Галогены

Фтор, хлор, бром и йод образуют семейство элементов со сходным внешним электронным строением. Их простые вещества окрашены, а многие соединения содержат однозарядные отрицательные ионы. При этом газообразный хлор Cl₂ и хлорид-ион Cl⁻ резко различаются свойствами. Это различие важно и для химических уравнений, и для понимания обычных солей.

Положение в периодической системе

Галогены — элементы 17-й группы периодической системы. В школьном курсе подробно изучают F, Cl, Br и I. Их обычные простые вещества состоят из двухатомных молекул F₂, Cl₂, Br₂ и I₂.

У этих элементов семь электронов на внешнем уровне; характерная схема внешних орбиталей ns²np⁵. До заполнения внешнего уровня по простой модели не хватает одного электрона. Поэтому распространены ионы F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻ и степень окисления −I в соединениях с металлами и водородом.

В 17-й группе находятся также радиоактивные астат At и теннессин Ts. Их не следует снабжать всеми свойствами привычных школьных галогенов по аналогии: химия сверхтяжёлого Ts экспериментально изучена очень ограниченно. Далее речь идёт главным образом о F, Cl, Br и I.

В соединениях фтор имеет степень окисления −I. Хлор, бром и йод могут иметь и положительные значения в соединениях с более электроотрицательными элементами. В любом простом веществе, например Cl₂, степень окисления равна нулю.

Физические свойства

В ряду F₂ → Cl₂ → Br₂ → I₂ температуры плавления и кипения возрастают. Меняется сила взаимодействий между молекулами; молекулы при этом остаются двухатомными. Йод способен сублимировать, но это не значит, что у него отсутствует жидкое состояние: при подходящих температуре и давлении он плавится.

Йод мало растворим в чистой воде, но лучше растворяется в растворе йодида из-за образования дополнительных частиц, в частности трийодид-иона:

I₂ + I⁻ ⇌ I₃⁻.

Поэтому свойства раствора зависят не только от присутствия молекул I₂, но и от остальных компонентов. Объяснять всё «пустыми d-орбиталями» для начального понимания не требуется.

Окислительные свойства

В реакциях с металлами галоген обычно принимает электроны и превращается в галогенид. Например, железо при взаимодействии с хлором с начальным нагреванием образует хлорид железа(III):

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃.

Fe повышает степень окисления с 0 до +III, Cl понижает с 0 до −I. Хлор — окислитель. С водородом образуется хлороводород; реакция инициируется светом или нагреванием и может протекать очень быстро:

H₂ + Cl₂ → 2HCl.

Получение водного раствора HCl и его свойства рассматривают отдельно. Формула HCl не означает, что в газовой фазе существуют свободные H⁺ и Cl⁻.

В привычном школьном ряду окислительная способность простых веществ убывает от F₂ к I₂. Более сильный окислитель может превратить галогенид-ион менее сильного в простое вещество. Для F₂ в воде это правило нельзя применять как обычный опыт вытеснения: фтор реагирует и с самой водой.

Для хлора, брома и йода в простых водных системах используют последовательность Cl₂, Br₂, I₂. Чем легче простое вещество принимает электроны, тем труднее соответствующий галогенид-ион их отдаёт. Иодид I⁻ легче окисляется, чем хлорид Cl⁻.

Три разобранных примера

1. Хлор и бромид натрия

В водном растворе хлор окисляет Br⁻ до Br₂. В зависимости от содержания брома появляется желтоватая или бурая окраска:

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂.

Cl₂ + 2Br⁻ → 2Cl⁻ + Br₂.

Слева и справа по два атома каждого галогена; суммарный заряд ионного уравнения равен −2. Br меняет степень окисления с −I до 0 и служит восстановителем в составе бромида. Cl₂ принимает два электрона и восстанавливается.

Обратное превращение Br₂ с Cl⁻ в обычных школьных условиях не записывают как самопроизвольное вытеснение. Однако Br₂ окисляет I⁻:

Br₂ + 2I⁻ → 2Br⁻ + I₂.

2. Хлорная вода и разные степени окисления

Часть растворённого хлора взаимодействует с холодной водой. В сокращённой молекулярной школьной записи:

Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO.

В действительном растворе HCl представлен главным образом гидроксонием и хлорид-ионами, а слабая хлорноватистая кислота HClO — преимущественно молекулярной формой при кислой среде. Исходный Cl₂ тоже сохраняется: это равновесная система, а не полное превращение всего хлора.

В HCl хлор имеет −I, в HClO — +I. Одна часть атомов Cl восстанавливается, другая окисляется. Такой тип ОВР называют диспропорционированием; понятие полезно как дополнение к основному правилу окислительной способности.

3. Расчёт количества выделившегося брома

Пусть в условной задаче полностью окислены 0,20 моль Br⁻ достаточным количеством Cl₂; побочные реакции не учитывают. На два моля бромид-ионов образуется один моль Br₂:

n(Br₂) = 0,20/2 = 0,10 моль; n(Cl₂) = 0,10 моль.

При школьном округлении A_r(Br) = 80 молярная масса Br₂ равна 160 г/моль:

m(Br₂) = 0,10 · 160 = 16 г.

Индекс 2 относится к молекуле брома: нельзя умножать 0,20 моль ионов сразу на 160 г/моль, не учитывая образование молекул из пар атомов.

Применение и различие вещества с ионом

Соединения галогенов используют в производстве полимеров, химического сырья и средств водоподготовки. Хлорид натрия содержит Cl⁻, а не запас свободного Cl₂. Поэтому свойства хлора нельзя приписывать любой соли со словом «хлорид».

Простые галогены и их галогенид-ионы — разные химические частицы. Свойства и опасность определяют для конкретного вещества и раствора, а не для буквы элемента. F₂, Cl₂, Br₂ и пары I₂ требуют специального лабораторного обращения.

Неизвестные пары не распознают вдыханием, а реактивы и бытовые средства не смешивают ради получения галогена. Учебное уравнение не задаёт безопасного способа проведения опыта.

Частые ошибки

• Записывать обычные простые вещества как одиночные атомы Cl или Br вместо молекул.
• Приписывать хлору степень окисления −I в Cl₂.
• Переносить убывание окислительной способности простых веществ на восстановительную способность ионов в том же направлении.
• Считать, что йод всегда минует жидкое состояние.
• Описывать реакцию F₂ с водным раствором соли без учёта воды.

Проверьте себя

1. Какой из четырёх подробно рассмотренных галогенов является жидкостью около комнатной температуры?
2. Определите степени окисления Cl в Cl₂, FeCl₃ и HClO.
3. Составьте формулу бромида кальция из Ca²⁺ и Br⁻.
4. Окислит ли I₂ бромид-ионы до Br₂ в обычной школьной водной системе?
5. 0,050 моль Cl₂ полностью реагирует с избытком I⁻. Найдите количество I₂ и его массу при школьном A_r(I) = 127; побочные реакции не учитываются.

Ответы с объяснениями

1. Бром Br₂. F₂ и Cl₂ — газы, I₂ — твёрдое вещество при указанных условиях.

2. В Cl₂ —0, в FeCl₃ —−I, в HClO —+I. Для HClO сумма равна нулю:

   (+1) + x + (−2) = 0; x = +1.

3. CaBr₂: один заряд +2 компенсируют два заряда −1. Ион Br⁻ одноатомный; индекс в соли не означает присутствия молекулы Br₂.

4. Нет. I₂ слабее как окислитель, чем Br₂. Для такой системы направление обычного вытеснения обратное: Br₂ окисляет I⁻.

5. По уравнению на один моль Cl₂ получается один моль I₂:

   Cl₂ + 2I⁻ → 2Cl⁻ + I₂.

   n(I₂) = 0,050 моль; m(I₂) = 0,050 · (2 · 127) = 12,7 г.

   Это суммарное стехиометрическое количество выделенного йода; в реальном избытке I⁻ часть его может связываться в I₃⁻.

Связанные темы

Окисление и восстановление, степень окисления, соли, водород.

Источники

Свойства и реакции: OpenStax, Halogens. Физические характеристики: RSC, Chlorine, RSC, Bromine, RSC, Iodine.