• Фтор. Соединения фтора

• Хлор. Соединения хлора

• Бром. Соединения брома

• Иод. Соединения иода

• Астат. Соединения астата

---

Общая характеристика элементов VIIA группы

Фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At.

Групповое название элементов VIIA группы – галогены. 

Степень окисления элементов VIIA группы. Фтор в соединениях имеет только одну степень окисления (-I), остальные элементы проявляют различные степени окисления, от (-I) до (+VII). Низшая и высшая степени окисления считаются устойчивыми по сравнению с промежуточными степенями окисления (+I), (+III) и (+V).

Свойства элементов элементов VIIA группы. Все элементы VIIA группы – ярко выраженные неметаллы, для которых, однако, обнаруживается монотонное повышение металлического характера от F к At.

В свободном состоянии галогены образуют простые вещества, состоящие из двухатомных молекул F₂, Cl₂, Br₂, I₂.

Гидроксиды элементов в высшей степени окисления (с минимальным содержанием воды) образуются для О, Вг и I. По аналогии с гидроксидами элементов VIA группы кислотные свойства уменьшаются от хлора к иоду: HClO₄ (т. е. Cl(OH)₇ – 3H₂O = HClO₄) – очень сильная кислота, H₅IO₆ – очень слабая кислота. Для одного и того же элемента с понижением положительной степени окисления кислотные свойства уменьшаются, например, сила кислот снижается в ряду: HClO₄ – HClO₃ – HClO₂ – HClO. В сравнении с соответствующими соединениями VIA группы все кислоты VIIA группы имеют более сильный кислотный характер.

Водородные соединения галогенов называют галогеноводороды в водных растворах являются кислотами, их сила повышается от HF (слабая кислота) к HI (сильная кислота); соединение HAt мало изучено. Напротив, их устойчивость к окислению понижается от HF к HI. Галогеноводороды проявляют в водном растворе более сильные кислотные свойства, чем халькогеноводороды. Реакционная способность галогенов по отношению к металлам и водороду понижается от F к I; по отношению к кислороду она уменьшается. В соответствии с этим более реакционноспособный галоген замещает менее реакционноспособный галоген в соединениях, например:

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂; 2I^– + Cl₂ = I₂ + 2Cl^–

но

2KClO₃ + I₂ = 2KIO₃ + Cl

Галогенид-ноны F^–, Cl^–, Br^–, I^– бесцветны, однако некоторые галогениды даже с бесцветными катионами окрашены. Это объясняется тем, что весьма небольшие и высокозарядные катионы сильно электрически “деформируют” электронную оболочку больших по размеру галогенид-ионов (особенно I^–), т.е. оттягивают электронную плотность от I^– к себе, в результате чего образуется окраска. Подобное поведение обнаруживают теллуриды, селениды, сульфиды и оксиды.

	Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Иод I	Астат At
Порядковый номер элемента	9	17	35	53	85
Относительная атомная масса	18,998	35,453	79,904	126,904	209,9871
Содержание в земной коре, %	0,028	0,19	6e-4	6e-6	–
Температура плавления, *С	-219,6	-102,0	-7,3	+113,5	+300
Температура кипения, *С	-187,5	-34,1	+58,8	+185,2	+370
Плотность, г./см3	1,11 (ж)	1,57 (ж)	3,14	4,94	6,40
Окраска в газообразном состоянии	Желтовато-зеленая	Желто-зеленая	Красно-коричневая	Фиолетовая	Сине-чорная
Взаимодействие с водой	Реагирует необратимо	Реагируют обратимо		Не реагируют
Растворимость в CS2	Реагирует	Растворяются
Степень окисления	-I	-I, +VII, +V, +III, +I	-I, +V, +III, +I	-I, +VII, +V, +III, +I	-I, +VII, +V, +III, +I
Реакционная способность к металлам и водороду	Снижается
Реакционная способность к кислороду	Повышается
Кислотные свойства галогеноводородов	HF слабая кислота	HCl сильная кислота	HBr сильная кислота	HI сильная кислота	HAt сильная кислота
Устойчивость галогеноводородов	Снижается
Температура кипения галогеноводородов	+19,5	-85,1	-66,7	-35,4	–
Галогениды металлов, малорастворимые в воде	CaF2, SrF2, BaF2, MgF2, LiF(NaF), AlF3, PbF2	AgCl, TlCl, (PbCl2), Hg2Cl2	AgBr, TlBr, PbBr2, Hg2Br2	AgI, TlI, PbI2, Hg2I2, HgI2, BiI3	AgAt

---