Галогены

Галоге́ны (от греч. ἅλς, род. падеж ἁλός – соль и ...генез; галоиды), химические элементы 17-й группы длинной формы периодической системы: фтор, хлор, бром, иод и астат. Теннессин формально относится к галогенам. Молекулы двухатомны. Внешняя электронная оболочка атомов имеет конфигурацию s² p⁵ . С увеличением атомной массы галогенов возрастают их ионный и ковалентный радиусы, уменьшаются энергии ионизации и электроотрицательность.

Характеристика галогенов

Галогены характеризуются наибольшими среди всех элементов значениями сродства к электрону. Наиболее электроотрицателен фтор. Сродство атомов галогенов к электрону и энергия диссоциации молекул возрастают от фтора к хлору, а затем уменьшаются к иоду.

Степени окисления галогенов: –1 (наиболее характерная); +1 (НОF, НХО и др.); +3 у Cl и Вr (НХО₂ , XF₃ ); +4 у Cl, Вr, I (ХO₂ ); +5 (НХO₃ , XF₅ и др.); +6 у Cl (Cl₂ О_б ); +7 у Cl, Вr и I (HClO₄ , Cl₂ O₇ , НВrO₄ , IF₇ и др.).

При обычных условиях F₂ и Cl₂ – газы, Вr₂ – жидкость, I₂ и At₂ – твёрдые вещества.

С увеличением атомной массы окраска галогенов становится более интенсивной − от бледно-жёлтой у фтора до тёмно-красной у брома и тёмно-фиолетовой у иода. В твёрдом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены − диэлектрики. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде; иод растворяется хуже, чем хлор и бром; F₂ окисляет воду до О₂ , О₃ и фторидов кислорода. В водных растворах Cl₂ и Вr₂ образуют гидраты Х₂ ∙nН₂ О и гипогалогенитионы ОХ⁻ ; Вr₂ и I₂ хорошо растворяются в хлороформе СНCl₃ , сероуглероде CS₂ , этаноле и других органических растворителях.

Невысокие энергии диссоциации молекул галогенов (существенно меньшие, чем у О₂ , Н₂ и N₂ ) и большое сродство атомов к электрону определяют их высокую реакционную способность. Галогены − сильные окислители. Наиболее активен фтор, образующий соединения со всеми химическими элементами, кроме Не, Ne и Аr. Реакционная способность галогенов убывает с увеличением атомной массы и обычно возрастает в присутствии влаги и других галогенов. Водород с галогенами образует галогеноводороды НХ. Энтальпии их образования очень мало зависят от температуры и уменьшаются от HF к HI. Термическая устойчивость в этом ряду также уменьшается. Растворы соляной кислоты НСl, бромоводорода НВr и иодоводорода HI в воде – сильные кислоты, раствор фтороводорода HF – кислота средней силы.

С металлами и неметаллами галогены образуют галогениды, друг с другом – межгалогенные соединения. С кислородом Сl₂ , Вr₂ и I₂ дают оксиды, F₂ – фториды кислорода. Все галогены (кроме фтора) образуют неустойчивые кислородсодержащие кислоты НХО, НХО₂ , НХО₃ и НХО₄ ; их кислотные свойства в указанном ряду усиливаются, а окислительная активность убывает. Особые группы соединений − гидрогалогениды (среди которых наиболее устойчивы гидрофториды металлов), например МН₂ Х₃ , и полигалогениды, например K[СlF₂ ].

Фтор вытесняет хлор из его соединений с более электроположительными элементами, хлор вытесняет бром, а бром – иод (${\displaystyle {\frac {1}{2}}F_{2}+Cl-\rightarrow F-+{\frac {1}{2}}Cl_{2}}$). С другой стороны, иод вытесняет бром и хлор из кислородсодержащих кислот и их солей, в которых галогены заряжены положительно (${\displaystyle {\frac {1}{2}}I_{2}+[ClO_{3}]^{-}\rightarrow [IO_{3}]^{-}+{\frac {1}{2}}Cl_{2}}$). Высшие степени окисления многих химических элементов стабилизируются фтором. Известны, например, NiF₃ , AuF₅ , ReF₇ , дифторид криптона, фториды ксенона, соединения, содержащие в молекуле катион NF₄ ⁺ , анион FeFg₆ ^2– , CoFg₆ ^2– . Галогены взаимодействуют со многими органическими соединениями, замещая атомы Н, присоединяясь по кратным связям или разлагая органические вещества до галогенопроизводных метана. Многие углеводороды горят или взрываются в атмосфере F₂ .

Ионы галогенов в виде лигандов входят в состав молекул многочисленных комплексных соединений, фтор и хлор участвуют в образовании мостиковых связей, например в Аl₂ Cl₆ , Ta₄ F₂₀ . Наиболее активны атомарные и ионизированные галогены, которые получают в плазме, газовых разрядах или термокаталитическим разложением молекул Х₂ и используют для синтеза термически нестойких галогенидов или ионного травления поверхностей металлов, полупроводниковых материалов.

Галогены (за исключением астата) широко распространены в природе; они входят в состав многих минералов (например, атакамит, кридит, флуорит и др.), содержатся в морской воде; в свободном виде не встречаются. Все галогены ядовиты и обладают бактерицидными свойствами.