Главная / Неорганическая химия / Неметаллы / Галогены

Галогены (Элементы VIIA-группы)

Истинные разрушители и окислители. "Рождающие соли"

🧠

Вызов для любознательных!

В самом конце страницы вас ждет уникальная олимпиадная цепочка с запутанной схемой, скрытыми реакциями и расчетом массовой доли. Бросьте вызов своим знаниям неорганической химии!

Самое важное для ЕГЭ

Галогены — сильнейшие окислители (король — фтор F₂, окисляющий даже кислород!). В реакциях с металлами они образуют соли высших стабильных степеней окисления. Галогены не реагируют напрямую с благородными газами, кислородом O₂ и азотом N₂. При растворении в воде и щелочах почти все диспропорционируют, кроме фтора, в котором вода буквально горит!

1. Строение атомов и положение в ПСХЭ

Галогены — элементы главной подгруппы VII группы: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At). Астат слишком радиоактивен, чтобы попасть в ваш КИМ.

Фтор (F) — Истинный разрушитель ▼

Внешний уровень 2s²2p⁵.
У фтора раз и навсегда одна отрицательная с.о. -1 (ну и 0 в простом веществе). У него нет свободного d-подуровня, он не может распаривать электроны и повышать валентность. Фтор — самый жадный (электроотрицательный) элемент!

Хлор, Бром, Иод — Мастера перевоплощений ▼

Внешние уровни ns²np⁵.
Благодаря наличию свободных d-орбиталей могут распаривать свои электроны и "прыгать" в положительные состояния. Для них характерны нечетные с.о.: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Вопрос 1: Особенности фтора

Проверка

Почему фтор проявляет только степень окисления -1 в соединениях, тогда как другие галогены могут проявлять положительные степени окисления (от +1 до +7)?

Ответ: Фтор — самый электроотрицательный элемент. У него на внешнем уровне (2-м слое) нет d-орбиталей, поэтому он не может распаривать электроны, а отнять электроны у него не может никто.

2. Физические свойства

Простые вещества галогены (от греч. halos - соль, gennao - рождаю) образуют двухатомные молекулы: F₂, Cl₂, Br₂, I₂ (молекулярная кристаллическая решетка).

Формула	Агрегатное состояние (н.у.) / Цвет и особенности
F₂	Агрегатное состояние (н.у.): Газ Цвет и особенности: Бледно-желтый, резкий запах, cực ядовит.
Cl₂	Агрегатное состояние (н.у.): Газ Цвет и особенности: Желто-зеленый, тяжелее воздуха, резкий удушливый запах (применялся как химоружие).
Br₂	Агрегатное состояние (н.у.): Жидкость Цвет и особенности: Тяжелая красно-бурая летучая жидкость, пахнет неприятно, пары ядовиты и обжигают.
I₂	Агрегатное состояние (н.у.): Твердое вещество Цвет и особенности: Темно-серо-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском.

Сублимация (Возгонка): Твердый кристаллический иод I₂ при небольшом нагревании переходит в фиолетовые пары (газ), минуя жидкое состояние. Если пары охладить — они снова кристаллизуются. Этот процесс обожают спрашивать в задании на физические свойства!

Вопрос 1: Физические свойства (Агрегатное состояние)

Проверка

Как изменяется агрегатное состояние и цвет галогенов в ряду $F_2 \rightarrow Cl_2 \rightarrow Br_2 \rightarrow I_2$ при нормальных условиях?

Ответ: $F_2$ — бледно-желтый газ, $Cl_2$ — желто-зеленый газ, $Br_2$ — красно-бурая жидкость, $I_2$ — темно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском.

3. Получение галогенов и галогеноводородов

Метод получения	Уравнения реакций и условия
Промышленный способ Электролиз расплавов и растворов	В природе галогены существуют в виде солей (галогенидов), поэтому основной метод — электролиз: Электролиз раствора NaCl (хлор на аноде): 2NaCl + 2H₂O электроток→ H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH Электролиз расплава NaCl: 2NaCl_{(расплав)} электроток→ 2Na + Cl₂↑ Получение фтора (электролиз расплава гидрофторида): 2KHF_2(расп) электроток→ 2K + H₂↑ + 2F₂↑
Лабораторный способ Окисление галогеноводородов	В лаборатории концентрированную соляную кислоту (HCl) окисляют сильными окислителями. Это классика для задания №29: MnO₂ + 4HCl_(конц) t°→ MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O 2KMnO₄ + 16HCl_(конц) → 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O KClO₃ + 6HCl_(конц) → KCl + 3Cl₂↑ + 3H₂O K₂Cr₂O₇ + 14HCl_(конц) → 2KCl + 2CrCl₃ + 3Cl₂↑ + 7H₂O
Золотое правило вытеснения: СИЛЬНЫЙ БЬЁТ СЛАБОГО! Химическая активность галогенов падает сверху вниз. Поэтому вышестоящий галоген способен вытеснить нижестоящий из раствора его соли или кислоты: Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂↓ (Хлор выгнал йод) Br₂ + 2NaI → 2NaBr + I₂↓ (Бром выгнал йод) Cl₂ + 2HBr → 2HCl + Br₂ (Хлор выгнал бром) I₂ + KBr ⇸ Реакция не идет! Иод слабее брома.
Получение галогеноводородов Сульфатный метод и гидролиз	Вытеснение летучих кислот (HF и HCl) из твердых солей концентрированной серной кислотой (Сульфатный метод): CaF_2(тв) + H₂SO_4(конц) t°→ CaSO₄ + 2HF↑ NaCl_(тв) + H₂SO_4(конц) t°→ NaHSO₄ + HCl↑ Внимание: Для получения HBr и HI этот метод НЕЛЬЗЯ использовать! Концентрированная H₂SO₄ окислит бром и йод до простых веществ. Для них используют гидролиз: `PBr₃ + 3H₂O → H₃PO₃ + 3HBr↑`

Вопрос 1: Получение галогенов (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций лабораторного получения хлора из соляной кислоты:

$MnO_2 + HCl(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots$
$KMnO_4 + HCl(конц.) \rightarrow \dots$
$KClO_3 + HCl(конц.) \rightarrow \dots$

Ответ:

$MnO_2 + 4HCl(конц.) \xrightarrow{t^\circ} MnCl_2 + Cl_2\uparrow + 2H_2O$
$2KMnO_4 + 16HCl(конц.) \rightarrow 2MnCl_2 + 5Cl_2\uparrow + 2KCl + 8H_2O$
$KClO_3 + 6HCl(конц.) \rightarrow 3Cl_2\uparrow + KCl + 3H_2O$

4. Химические свойства простых веществ (Галогенов)

Реагенты	Уравнения реакций и особенности
С металлами Сильные окислители	Галогены жадно забирают электроны у металлов, образуя соли-галогениды. Фтор, хлор и бром вытягивают из металла всё до максимальной стабильной степени окисления: 2Fe + 3Cl₂ t°→ 2FeCl₃ (Железо в +3) 2Al + 3Br₂ → 2AlBr₃ Йод I₂ — более слабый окислитель. С железом и медью он справляется только наполовину: Fe + I₂ t°→ FeI₂ (Железо только до +2!) 2Cu + I₂ t°→ 2CuI (Медь только до +1)
С водородом Синтез галогеноводородов	С ростом радиуса атома активность падает от взрыва (фтор) до обратимой эндотермической реакции (йод): F₂ + H₂ → 2HF (Взрыв даже в темноте) Cl₂ + H₂ hν (свет)→ 2HCl (Цепная фотореакция) Br₂ + H₂ t°→ 2HBr (При нагревании) I₂ + H₂ t°⇄ 2HI (Обратимо, поглощает тепло)
С другими неметаллами Кроме O₂, N₂, благородных газов	Окисляют углерод, серу, фосфор. Более активный галоген может окислять менее активный: Cl₂ + F₂ → 2ClF (Межгалогенное соединение) C + 2F₂ → CF₄ (Только фтор прожжёт углерод!) S + 3F₂ → SF₆ (Элегаз) S + Cl₂ → SCl₂ (или S₂Cl₂) 2P + 5Cl_2(изб) → 2PCl₅ 2P + 3Cl_2(нед) → 2PCl₃
С водой Окисление / Диспропорционирование	Фтор вытесняет кислород из воды (вода горит). Хлор и бром диспропорционируют: Фтор: 2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂↑ Хлор в холодной воде (Хлорная вода): Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO Хлор в горячей воде: 3Cl₂ + 6H₂O t°→ 5HCl + HClO₃
Со щелочами Диспропорционирование	Как и с водой, галогены (кроме фтора) диспропорционируют в растворах щелочей (NaOH, KOH). Температура определяет продукты: В холодной щелочи (Жавелевая вода): Cl₂ + 2NaOH_(холод) → NaCl + NaClO + H₂O В горячей щелочи (Бертолетова соль): 3Cl₂ + 6NaOH_(горяч) t°→ 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O
Хлорная известь ("хлорка"): Получается пропусканием хлора через пушонку (гашеную известь Ca(OH)₂). Образуется смешанная соль хлорид-гипохлорит кальция. `2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ → CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O`

Вопрос 1: Взаимодействие со сложными веществами (Диспропорционирование)

Проверка

Допишите важнейшие уравнения реакций галогенов со щелочами и водой:

$Cl_2 + H_2O \rightleftarrows \dots + \dots$
$Cl_2 + NaOH(холодный) \rightarrow \dots + \dots + \dots$ (жавелевая вода)
$Cl_2 + KOH(горячий) \rightarrow \dots + \dots + \dots$
$I_2 + KOH \rightarrow \dots + \dots + \dots$
$Cl_2 + NaBr \rightarrow \dots + \dots$ (вытеснение)

Ответ:

$Cl_2 + H_2O \rightleftarrows HCl + HClO$
$Cl_2 + 2NaOH \xrightarrow{0^\circ C} NaCl + NaClO + H_2O$
$3Cl_2 + 6KOH \xrightarrow{t^\circ} 5KCl + KClO_3 + 3H_2O$
$3I_2 + 6KOH \rightarrow 5KI + KIO_3 + 3H_2O$ (йод сразу дает иодат)
$Cl_2 + 2NaBr \rightarrow 2NaCl + Br_2$ (более активный галоген вытесняет менее активный)

5. Галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI)

Газы, отлично растворимые в воде с образованием кислот.

Сила кислот растет: HF < HCl < HBr < HI. Плавиковая кислота — слабая, а все остальные — очень сильные.

Восстановительные свойства растут: F^- < Cl^- < Br^- < I^-. Иодоводород (HI) — один из мощнейших восстановителей. Он отдаёт электроны направо и налево!

Свойства	Уравнения реакций и особенности
Специфические свойства HF Взаимодействие со стеклом	Только плавиковая кислота способна "плавить" стекло (диоксид кремния), образуя газообразный фторид или комплексные соли (если в растворе): SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O
HI (Иодоводород) Сильнейший восстановитель	HI легко отдаёт электроны и может реагировать даже со средними окислителями (соли Fe³⁺, Cu²⁺, сера, NO₂): 2HI + 2FeCl₃ → I₂↓ + 2FeCl₂ + 2HCl 2HI + NO₂ → I₂↓ + NO + H₂O 2HI + S t°→ I₂↓ + H₂S↑ 2HI + H₂O₂ → I₂↓ + 2H₂O
HBr и HCl Требуют сильных окислителей	Чтобы отнять электроны у бромидов и тем более хлоридов, требуются сильные окислители (MnO₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, H₂SO₄ конц.): 2HBr + H₂O₂ → Br₂ + 2H₂O 4HBr + MnO₂ t°→ MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O 2HBr + H₂SO_4(конц) → Br₂ + SO₂ + 2H₂O 14HBr + K₂Cr₂O₇ → 2KBr + 2CrBr₃ + 3Br₂ + 7H₂O

Вопрос 1: Галогеноводороды и их свойства (Уравнения)

Проверка

Напишите уравнения реакций, отражающих восстановительные свойства галогенидов (иодид- и бромид-ионов):

$KI + H_2SO_4(конц.) \rightarrow \dots\downarrow + \dots\uparrow + \dots + \dots$
$NaBr + H_2SO_4(конц.) \rightarrow \dots + \dots\uparrow + \dots + \dots$
Почему $NaCl$ не окисляется конц. $H_2SO_4$? Напишите уравнение реакции обмена.

Ответ:

$8KI + 5H_2SO_4(конц.) \rightarrow 4I_2\downarrow + H_2S\uparrow + 4K_2SO_4 + 4H_2O$ (иодиды — сильные восстановители)
$2NaBr + 2H_2SO_4(конц.) \rightarrow Br_2 + SO_2\uparrow + Na_2SO_4 + 2H_2O$
$NaCl(тв) + H_2SO_4(конц) \xrightarrow{t^\circ} NaHSO_4 + HCl\uparrow$. Хлорид-ион — слабый восстановитель.

6. Кислородсодержащие кислоты хлора и их соли

Хлор, находясь в положительных степенях окисления, образует целый ряд кислот и их солей. Для ЕГЭ нужно идеально знать их названия.

Степень окисления	Кислота	Соли
+1	HClO Хлорноватистая	KClO Гипохлориты
+3	HClO₂ Хлористая	KClO₂ Хлориты
+5	HClO₃ Хлорноватая	KClO₃ Хлораты (Бертолетова соль)
+7	HClO₄ Хлорная	KClO₄ Перхлораты

Закономерности:

С ростом количества кислорода: HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄ → Сила кислоты РАСТЕТ! (Хлорная HClO₄ — одна из самых сильных кислот в химии).
Но с ростом количества кислорода: HClO > HClO₂ > HClO₃ > HClO₄ → Окислительная способность ПАДАЕТ! (Хлорноватистая HClO и гипохлориты — самые "злые" окислители, легко отщепляющие кислород).

Свойства кислородсодержащих солей и кислот

Соединения	Реакции и свойства
Гипохлориты (ClO⁻) и HClO Сильнейшие окислители	Диспропорционирование гипохлорита при нагревании: 3NaClO t°→ 2NaCl + NaClO₃ Вытеснение кислой более слабой HClO из солей углекислым газом: (Хлорная известь разрушается на воздухе) Ca(ClO)₂ + CO₂ + H₂O → CaCO₃↓ + 2HClO Сопропорционирование с хлоридами в кислой среде: NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂↑ + H₂O Неожиданное окисление пероксида (выделяется O₂): HClO + H₂O₂ → HCl + O₂↑ + H₂O
Хлораты (ClO₃⁻) Бертолетова соль KClO₃	Легендарное разложение Бертолетовой соли (Два пути!): С катализатором (MnO₂): выделяется ценный кислород. 2KClO₃ MnO₂, t°→ 2KCl + 3O₂↑ Без катализатора (~400°C): происходит диспропорционирование. 4KClO₃ t°→ 3KClO₄ + KCl Окисление неметаллов: (Хлорат входит в состав спичечной головки, реагирует с фосфором при трении) 5KClO₃ + 6P t°→ 5KCl + 3P₂O₅ 2KClO₃ + 3S t°→ 2KCl + 3SO₂
Перхлораты (ClO₄⁻) и HClO₄ Устойчивые, но жесткие окислители	Хлорная кислота HClO₄ — одна из сильнейших кислот. При нагревании окисляет почти всё: 8HClO₄ + 14C t°→ 14CO₂ + 4Cl₂ + 4H₂O Разложение перхлоратов при сильном нагревании: KClO₄ t°→ KCl + 2O₂↑ Взрывное порошковое топливо с восстановителями: 3KClO₄ + 8Al t°→ 3KCl + 4Al₂O₃

Вопрос 1: Кислородсодержащие кислоты хлора

Проверка

Назовите кислоты: $HClO$, $HClO_2$, $HClO_3$, $HClO_4$. Как изменяется их сила и окислительная способность в этом ряду?

Ответ: Хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная.
С увеличением степени окисления хлора сила кислот возрастает (хлорная — одна из сильнейших), но окислительная способность, как ни парадоксально, падает ($HClO$ — самый сильный окислитель из-за неустойчивости).

7. Качественные реакции (на галогенид-ионы)

Лучший друг галогенид-ионов — катион серебра Ag⁺! Реактивом является нитрат серебра (AgNO₃). Образующиеся осадки не растворяются даже в сильных минеральных кислотах (например, в HNO₃).

Cl⁻

Хлорид-ион (Cl⁻)

Нитрат серебра

Выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра (AgCl). На свету постепенно темнеет.

NaCl + AgNO₃ → AgCl↓(белый) + NaNO₃

Br⁻

Бромид-ион (Br⁻)

Нитрат серебра

Выпадает светло-жёлтый (желтовато-белый) осадок бромида серебра (AgBr).

NaBr + AgNO₃ → AgBr↓(св-жёлт) + NaNO₃

I⁻

Йодид-ион (I⁻)

Нитрат серебра

Выпадает насыщенно-жёлтый творожистый осадок йодида серебра (AgI).

NaI + AgNO₃ → AgI↓(жёлт) + NaNO₃

Важно: Фторид серебра (AgF) — хорошо растворимая соль! Добавление нитрата серебра к фторидам никакого осадка не даст!
Зато качественной реакцией на растворимые соли кальция (Ca²⁺) является добавление фторида — выпадает осадок CaF₂.

Вопрос 1: Качественные реакции на галогенид-ионы

Проверка

Как визуально отличить хлорид, бромид и иодид натрия с помощью раствора нитрата серебра?

Ответ: При добавлении $AgNO_3$:
$AgCl$ — белый творожистый осадок.
$AgBr$ — желтоватый (светло-желтый) осадок.
$AgI$ — насыщенно-желтый осадок.
С фторидом ($AgF$) осадка не будет, он растворим.

8. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с галогенами на канале Thoisoi:

Олимпиадная задача (Галогены)

Желто-зеленый ядовитый газ X является одним из сильнейших галогенов. При пропускании его через холодный раствор гидроксида натрия образуется смесь двух солей — поваренной соли B и гипохлорита C (входит в состав отбеливателя «Белизна») (реакция 1). Газ X также может напрямую реагировать с натрием, образуя соль B (реакция 13). А при пропускании через горячий раствор гидроксида калия образуется хлорид J и знаменитая бертолетова соль D (реакция 2). Саму соль D можно разложить при нагревании с катализатором до хлорида J (реакция 11). Массовая доля кислорода в соли D составляет $39,18\%$. Интересно, что концентрированная кислота A при реакции с солью D со взрывом выделяет обратно исходный газ X (реакция 3).

Газ X реагирует с водородом, образуя кислоту A (реакция 12). Сама кислота A нейтрализуется щелочью до соли B (реакция 5). Кислоту A также можно окислить до X при нагревании с черным порошком F ($MnO_2$) (реакция 4). Кроме того, более активный фтор способен вытеснить X из кислоты A (реакция 14). Соли A (хлориды) легко обнаружить с помощью нитрата серебра: выпадает белый творожистый осадок E, массовая доля галогена в котором $24,74\%$ (реакция 6).

Газ X способен вытеснять менее активные галогены из их солей: из бромида калия он вытесняет бурую жидкость G (реакция 7), а из иодида калия — темно-фиолетовые кристаллы H (реакция 8). Жидкость G в свою очередь также способна вытеснять H из иодидов (реакция 9).

Если пропустить газ X над гашеной известью, образуется белое порошкообразное вещество I (хлорная известь) с резким запахом и массовой долей активного элемента $55,91\%$ (реакция 10).

Схема превращений (11 веществ):

Показать решение и уравнения реакций

Ответ

Шаг 1: Расшифровка веществ.
Соль D с $\omega(O) = 39,18\%$ — это $KClO_3$. $M = 39 + 35,5 + 48 = 122,5$. $\omega(O) = 48/122,5 \approx 0.3918$.
Осадок E с $\omega(Hal) = 24,74\%$ — это $AgCl$. $M = 108 + 35,5 = 143,5$. $\omega(Cl) = 35,5/143,5 \approx 0.2474$.
Вещество I с $\omega(Cl) = 55,91\%$ — это $CaOCl_2$. $M = 40 + 16 + 71 = 127$. $\omega(Cl) = 71/127 \approx 0.5591$.
Следовательно, X — Хлор ($Cl_2$).

Вещества: X = $Cl_2$, A = $HCl$, B = $NaCl$, C = $NaClO$, D = $KClO_3$, E = $AgCl$, F = $MnO_2$, G = $Br_2$, H = $I_2$, I = $CaOCl_2$, J = $KCl$.

Реакции (14 уравнений):
1. $Cl_2 + 2NaOH \xrightarrow{холод} NaCl + NaClO + H_2O$
2. $3Cl_2 + 6KOH \xrightarrow{t^\circ} 5KCl + KClO_3 + 3H_2O$
3. $KClO_3 + 6HCl(конц) \rightarrow 3Cl_2\uparrow + KCl + 3H_2O$
4. $4HCl(конц) + MnO_2 \xrightarrow{t^\circ} MnCl_2 + Cl_2\uparrow + 2H_2O$
5. $HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$
6. $NaCl + AgNO_3 \rightarrow AgCl\downarrow + NaNO_3$
7. $Cl_2 + 2KBr \rightarrow 2KCl + Br_2$
8. $Cl_2 + 2KI \rightarrow 2KCl + I_2\downarrow$
9. $Br_2 + 2KI \rightarrow 2KBr + I_2\downarrow$
10. $Cl_2 + Ca(OH)_2 \rightarrow CaOCl_2 + H_2O$
11. $2KClO_3 \xrightarrow{t^\circ, MnO_2} 2KCl + 3O_2\uparrow$
12. $Cl_2 + H_2 \xrightarrow{h\nu} 2HCl$
13. $Cl_2 + 2Na \xrightarrow{t^\circ} 2NaCl$
14. $2HCl + F_2 \xrightarrow{t^\circ} 2HF + Cl_2\uparrow$

📝

Практика по неорганической химии

Проверь свои знания. Задания в формате ЕГЭ с подробными решениями.

📋 Зад. 5 — Классификация ⚗️ Зад. 6 — Свойства 🔬 Зад. 7 — Свойства (2) 🧪 Зад. 8 — Свойства (3) 🔗 Зад. 9 — Цепочки ✍️ Зад. 31 — Уравнения

Предыдущая тема Водород

Следующая тема Кислород