид-ион отдаёт электроны, а молекула галогена их принимает.

Связь с другими темами

Для понимания галогенов нужны знания о строении атома, электронных конфигурациях и периодическом изменении свойств элементов в группе. При разборе реакций пригодятся понятия степени окисления, окислителя и восстановителя, электронный баланс и сокращённые ионные уравнения. Эти умения применяются при изучении химических свойств неметаллов, качественных реакций на анионы и природных соединений галогенов. Они также помогают связывать наблюдаемые признаки реакции — например, цвет осадка — с превращениями частиц.

Что запомнить

• Фтор, бром и иод относятся к галогенам и образуют двухатомные молекулы F₂, Br₂ и I₂.
• Окислительная способность простых веществ убывает в ряду F₂ > Br₂ > I₂.
• Более сильный галоген-окислитель вытесняет менее активный галоген из раствора его галогенида.
• В соединениях фтор имеет степень окисления −1.
• Сила галогеноводородных кислот в водном растворе возрастает от HF к HI.
• Ионы Ag⁺ образуют с галогенид-ионами малорастворимые осадки, различающиеся цветом и растворимостью.