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