Галогени

Елементи флуор, Хлор, бром, йод і астат, що входять до VIIА групи, називають галогенами. Атоми галогенів мають по сім електронів на зовнішньому електронному рівні s²p⁵. Завдяки великій спорідненості до електрону, атоми галогенів легко приєднують один електрон перетворюючись у аніони. Негативний ступень окислення галогени мають лише в сполуках з Гідрогеном та металами. Від флуору до астату по мірі зростання радіусів атомів електронегативність галогенів зменшується, окисна активність нейтральних атомів ослаблюється. У йоду і астату з’являються металічні ознаки. В зв’язку з різною окисною активністю одні галогени витискують інші зі сполук з металами або Гідрогеном.

	r (A)	I1, эВ	Ea, эВ	Э.О.	Ступені окислення
F	0.72	17.4	3.45	4.0	-1
Cl	0.99	13.0	3.61	2.85	-1,+1,+3,+5,+7
Br	1.14	11.84	3.37	2.75	-“-
I	1.33	10.45	3.0	2.20	-“-

Флуор – найсильніший окисник, що взаємодіє навіть з інертними газами. Флуор розкладає воду при будь-якому рН. F₂ + H₂O ® HF + O₂. Хлор слабо розкладає воду при рН=0, зі зростанням рН краще. Решта галогенів воду не розкладають. Водневі сполуки галогенів (галоводні) добре розчинні у воді і за властивостями їх водні розчини виявляються кислотами. Сила галоводневих кислот зростає по мірі зменшення електронегативності галогенів. Найбільш міцна флуороводнева кислота HF - за рахунок водневих зв’язків. HF не виявляє відновних властивостей, проте, решта – відновники.

Кисневі сполуки галогенів не стійки і їх отримують непрямим шляхом. В протилежність галоводням, міцність кисневих сполук галогенів зростає в ряду флуор – астат.

Хлор – жовто-зелений газ з різким запахом. Хлор приблизно в 2,5 рази важче за повітря. Розчинність Хлору у воді максимальна при температурі 8 С і складає 3,4 л Хлору в 1 л води. Розчин, що утворюється – Хлорна вода. Хімічний процес між Хлором та водою веде до утворення Хлорнуватистої та хлороводневої кислот. В зв’язку з нестійкістю Хлорнуватистої кислоти, через деякий час у розчині залишається лише Хлороводнева кислота та утворюється активний Оксиген.

В лабораторії Хлор отримують дією сильних окисників на концентровану Хлороводневу кислоту:

16HCl + 2KMnO₄ = 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

Хлор реагує практично зі всіма металами та неметалами (за виключенням Нітрогену, Карбону).

Хлороводень може бути отриманий прямим синтезом, або при нагріванні концентрованої сірчаної кислоти з кристалічним сульфатом Натрію:

NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HCl↑

Хлороводень добре розчиняється у воді з утворенням хлороводневої кислоти. Ця кислота та її солі – хлориди можуть бути якісно визначені в реакції з нітратом срібла, коли випадає осад хлориду срібла.

Відомі також і кисневмісні кислоти Хлору:

Кислота	HClO	HClO2	HClO3	HClO4
Назва	Хлорнуватиста	Хлориста	Хлорнувата	Хлорна
Солі	гіпохлорити	Хлорити	Хлорати	перХлорати
	Зростає сила кислот ®
	¬ зростає окисна активність

Хлорнуватиста кислота отримується як продукт гідролізу Хлору:

Cl₂ + H₂O = HClO + HCl

Гіпохлорити утворюються при пропусканні Хлору крізь холоді розчини лугів:

Cl₂ + 2KOH = KClO + KCl + H₂O – жавелева вода

Діючи Хлором на сухий гідроксид кальцію отримують Хлорне вапно:

2Ca(OH)₂ + 2Cl₂ = Ca(ClO)₂ + CaCl₂ + 2H₂O

Хлориста кислота трохи сильніша за Хлорнуватисту кислоту, але поступається їй за окисною активністю. Хлорнувата кислота існує у вигляді водних розчинів і може вважатися сильною кислотою. Її солі – Хлорати утворюються при пропусканні Хлору крізь гарячий концентрований розчин гідроксиду лужного металу.

Хлорна кислота ще більш стійка і існує у вільному стані. За ступенем дисоціації – це сама сильна кислота. Солі – перхлорати – отримують обережним нагріванням Хлоратів (без каталізаторів):

4KClO₃ = 3KClO₄ + KCl

По мірі зростання ступеню окислення Хлору зростає стійкість та сила його кисневих кислот, проте їх окисна активність знижується.

Для брому характерні – HBrO (бромнуватиста кислота), HBrO₃ (бромнувата), HBrO₄ (бромна) – остання досить нестійка. Для йоду - HIO (йоднуватиста кислота) – амфотерна сполука:

HIO«H⁺ + IO^-; HIO«I⁺ + OH^-.