Галогены (Элементы VIIA-группы)

Истинные разрушители и окислители. "Рождающие соли"

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.

2. Физические свойства

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

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): 2KHF2(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): CaF2(тв) + H2SO4(конц) t°→ CaSO4 + 2HF↑ NaCl(тв) + H2SO4(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↑

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 + 5Cl2(изб) → 2PCl5 2P + 3Cl2(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

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

Газы, отлично растворимые в воде с образованием кислот.

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 + H2SO4(конц) → Br2 + SO2 + 2H2O 14HBr + K2Cr2O7 → 2KBr + 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O

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.

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

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).

8. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с галогенами на канале Thoisoi:

• Хлор (Chlorine)
• Бром (Bromine)
• Йод (Iodine)