Галогены

Галогены (фтор, хлор, бром, иод) — элементы VIIА группы; на внешнем уровне у них семь электронов, до завершения не хватает одного. Поэтому галогены — сильные окислители, и их активность падает от фтора к иоду по мере роста радиуса атома. Простые вещества состоят из двухатомных молекул: \(\ce{F2}\) — светло-жёлтый газ, \(\ce{Cl2}\) — жёлто-зелёный газ, \(\ce{Br2}\) — красно-бурая жидкость, \(\ce{I2}\) — фиолетово-чёрные кристаллы, которые при нагревании возгоняются.

Хлор

Хлор реагирует с металлами, давая соли высшей степени окисления, с водородом — на свету со взрывом, с неметаллами (фосфор, сера). С водой реагирует обратимо, образуя хлорную воду, со щелочами диспропорционирует:

\[ \ce{2Fe + 3Cl2 ->[t^\circ] 2FeCl3}; \qquad \ce{H2 + Cl2 ->[h\nu] 2HCl}; \qquad \ce{Cl2 + H2O <=> HCl + HClO} \]

\[ \ce{Cl2 + 2NaOH -> NaCl + NaClO + H2O}; \qquad \ce{3Cl2 + 6KOH ->[t^\circ] 5KCl + KClO3 + 3H2O}; \qquad \ce{2Cl2 + 2Ca(OH)2 -> CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O} \]

Хлор окисляет многие восстановители: соли железа(II), сероводород, сернистый газ, аммиак:

\[ \ce{2FeCl2 + Cl2 -> 2FeCl3}; \qquad \ce{H2S + Cl2 -> S v + 2HCl}; \qquad \ce{SO2 + Cl2 + 2H2O -> H2SO4 + 2HCl}; \qquad \ce{8NH3 + 3Cl2 -> N2 + 6NH4Cl} \]

В лаборатории хлор получают действием окислителей (\(\ce{MnO2}\), \(\ce{KMnO4}\), \(\ce{K2Cr2O7}\), \(\ce{KClO3}\)) на концентрированную соляную кислоту, в промышленности — электролизом раствора или расплава хлорида натрия.

Сравнение активности

Более активный галоген вытесняет менее активный из растворов галогенидов: \(\ce{Cl2 + 2KBr -> 2KCl + Br2}\), \(\ce{Br2 + 2KI -> 2KBr + I2}\); обратные реакции не идут. Фтор настолько активен, что окисляет даже воду: \(\ce{2F2 + 2H2O -> 4HF + O2}\); в соединениях он всегда имеет степень окисления −1.

В ряду галогеноводородов \(\ce{HF}\), \(\ce{HCl}\), \(\ce{HBr}\), \(\ce{HI}\) растут сила кислот и восстановительные свойства: иодоводород окисляется даже концентрированной серной кислотой и ионами \(\ce{Fe^{3+}}\), а хлороводород — только сильными окислителями.

Бром и иод

Бромная вода (раствор брома, жёлто-бурая) — реагент на кратные связи, фенол и анилин. Иод почти не растворим в воде, хорошо — в спирте (иодная настойка) и в растворах иодидов; с крахмалом даёт синее окрашивание. Иод — слабый окислитель: окисляет сероводород и сульфиты, но не соли железа(II).

Кислородные соединения хлора

Хлор образует оксиды и кислородные кислоты в степенях окисления +1, +3, +5, +7. Практически важны гипохлориты (отбеливатели, хлорная известь \(\ce{CaOCl2}\)) и хлорат калия (бертолетова соль) — окислитель в спичках и источник кислорода: \(\ce{2KClO3 ->[MnO2, t^\circ] 2KCl + 3O2 ^}\).