§ 16. Галогены

Определения и обозначения

Галогены — элементы 17-й группы: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br) и йод (I). Название означает «рождающие соли»: галогены образуют соли при взаимодействии с металлами. В природе они часто входят в состав соединений, а простые вещества представлены двухатомными молекулами X₂. Обозначение X используют, когда речь идёт о любом атоме галогена.

Галогеноводороды — соединения галогенов с водородом, формулы которых HF, HCl, HBr и HI. Полярная связь означает, что общая электронная пара смещена к более электроотрицательному галогену. Это влияет на взаимодействие веществ с водой и на кислотные свойства растворов. Например, HCl в воде образует соляную кислоту.

Галогениды — бинарные соединения, в состав которых входит галоген; бинарными называют вещества из двух химических элементов. В солях галогены обычно представлены отрицательными ионами F⁻, Cl⁻, Br⁻ или I⁻. Примеры: NaF — фторид натрия, KCl — хлорид калия, KBr — бромид калия, KI — йодид калия. Название иона помогает определить, какой именно галоген содержится в соли.

Межгалогенные соединения образованы атомами разных галогенов. Для простейших соединений типична формула XY, где X и Y — разные галогены, например ICl. В более сложных формулах, таких как ClF₃ или IF₅, центральное положение обычно занимает более крупный и менее электроотрицательный атом. Эти формулы показывают, что галогены могут соединяться не только с водородом и металлами.

Как это устроено

Внешний электронный слой атома галогена имеет конфигурацию ns²np⁵: на нём семь электронов. Для устойчивой конфигурации, подобной внешнему слою благородного газа, нужен ещё один электрон. Поэтому в солях галоген часто принимает электрон и становится ионом X⁻; например, атом хлора образует Cl⁻. В молекулах и ковалентных соединениях характер связи может быть иным, но стремление завершить внешний слой объясняет высокую реакционную способность галогенов.

В простом веществе два одинаковых атома объединяются в молекулу X₂ общей электронной парой. Поскольку атомы одинаковы, пара не смещена к одному из них, и молекула неполярна. Между такими молекулами действуют сравнительно слабые силы притяжения. Вниз по группе молекулы становятся крупнее и их электронные оболочки легче деформируются, поэтому притяжение усиливается, а температуры плавления и кипения в целом повышаются.

Цвет молекул галогенов вниз по группе становится темнее: меняется взаимодействие электронов с видимым светом. Одновременно меняется агрегатное состояние при комнатной температуре: F₂ и Cl₂ — газы, Br₂ — жидкость, I₂ — твёрдое вещество. Главная химическая тенденция — снижение окислительной способности от F₂ к I₂. Окислитель принимает электроны; атомы крупных галогенов в среднем притягивают дополнительный электрон слабее, поэтому молекулы X₂ всё менее охотно превращаются в ионы X⁻.

Галогены реагируют с водородом, потому что при передаче общей электронной пары галоген приобретает электронную плотность, а водород — устойчивое состояние. Образуются HF, HCl, HBr и HI, но прочность связи H–X уменьшается вниз по группе, так как атомы галогена становятся крупнее и связь удлиняется. Поэтому термическая устойчивость галогеноводородов падает от HF к HI. Сила кислот в водном растворе меняется иначе: HF — слабая кислота, а HCl, HBr и HI — сильные; ослабление связи H–X облегчает отдачу протона.

Более сильный окислитель может принять электроны у ионов менее сильного галогена. Поэтому хлор вытесняет бром и йод из растворов их солей, а бром вытесняет йод; обратные реакции в обычных условиях не идут. Фтор — самый сильный окислитель, но в воде он прежде всего окисляет саму воду до кислорода, образуя HF. В щелочной среде фтор также реагирует с водой, поэтому его поведение нельзя описывать по аналогии с хлором.

Сравнение простых веществ галогенов

Таблица помогает одновременно сравнить физические свойства и химическую активность: при движении вниз по группе физические температуры растут, а окислительная способность уменьшается. При прогнозе реакции вытеснения сначала сравнивайте окислители, а затем учитывайте, что фтор в водном растворе реагирует с водой. Значения окраски приведены для простых веществ, а не для их растворов.

Разбор задач

Электронная конфигурация хлора

Задача: запишите электронную конфигурацию атома хлора и объясните, почему в соединениях он часто образует ион Cl⁻. У хлора порядковый номер 17, значит, в нейтральном атоме 17 электронов. Нужно распределить их по уровням и проверить число электронов на внешнем уровне.

1. Записываем конфигурацию: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. На третьем, внешнем уровне находятся семь электронов.
2. Для завершения внешнего уровня до восьми хлору достаточно принять один электрон. При этом образуется отрицательно заряженный ион Cl⁻.
3. Проверяем заряд: у иона электронов на один больше, чем протонов, поэтому заряд равен −1. В соединениях с металлами такая форма особенно характерна.

Ответ: конфигурация хлора — 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵; принимая один электрон, атом образует Cl⁻ с завершённым внешним слоем.

Реакция хлора с бромидом калия

Задача: составьте уравнение реакции хлора с раствором бромида калия и определите, какой галоген окисляется, а какой восстанавливается. Сначала решаем, возможна ли реакция: хлор сильнее брома как окислитель. Затем записываем переход электронов и проверяем баланс атомов и зарядов.

1. Хлор принимает электроны: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻. Значит, Cl₂ восстанавливается.
2. Бромид-ионы отдают электроны: 2Br⁻ → Br₂ + 2e⁻. Значит, Br⁻ окисляется до простого вещества Br₂.
3. Складываем полуреакции: Cl₂ + 2Br⁻ → 2Cl⁻ + Br₂. Ионы K⁺ не изменяются, поэтому молекулярное уравнение — Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂.

Ответ: выделяется бром; окисляются Br⁻, восстанавливается Cl₂. Уравнение сбалансировано: с обеих сторон по два атома галогенов каждого вида, а суммарный заряд ионного уравнения равен нулю.

Хлор и смесь бромида с йодидом

Задача: через раствор смеси Br⁻ и I⁻ пропустили хлор. Нужно определить продукты, записать реакции и объяснить, как различить выделившиеся галогены. Сравниваем ряд окислителей: хлор сильнее и брома, и йода, поэтому способен окислить оба вида ионов.

1. Для бромид-ионов записываем: Cl₂ + 2Br⁻ → 2Cl⁻ + Br₂. В молекулярной форме с калием: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂.
2. Для иодид-ионов записываем: Cl₂ + 2I⁻ → 2Cl⁻ + I₂. В молекулярной форме: Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂.
3. Если хлор в избытке, он окисляет оба галогенид-иона; при недостатке количество продуктов зависит от количества реагента и условий. Br₂ в органическом растворителе даёт оранжевую окраску, а I₂ — фиолетовую; в воде йод выглядит бурым, поэтому для надёжного различения используют подходящий органический растворитель или крахмал для йода.

Ответ: образуются Br₂ и I₂, а в растворе остаются соли хлорида. Их различают по характерным окраскам, учитывая среду: особенно наглядны оранжевая окраска брома и фиолетовая окраска паров или раствора йода в органическом растворителе.

Типичные ошибки

Ошибка — считать, что все галогены при комнатной температуре являются газами. Это впечатление может возникнуть из-за того, что первые представители группы — фтор и хлор — газы. Проверка проста: запомните переход F₂ и Cl₂ (газы), Br₂ (жидкость), I₂ (твёрдое вещество); он связан с усилением притяжения между крупными молекулами.

Не смешивайте окислительную способность атома и простого вещества. В реакциях сравнивают, насколько легко молекула X₂ принимает электроны и превращается в X⁻, а не судят о способности только по заряду иона или размеру атома. Чтобы проверить вывод, запишите полуреакцию X₂ + 2e⁻ → 2X⁻ и сопоставьте вещества в ряду F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂.

Неверно полагать, что любой галоген вытесняет любой другой из раствора его соли. Такую реакцию может провести лишь более сильный окислитель: например, бром вытесняет йод, но не хлор. Самопроверка — расположить свободный галоген и галогенид в ряду окислительной способности и убедиться, что свободный галоген стоит выше того, который должен выделиться.

Реакцию фтора с водой нельзя записывать по аналогии с хлором. Хлор образует в воде HCl и HClO, а фтор окисляет воду с выделением кислорода: 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂. Проверяйте продукты по изменению степеней окисления: кислород в воде переходит из −2 в 0, а фтор восстанавливается до −1.

Связь с другими темами

Для понимания галогенов нужны знания о строении атома, электронных конфигурациях и периодическом законе: так объясняются семь внешних электронов и тенденции свойств внутри группы. Умение определять степени окисления и составлять окислительно-восстановительные уравнения помогает разбирать реакции вытеснения и различать окислитель с восстановителем. Дальше эти знания пригодятся при изучении галогеноводородов, галогенидов, качественных реакций на галогенид-ионы и химических свойств неметаллов.

Что запомнить

• Внешний электронный слой атома галогена имеет конфигурацию ns²np⁵.
• Простые вещества галогенов состоят из двухатомных молекул X₂.
• Вниз по группе окраска галогенов темнеет, а температуры плавления и кипения в целом растут.
• Окислительная способность простых веществ уменьшается в ряду F₂, Cl₂, Br₂, I₂.
• Более сильный окислитель вытесняет менее сильный галоген из раствора его галогенида.
• Фтор взаимодействует с водой иначе, чем остальные рассматриваемые галогены.