Глава I. Элементы viia группы

1. Общая характеристика элементов viiа группы

Элементы VIIА группы перйодической системы химических элементов называются галогенами (от греч. halos – соль и genes – рождающий, т.е. в переводе – солероды). К галогенам относят фтор, хлор, бром, йод и астат. Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

– фтор (от латинского флуо) – течь, текучий;

– хлор (от греческого хлорос) – желто-зеленый;

– бром (от греческого бромос) – зловонный;

– йод (от греческого йодес) – фиолетовый;

– астат (от греческого астатос) – неустойчивый.

Галогены гораздо больше похожи между собой, чем неметаллы других групп. Они относятся к самым активным неметаллам. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь валентных электронов (ns²np⁵), до его завершения им не хватает только одного электрона и поэтому галогены проявляют сильные окислительные свойства.

Атомы галогенов на внешней электронной оболочке имеют один неспаренный электрон, поэтому в соединениях все они могут проявлять валентность I. Атомы элементов VIIА группы (кроме фтора) могут переходить в возбужденное состояние и увеличивать число неспаренных электронов до 3, 5, 7 и соответственно в соединениях проявлять валентность III, V, VII. Атом фтора не может переходить в возбужденное состояние, так как на внешней электронной оболочке не имеет свободных атомных орбиталей. Поэтому в соединениях фтор не может проявлять высшую валентность равную номеру группы – VII. В большинстве соединений фтор одновалентен, максимальная валентность фтора – IV.

Как наиболее электроотрицательный элемент, фтор в соединениях с другими элементами проявляет постоянную степень окисления –1. Остальные галогены могут проявлять эту степень окисления в соединениях с металлами и менее электроотрицательными неметаллами. Кроме того, они проявляют положительные нечетные степени окисления от +1 до +7 в соединениях с более электроотрицательными неметаллами.

В группе с увеличением порядкового номера окислительные свойства уменьшаются в связи с увеличением радиуса атомов: от фтора к астату возрастают их восстановительные свойства (таблица 1). Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности галогенов.

Из-за высокой окислительной способности галогены в природе в виде простых веществ практически не встречаются, они входят в состав различных солей. Отсюда произошло название «галогены» – «солероды».

Таблица 1 – Характеристики атомов элементов галогенов

	9F	17Cl	35Br	55I	85At
Атомная масса	18,988	35,453	79,909	126,904	[210]
Валентные электроны	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Ковалентный радиус атома, Ǻ	0,071	0,099	0,114	0,133	0,145
Условный радиус иона, Э–, нм	0,133	0,181	0,196	0,220	0,23
Условный радиус иона Э+7, нм	–	0,026	0,039	0,050	0,062
Энергия ионизации Э0 – Э+, эв	17,42	12,97	11,81	10,45	9,2
Энергия сродства к электрону, эВ	3,6	3,8	3,54	3,29	–
Содержание в земной коре, ат. %	0,028	0,026	8,5∙10–5	4∙10–6	следы

В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F₂, Cl₂, Br₂, I₂, Аt₂. Астат в природе встречается в следовых количествах. Все его изотопы радиоактивны. От фтора к йоду изменяются физические свойства галогенов: увеличивается плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления.

При обычных условиях F₂ и Сl₂ – газы, Вr₂ – жидкость, I₂ и At₂ – твердые вещества. С увеличением атомной массы окраска галогенов становится более интенсивной – от бледно-желтой у фтора до темно-красной у брома и темно-фиолетовой у йода. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены являются диэлектриками. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде, йод растворяется хуже, чем хлор и бром; F₂ окисляет воду.

Соединения галогенов с водородом, галогеноводороды, имеют общую формулу ННal. При обычных условиях галогеноводороды представляют собой газообразные вещества с характерным запахом, ядовиты, хорошо растворимы в воде. Растворы галогеноводородов в воде имеют кислую среду и являются кислотами: НF – плавиковая (фтороводородная), HCl – соляная (хлороводородная), HBr – бромоводородная, HI – йодоводородная, HАt – астатоводородная. В этом ряду кислотные свойства усиливаются. Плавиковая кислота является слабым электролитам, остальные галогеноводородные кислоты – сильные электролиты. В ряду НF, HCl, HBr, HI, HАt восстановительные свойства усиливаются.

Соединения галогенов с кислородом могут быть получены только косвенным путем. Фтор образует фториды кислорода: O₂F₂, OF₂. Остальные галогены образуют кислотные оксиды Э₂О, Э₂О₃, Э₂О₅, Э₂О₇. С повышением степени окисления кислотные свойства оксидов и соответствующих им кислот возрастают.