Всім відомо, що фтор вводять до складу зубної пасти, а хлором дезінфікують воду в плавальних басейнах. Бром застосовують як заспокійливий засіб, а спиртовий розчин йоду як антисептичний засіб. Фтор, хлор, бром і йод утворюють сімейство галогенів. Галогени відносяться до неметалевим елементам. Вони входять в VII групу періодичної системи (див. мал.).

Про походження назв галогенів Назви всіх галогенів, за винятком фтору, походять від грецьких слів:

Назва	Початкове слово	Значення
Галоген	галс (грец.) ген (грец.)	Сіль Створюючий
Фтор	флуо (лат.)	Текти, текучий (за старих часів мінерал польовий шпат CaF, використовували в металургії як флюс для додання легкоплавкості шлакам)
Хлор	хлорос (грец.)	Зеленувато-жовтий
Бром	бромос (грец.)	Смердючий
Йод	іодес (грец.)	Фіолетовий
Астат	астатос (грец.)	Нестійкий

Склад «ген» в якості приставки або суфікса входить в багато наукові терміни, наприклад в слова генератор і антиген. Зазвичай він означає зростання або освіту чого-небудь. Таким чином, слово галоген (гало + ген) означає "утворюючий сіль».
ЕЛЕКТРОННА СТРУКТУРА атомів галогенів
Атоми всіх галогенів мають у зовнішній оболонці сім електронів. Вони легко приєднують ще один електрон, утворюючи галогенідними іони. Галогенід-іон має стійкий октет електронів. Галогени характеризуються високою електронегативністю та реакційною здатністю і тому у вільному вигляді не зустрічаються в природі. Однак галогенід-іони поширені у природі.
Галогени у вільному вигляді існують у формі двохатомних молекул. Атоми в цих молекулах пов'язані між собою простий ковалентним зв'язком. Кожна така зв'язок утворюється в результаті усуспільнення пари електронів - по одному від кожного атома:
У табл. 1 наведені деякі дані про структуру атомів і молекул галогенів. Звернемо увагу на те, що атомні та іонні радіуси галогенів, а також довжини зв'язку в їх молекулах послідовно зростають при переміщенні до нижньої частини групи. Однак енергії дисоціації зв'язку і, отже, міцність зв'язку в молекулах галогенів при цьому, навпаки, зменшуються. Винятком у цьому відношенні є тільки фтор. Невелика міцність зв'язку фтору, мабуть, обумовлена ​​занадто близьким розташуванням атомів у молекулі. Це призводить до сильного відштовхуванню між несвязивающімі електронами, що викликає ослаблення зв'язку.
Таблиця 1. Електронна будова і властивості галогенів

Елемент	Атомний номер	Електронна конфігурація атомів	Конфігурація зовнішньої оболонки	Атомний радіус, нм	Іонний радіус, нм	Довжина зв'язку, нм	Енергія дисоціації зв'язку, кДж / моль
Фтор	9	2.7	2s22p5	0,072	0,136	0,142	158
Хлор	17	2.8.7	Зs23p5	0,099	0,181	0,200	242
Бром	35	2.8.18.7	4s24р5	0,114	0,195	0,229	193
Йод	53	2.8.18.18.7	5s25р5	0,133	0,216	0,266	151

ЛАБОРАТОРНІ МЕТОДИ ОДЕРЖАННЯ ГАЛОГЕНАМИ
Хлор. Хлор можна отримати в лабораторних умовах окисленням концентрованої соляної кислоти манганатов (VII) калію:
Вирізняється хлор пропускають через воду, щоб видалити сліди хлороводородом, а потім через концентровану сірчану кислоту, щоб осушити його. Отриманий хлор збирають у перевернутому посудині, з якого він витісняє повітря.
Інший спосіб лабораторного отримання хлору заснований на реакції між відбілюючим порошком (гіпохлоритом кальцію) і розведеної соляної кислотою:
Бром. Для отримання брому в лабораторних умовах додають оксид Маргао-Ha (IV) до суміші концентрованої сірчаної кислоти з бромідом калію. Бромоводород-ва кислота, обоазуюшаяся в оеакціі між сеоной кислотою і бромідом калію:
окислюється оксидом марганцю (IV)
Бром відділяють від реакційної суміші перегонкою.
Йод. Йод одержують тим же способом, що і бром, тільки замість броміду калію використовується йодид калію. Отриманий іод відділяють від реакційної суміші сублімацією.
ФІЗИЧНІ І БІОЛОГІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
Всі галогени - токсичні речовини.
Отруєння хлором. Рідкий хлор викликає серйозні опіки шкіри. Газоподібний хлор надає сильну подразнюючу дію, особливо на очі і дихальну систему. Він реагує з водою, що міститься в очах, легенів і слизових оболонках органів дихання, утворюючи соляну кислоту і хлорнуватисту кислоту (див. нижче «Реакції з водою і лугами»). Симптомами отруєння хлором є печіння очей та органів дихання, що не припиняється кашель і, у важких випадках, кривава мокротиння. У легенях, отруєних хлором, може розвиватися бронхіальна пневмонія. Гранично допустима концентрація хлору в повітрі складає 0,005 мг/дм3. Рівень 0,2 мг/дм3 вважається небезпечним, а концентрація 2 мг/дм3 може викликати швидку смерть. Однак випадки отруєння хлором із смертельним результатом в аварійній обстановці нечасті, оскільки людей, надихавшись цим газом, зазвичай вдається вчасно видалити з отруєної зони.
Галогени мають характерний різкий запах, добре знайомий тим, хто відвідує плавальні басейни.
Всі галогени мають велику летючість. Вона пояснюється тим, що їх молекули утримуються разом лише слабкими вандерваальсовимі силами. Хоча вандерваальсови сили поступово зростають при переміщенні до нижньої частини групи галогенів, вони залишаються дуже слабкими навіть в кристалах йоду, які тому легко возгоняются при нагріванні. При цьому утворюються фіолетові пари йоду. Температури плавлення і кипіння галогенів вказані в табл. 2.
Таблиця 2. Фізичні властивості галогенів

Елемент	Температура плавлення, ° С	Температура кипіння, ° С	Агрегатний стан і зовнішній вигляд при 20 ° С
Фтор	-220	-188	Блідо-жовтий газ
Хлор	-101	-34	Жовто-зелений газ
Бром	-7	58	Коричнева рідина з важкими коричневими парами
Йод	114	183	Блискучі сіро-чорні кристали

Всі галогени - забарвлені речовини. Інтенсивність їх забарвлення зростає в міру переміщення до нижньої частини групи.
Галогени мають невелику розчинністю у воді. Розчин хлору у воді називається хлорною водою. Галогени добре розчиняються в органічних розчинниках, утворюючи забарвлені розчини. Наприклад, хлор розчиняється в тетрахлоро-метані, утворюючи жовтий розчин, бром утворює червоний розчин, а йод-фіолетовий.
Реакційна здатність ГАЛОГЕНАМИ
Галогени являють собою найбільш реакційноздатні групи елементів у періодичній системі. Вони складаються з молекул з дуже низькими енергіями дисоціації зв'язку (див. табл. 1), а їх атоми мають у зовнішній оболонці сім електронів і тому дуже електронегативні. Фтор-найбільш електронегативний і найбільш реакційноздатні неметалічний елемент в періодичній системі. Реакційна здатність галогенів поступово зменшується при переміщенні до нижньої частини групи. У наступному розділі буде розглянута здатність галогенів окисляти метали і неметали і показано, як ця здатність зменшується в напрямку від фтору до иоду.
ОСВІТЛЮВАЛЬНІ НАБОРИ, ГАЛОГЕНИ як окислювач
При пропущенні газоподібного сірководню через хлорне воду відбувається осадження сірки. Реакція протікає за рівнянням
У цій реакції хлор окисляє сірководень, відбираючи в нього водень. Хлор окисляє також залізо (II) до заліза (III). Наприклад, якщо перемішувати струшуванням хлор з водним розчином сульфату заліза (II), утворюється сульфат заліза (III):
Боротьба, що при цьому окислювальна напівреакцій описується рівнянням
В якості іншого прикладу окисного дії хлору наведемо синтез хлориду натрію при спалюванні натрію в хлорі:
У цій реакції відбувається окислення натрію, оскільки кожен атом натрію втрачає електрон, утворюючи іон натрію:
Хлор приєднує ці електрони, утворюючи хлорид-іони:

Таблиця 3. Стандартні електродні потенціали галогенів

Електродна реакція	Стандартний електродний потенціал Е °, У
F2 (м.) +2 e-«2F-(водн.)	+2,87
Cl2 (м.) +2 e-«2Cl-(водн.)	+1,36
Br2 (ж.) +2 e-«2Br-(водн.)	+1,09
I2 (тв.) +2 e-«2I-(водн.)	+0,54

Таблиця 4. Стандартні ентальпії утворення галогенідів натрію

Галогенід	Стандартна ентальпія утворення, DH ° обр, m, кДж / моль
NaF	-573
NaCl	-414
NaBr	-361
Nal	-288

Окислювачами є всі галогени, з них фтор-самий сильний окислювач. У табл. 3 вказані стандартні електродні потенціали галогенів. З цієї таблиці видно, що окислювальна здатність галогенів поступово зменшується в напрямку до нижньої частини групи. Цю закономірність можна продемонструвати, додаючи розчин броміду калію в посудину з газоподібним хлором. Хлор окисляє бромід-іони, в результаті чого утворюється бром; це призводить до появи забарвлення у перш безбарвного розчину:
Таким чином, можна переконатися, що хлор більш сильний окислювач, ніж бром. Точно так само, якщо змішати розчин йодиду калію з бромом, утворюється чорний осад з твердого йоду. Це означає, що бром окисляє йодид-іони:
Обидві описані реакції є прикладами реакцій витіснення (заміщення). У кожному випадку більш реакційноздатні, тобто є більш сильним окислювачем, галоген витісняє з розчину менш реакційноздатні галоген.
Окислення металів. Галогени легко окислюють метали. Фтор легко окисляє всі метали, виключаючи золото і срібло. Ми вже згадували про те, що хлор окисляє натрій, утворюючи з ним хлорид натрію. Наведемо ще один приклад: коли потік газоподібного хлору пропускають над поверхнею нагрітих ошурки, утворюється хлорид заліза (III), тверде коричневе речовина:
Навіть йод здатний, хоч і повільно, окисляти метали, розташовані в електрохімічному ряду нижче за нього. Легкість окислення металів різними галогенами зменшується при переміщенні до нижньої частини VII групи. У цьому можна переконатися, порівнюючи енергії утворення галогенідів з вихідних елементів. У табл. 4 вказані стандартні ентальпії утворення галогенідів натрію в порядок переміщення до нижньої частини групи.
Окислення неметалів. За винятком азоту і більшості благородних газів, фтор окисляє всі інші неметали. Хлор реагує з фосфором і сіркою. Вуглець, азот і кисень не вступають в реакції безпосередньо з хлором, бромом або йодом. Про відносну реакційної здатності галогенів до неметалів можна судити, порівнюючи їх реакції з воднем (табл. 5).
Окислення вуглеводнів. При певних умовах галогени окислюють вуглеводні. Наприклад, хлор повністю відщеплює водень від молекули скипидару:
Окислення ацетилену може протікати з вибухом:
Таблиця 5. Реакції галогенів з воднем

Реакція	Характер і умови протікання
Н2 (м.) + F2 (м.) ® 2НF (м.)	Протікає з вибухом
Н2 (м.) + Сl2 (м.) ® 2НСl (м.)	Протікає з вибухом на світлі, але повільно в темряві
Н2 (м.) + Вr2 (м.) ® 2НВr (м.)	Протікає тільки при нагріванні і в присутності каталізатора
Н2 (м.) + I2 (м.) ® 2НI (м.)	Протікає повільно навіть при нагріванні

Реакції з водою і лугами
Фтор реагує з холодною водою, утворюючи фтороводород і кисень:
Хлор повільно розчиняється у воді, утворюючи хлорне воду. Хлорне вода має невелику кислотність внаслідок того, що в ній відбувається диспропорціонування хлору з утворенням соляної кислоти і хлорнуватистої кислоти:
Бром і йод диспропорционируют у воді аналогічним чином, але ступінь диспропорціонування у воді зменшується від хлору до иоду.
Хлор, бром і йод диспропорционируют також у лугах. Наприклад, у холодній розведеною лугу бром диспропорционирует на бромід-іони і гіпоброміт-іони (бромат (I)-іони):
При взаємодії брому з гарячими концентрованими лугами диспропорционирование протікає далі:
Иодат (I), або гіпоіодіт-іон, нестійкий навіть в холодних розбавлених лугах. Він мимоволі диспропорционирует з утворенням йодид-іона і иодат (V)-іона.
Реакція фтору з лугами, як і його реакція з водою, не схожа на аналогічні реакції інших галогенів. У холодній розведеною лугу протікає наступна реакція:
У гарячій концентрованої лугу реакція з фтором протікає так:
Аналіз на галогени і за участю галогенів
Якісний і кількісний аналіз на галогени зазвичай виконується за допомогою оаствора нітрату срібла. Наприклад
Для якісного і кількісного визначення йоду може використовуватися розчин крохмалю. Оскільки йод дуже мало розчинний у воді, його зазвичай аналізують у присутності иодида калію. Так чинять з тієї причини, що йод утворює з йодид-іоном розчинна трііодідний іон I3-:
Розчини йоду з иодидами використовуються для аналітичного визначення різних відновників, наприклад тіосульфат (VI)-іонів, а також деяких окисників, наприклад манганат (VII)-іонів. Окислювачі зміщують вказане вище рівновагу вліво, вивільняючи йод. Йод потім титрують тіосульфатом (VI).

Походження галогенів

Про походження назв галогенів Назви всіх галогенів, за винятком фтору, походять від грецьких слів: Назва Початкове слово Значення Галоген галс (грец.) ген (грец.) Сіль Створюючий Фтор флуо (лат.) Текти, текучий (за старих часів мінерал польовий шпат CaF, використовували в металургії як флюс для додання легкоплавкості шлакам) Хлор хлорос (грец.) Зеленувато-жовтий Бром бромос (грец.) Смердючий Йод іодес (грец.) Фіолетовий Астат астатос (грец.) Нестійкий Склад «ген» в якості приставки або суфікса входить в багато наукові терміни, наприклад в слова генератор і антиген. Зазвичай він означає зростання або освіту чого-небудь. Таким чином, слово галоген (гало + ген) означає "утворюючий сіль». ЕЛЕКТРОННА СТРУКТУРА атомів галогенів Атоми всіх галогенів мають у зовнішній оболонці сім електронів. Вони легко приєднують ще один електрон, утворюючи галогенідними іони. Галогенід-іон має стійкий октет електронів. Галогени характеризуються високою електронегативністю та реакційною здатністю і тому у вільному вигляді не зустрічаються в природі. Однак галогенід-іони поширені у природі. Галогени у вільному вигляді існують у формі двохатомних молекул. Атоми в цих молекулах пов'язані між собою простий ковалентним зв'язком. Кожна така зв'язок утворюється в результаті усуспільнення пари електронів - по одному від кожного атома: У табл. 1 наведені деякі дані про структуру атомів і молекул галогенів. Звернемо увагу на те, що атомні та іонні радіуси галогенів, а також довжини зв'язку в їх молекулах послідовно зростають при переміщенні до нижньої частини групи. Однак енергії дисоціації зв'язку і, отже, міцність зв'язку в молекулах галогенів при цьому, навпаки, зменшуються. Винятком у цьому відношенні є тільки фтор. Невелика міцність зв'язку фтору, мабуть, обумовлена ​​занадто близьким розташуванням атомів у молекулі. Це призводить до сильного відштовхуванню між несвязивающімі електронами, що викликає ослаблення зв'язку. Таблиця 1. Електронна будова і властивості галогенів Елемент Атомний номер Електронна конфігурація атомів Конфігурація зовнішньої оболонки Атомний радіус, нм Іонний радіус, нм Довжина зв'язку, нм Енергія дисоціації зв'язку, кДж / моль Фтор 9 2.7 2s22p5 0,072 0,136 0,142 158 Хлор 17 2.8.7 Зs23p5 0,099 0,181 0,200 242 Бром 35 2.8.18.7 4s24р5 0,114 0,195 0,229 193 Йод 53 2.8.18.18.7 5s25р5 0,133 0,216 0,266 151 ЛАБОРАТОРНІ МЕТОДИ ОДЕРЖАННЯ ГАЛОГЕНАМИ Хлор. Хлор можна отримати в лабораторних умовах окисленням концентрованої соляної кислоти манганатов (VII) калію: Вирізняється хлор пропускають через воду, щоб видалити сліди хлороводородом, а потім через концентровану сірчану кислоту, щоб осушити його. Отриманий хлор збирають у перевернутому посудині, з якого він витісняє повітря. Інший спосіб лабораторного отримання хлору заснований на реакції між відбілюючим порошком (гіпохлоритом кальцію) і розведеної соляної кислотою: Бром. Для отримання брому в лабораторних умовах додають оксид Маргао-Ha (IV) до суміші концентрованої сірчаної кислоти з бромідом калію. Бромоводород-ва кислота, обоазуюшаяся в оеакціі між сеоной кислотою і бромідом калію: окислюється оксидом марганцю (IV) Бром відділяють від реакційної суміші перегонкою. Йод. Йод одержують тим же способом, що і бром, тільки замість броміду калію використовується йодид калію. Отриманий іод відділяють від реакційної суміші сублімацією. ФІЗИЧНІ І БІОЛОГІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ Всі галогени - токсичні речовини. Отруєння хлором. Рідкий хлор викликає серйозні опіки шкіри. Газоподібний хлор надає сильну подразнюючу дію, особливо на очі і дихальну систему. Він реагує з водою, що міститься в очах, легенів і слизових оболонках органів дихання, утворюючи соляну кислоту і хлорнуватисту кислоту (див. нижче «Реакції з водою і лугами»). Симптомами отруєння хлором є печіння очей та органів дихання, що не припиняється кашель і, у важких випадках, кривава мокротиння. У легенях, отруєних хлором, може розвиватися бронхіальна пневмонія. Гранично допустима концентрація хлору в повітрі складає 0,005 мг/дм3. Рівень 0,2 мг/дм3 вважається небезпечним, а концентрація 2 мг/дм3 може викликати швидку смерть. Однак випадки отруєння хлором із смертельним результатом в аварійній обстановці нечасті, оскільки людей, надихавшись цим газом, зазвичай вдається вчасно видалити з отруєної зони. Галогени мають характерний різкий запах, добре знайомий тим, хто відвідує плавальні басейни. Всі галогени мають велику летючість. Вона пояснюється тим, що їх молекули утримуються разом лише слабкими вандерваальсовимі силами. Хоча вандерваальсови сили поступово зростають при переміщенні до нижньої частини групи галогенів, вони залишаються дуже слабкими навіть в кристалах йоду, які тому легко возгоняются при нагріванні. При цьому утворюються фіолетові пари йоду. Температури плавлення і кипіння галогенів вказані в табл. 2. Таблиця 2. Фізичні властивості галогенів Елемент Температура плавлення, ° С Температура кипіння, ° С Агрегатний стан і зовнішній вигляд при 20 ° С Фтор -220 -188 Блідо-жовтий газ Хлор -101 -34 Жовто-зелений газ Бром -7 58 Коричнева рідина з важкими коричневими парами Йод 114 183 Блискучі сіро-чорні кристали Всі галогени - забарвлені речовини. Інтенсивність їх забарвлення зростає в міру переміщення до нижньої частини групи. Галогени мають невелику розчинністю у воді. Розчин хлору у воді називається хлорною водою. Галогени добре розчиняються в органічних розчинниках, утворюючи забарвлені розчини. Наприклад, хлор розчиняється в тетрахлоро-метані, утворюючи жовтий розчин, бром утворює червоний розчин, а йод-фіолетовий. Реакційна здатність ГАЛОГЕНАМИ Галогени являють собою найбільш реакційноздатні групи елементів у періодичній системі. Вони складаються з молекул з дуже низькими енергіями дисоціації зв'язку (див. табл. 1), а їх атоми мають у зовнішній оболонці сім електронів і тому дуже електронегативні. Фтор-найбільш електронегативний і найбільш реакційноздатні неметалічний елемент в періодичній системі. Реакційна здатність галогенів поступово зменшується при переміщенні до нижньої частини групи. У наступному розділі буде розглянута здатність галогенів окисляти метали і неметали і показано, як ця здатність зменшується в напрямку від фтору до иоду. ОСВІТЛЮВАЛЬНІ НАБОРИ, ГАЛОГЕНИ як окислювач При пропущенні газоподібного сірководню через хлорне воду відбувається осадження сірки. Реакція протікає за рівнянням У цій реакції хлор окисляє сірководень, відбираючи в нього водень. Хлор окисляє також залізо (II) до заліза (III). Наприклад, якщо перемішувати струшуванням хлор з водним розчином сульфату заліза (II), утворюється сульфат заліза (III): Боротьба, що при цьому окислювальна напівреакцій описується рівнянням В якості іншого прикладу окисного дії хлору наведемо синтез хлориду натрію при спалюванні натрію в хлорі: У цій реакції відбувається окислення натрію, оскільки кожен атом натрію втрачає електрон, утворюючи іон натрію: Хлор приєднує ці електрони, утворюючи хлорид-іони: Таблиця 3. Стандартні електродні потенціали галогенів Електродна реакція Стандартний електродний потенціал Е °, У F2 (м.) +2 e-«2F-(водн.) +2,87 Cl2 (м.) +2 e-«2Cl-(водн.) +1,36 Br2 (ж.) +2 e-«2Br-(водн.) +1,09 I2 (тв.) +2 e-«2I-(водн.) +0,54 Таблиця 4. Стандартні ентальпії утворення галогенідів натрію Галогенід Стандартна ентальпія утворення, DH ° обр, m, кДж / моль NaF -573 NaCl -414 NaBr -361 Nal -288 Окислювачами є всі галогени, з них фтор-самий сильний окислювач. У табл. 3 вказані стандартні електродні потенціали галогенів. З цієї таблиці видно, що окислювальна здатність галогенів поступово зменшується в напрямку до нижньої частини групи. Цю закономірність можна продемонструвати, додаючи розчин броміду калію в посудину з газоподібним хлором. Хлор окисляє бромід-іони, в результаті чого утворюється бром; це призводить до появи забарвлення у перш безбарвного розчину: Таким чином, можна переконатися, що хлор більш сильний окислювач, ніж бром. Точно так само, якщо змішати розчин йодиду калію з бромом, утворюється чорний осад з твердого йоду. Це означає, що бром окисляє йодид-іони: Обидві описані реакції є прикладами реакцій витіснення (заміщення). У кожному випадку більш реакційноздатні, тобто є більш сильним окислювачем, галоген витісняє з розчину менш реакційноздатні галоген. Окислення металів. Галогени легко окислюють метали. Фтор легко окисляє всі метали, виключаючи золото і срібло. Ми вже згадували про те, що хлор окисляє натрій, утворюючи з ним хлорид натрію. Наведемо ще один приклад: коли потік газоподібного хлору пропускають над поверхнею нагрітих ошурки, утворюється хлорид заліза (III), тверде коричневе речовина: Навіть йод здатний, хоч і повільно, окисляти метали, розташовані в електрохімічному ряду нижче за нього. Легкість окислення металів різними галогенами зменшується при переміщенні до нижньої частини VII групи. У цьому можна переконатися, порівнюючи енергії утворення галогенідів з вихідних елементів. У табл. 4 вказані стандартні ентальпії утворення галогенідів натрію в порядок переміщення до нижньої частини групи. Окислення неметалів. За винятком азоту і більшості благородних газів, фтор окисляє всі інші неметали. Хлор реагує з фосфором і сіркою. Вуглець, азот і кисень не вступають в реакції безпосередньо з хлором, бромом або йодом. Про відносну реакційної здатності галогенів до неметалів можна судити, порівнюючи їх реакції з воднем (табл. 5). Окислення вуглеводнів. При певних умовах галогени окислюють вуглеводні. Наприклад, хлор повністю відщеплює водень від молекули скипидару: Окислення ацетилену може протікати з вибухом: Таблиця 5. Реакції галогенів з воднем Реакція Характер і умови протікання Н2 (м.) + F2 (м.) ® 2НF (м.) Протікає з вибухом Н2 (м.) + Сl2 (м.) ® 2НСl (м.) Протікає з вибухом на світлі, але повільно в темряві Н2 (м.) + Вr2 (м.) ® 2НВr (м.) Протікає тільки при нагріванні і в присутності каталізатора Н2 (м.) + I2 (м.) ® 2НI (м.) Протікає повільно навіть при нагріванні Реакції з водою і лугами Фтор реагує з холодною водою, утворюючи фтороводород і кисень: Хлор повільно розчиняється у воді, утворюючи хлорне воду. Хлорне вода має невелику кислотність внаслідок того, що в ній відбувається диспропорціонування хлору з утворенням соляної кислоти і хлорнуватистої кислоти: Бром і йод диспропорционируют у воді аналогічним чином, але ступінь диспропорціонування у воді зменшується від хлору до иоду. Хлор, бром і йод диспропорционируют також у лугах. Наприклад, у холодній розведеною лугу бром диспропорционирует на бромід-іони і гіпоброміт-іони (бромат (I)-іони): При взаємодії брому з гарячими концентрованими лугами диспропорционирование протікає далі: Иодат (I), або гіпоіодіт-іон, нестійкий навіть в холодних розбавлених лугах. Він мимоволі диспропорционирует з утворенням йодид-іона і иодат (V)-іона. Реакція фтору з лугами, як і його реакція з водою, не схожа на аналогічні реакції інших галогенів. У холодній розведеною лугу протікає наступна реакція: У гарячій концентрованої лугу реакція з фтором протікає так: Аналіз на галогени і за участю галогенів Якісний і кількісний аналіз на галогени зазвичай виконується за допомогою оаствора нітрату срібла. Наприклад Для якісного і кількісного визначення йоду може використовуватися розчин крохмалю. Оскільки йод дуже мало розчинний у воді, його зазвичай аналізують у присутності иодида калію. Так чинять з тієї причини, що йод утворює з йодид-іоном розчинна трііодідний іон I3-: Розчини йоду з иодидами використовуються для аналітичного визначення різних відновників, наприклад тіосульфат (VI)-іонів, а також деяких окисників, наприклад манганат (VII)-іонів. Окислювачі зміщують вказане вище рівновагу вліво, вивільняючи йод. Йод потім титрують тіосульфатом (VI).

7 група головна підгрупа

До головної підгрупи VII групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва входять:
Фтор F 
Хлор Cl
Бром Br
Йод J та Астат At. Загальна назва цієї групи елементів - галогени, що в перекладі означає "солеродні".
Атоми галогенів мають на останньому енергетичному рівні сім електронів: ns2np5. Розподіл електронів останнього енергетичного рівня за орбіталями такий:
s
p d
?? ?? ?? ?
3
В атомі Хлору можливі три збуджені стани:
І ?? ?? ? ? ?
ІІ ?? ? ? ? ? ?
ІІІ ? ? ? ? ? ? ?
У збуджених станах атом Хлору може утворювати 3,5 або 7 спільних електронних пар з іншими атомами. Таке число зв'язків характерне для сполук Хлору з киснем.
Збуджені стани можливі і для атомів Брому, Йоду, Астату. Для атома Фтору досягнення збудженого стану неможливе: електрони зовнішнього шару атома F перебувають на другому енергетичному рівні, на якому не має вільних орбіталей: 
9F
s р
?? ?? ?? ?
Всі галогени відносяться до р-елемнтів. З підвищенням порядкового номера у ряді F - At збільшуються радіуси атомів, зменшується електронегативність, слабшають неметалічні властивості й окислювальна здатність елементів. Найбільш виражені неметалічні властивості у Фтору (ст. о.-1), найменш - у Йоду.
У вільному стані галогени утворюють прості речовини, що складаються з двохатомних молекул: F2, Cl2, Br2, J2 зв'язки між атомами - ковалентні неполярні . Кристалічна решітка галогенів молекулярного типу.
Поширення в природі.
З галогенів у земній корі найпоширеніші хлор і фтор. Масові части у земній корі становлять, %: 
Cl - 0,045; F - 0,027; Br - 1,6х10-4, J - 3x10-5.
Астат трапляється у дуже незначних кількостях у продуктах розпаду природних радіоактивних речовин.
Галогени у природі поширені виключно у зв'язаному стані - в основному у вигляді солей:
CaF2 - плавиковий шпат;
Na3 [AlF6] - кріоліт;
Ca5 (PO4)3F - фторапатит;
NaCl - кам'яна сіль;
KCl - сильвін; КСl·MgCl2·6H2O - карналіт.
Основними природними джерелами Br i J є морська вода, бурова вода, вода озер. Йод міститься у водоростях. Трапляється у вигляді солей - 
KJO3 i KJO4 , які є супутніми покладів NaNО3 (селітри в Чілі і Болівії).
Фізичні властивості.
Фтор - газ світло-зеленого кольору і дуже отруйний (? = 1,11 г/см3). Фтор не може бути розчинений у воді через те, що він взаємодіє з нею.
Хлор - газ жовто-зеленого кольору з різким, неприємним запахом. Хлор тяжчий за повітря, розчинний у воді (в 1 V води 2 V хлору), утворює хлорну воду Cl2аg. (? = 1,568 г/см3).
Бром - рідина червоно-бурого забарвлення з неприємним запахом, у воді розчиняється погано, утворюючи бромну воду Br2 аg. Розчиняється в органічних розчинниках - бензолі, хлороформі. Якщо до бромної води додати бензолу і добре збовтати, то після розшарування рідин можна помітити, як бензол з Br2 забарвлюється вяскраво-оранжевий колір. Це пояснюється тим, що бром краще розчиняється у бензолі, ніж у воді. Бром тяжчий від води (? = 3,12 г/см3).
Йод - кристалічна речовина, темно-сірого кольору, у парах - фіолетового. При нагріванні він з твердого стану зразу переходить в рідкий стан (сублімація). Йод погано розчиняється у воді (світло-жовта йодна вода), але добре розчиняється у спирту. Це використовують для приготування 5-10% розчину йоду в спирту (йодна настойка). Йод дуже добре розчиняється в розчині власних солей, наприклад в розчині калію йодиу. Цей розчин називається розчином Люголя, застосовується в медичній практиці.
Якщо до J2 аg. додати трохи бензолу і добре збовтати, то на поверхні утворюється кільце малинового кольору. Цим користуються для вилучення брому і йоду з водних розчинів.
Фізіологічна дія галогенів.
Всі галогени дуже отруйні. Вдихання їхньої пари викликає подразнення органів дихання, а у великих кількостях вони викликають задуху. 
Особливо отруйним є фтор: при вдиханні невеликих кількостях він викликає набряк легень, у великих - руйнування легеневої тканини і смерть.
Хлор є менш отруйний, ніж фтор. Хронічне отруєння хлором викликає зміну кольору обличчя, легеневі і бронхіальні захворювання. Як протиотруту застосовують пари спирту з ефіром, а також водяні пари з нашатирним спиртом. 
Рідкий бром при попаданні на шкіру викликає сильні опіки. При попаданні на шкіру бром необхідно змити органічним розчином (бензолом, CCl4), протираючи ватою, змоченою цим розчином.
Йод найменш отруйний з усіх галогенів. При попаданні на шкіру кристалічний йод залишає жовті плями. Всі роботи з галогенами слід проводити під витяжкою. 
Поряд з тим галогени є життєво важливими елементами для організму людини. Хлор у вигляді NaCl людина вживає з їжею, він входить до складу хлорофілу. Нестача сполук фтору у питтєвій воді викликає руйнування зубів. Йод бере участь в регулюванні обміну речовин. Нестача йоду викликає захворювання щитовидної залози (зоб). 
Добування галогенів.
Фтор добувають, пропускаючи електричний струм крізь розплавленні фториди (внаслідок його великої електронегативності), наприклад CaF2, KHF2. Електроліз проводять в нікелевій посудині, яка є катодом, а анодом є вугілля.
Хлор добувають в промисловості електролізом водних розчинів NaCl i KCl.
2NaCl+2H2O електроліз 2NaOH+Cl2?+H2?
У лабораторних умовах хлор можна добути, діючи концентрованою хлоридною кислотою на MnO2 або KМnO4.
4HCl+MnO2?MnCl2+Cl2?+8H2O
Бром і йод можна добути аналогічно хлору окисленням HBr i HJ різними окислювачами.
У промисловості бром і йод одержують із бромідів, діючи на їхні розчини хлором.
2KBr+Cl2?2KCl+Br2
2KJ+CL2?2KCl+J2
бром добувають в основному з підземних бурових вод, а також з "ропи" (насиченого розчину) деяких солених озер. Основним джерелом добування йоду є підземні бурові води.

значення галогенів

1. За оцінками ВООЗ у світі 1,5 млрд. осіб зазнають дефіциту Іоду, 300 млн. осіб страждають на збільшення щитоподібної залози внаслідок іодного дефіциту (зоб) та 30 млн. – на кретинізм. Дефіцит Іоду є причиною вираженої розумової відсталості в 43 млн. осіб у світі. Щорічно від нестачі Іоду на світ з'являється 100 тис. дітей з уродженим кретинізмом. Дві третини території України належать до регіонів природного іододефіциту. В 0,6% населення України спостерігається значний дефіцит Іоду в організмі. За останні десять років патологія щитоподібної залози в Україні зросла в десять разів. За останні п'ять років кількість операцій на щитоподібній залозі збільшилась у 3,5 рази, а кількість дітей з патологією, спричиненою іододефіцитом, – також у 3.% рази. В Україні щорічно доводиться відкривати ще одну школу для розумово відсталих дітей, хоча таких шкіл чимало.
2. Щитоподібна залоза активно вилучає Іод з крові, яка протікає через неї. При цьому неорганічні сполуки Іоду з крові перетворюються на органічні. В крові міститься 60-75% Іоду у формі органічних сполук і 25-40% неорганічного Іоду. Загальний вміст Іоду в організмі людини становить близько 25 мг. У нормі близько половини цієї кількості міститься в щитоподібній залозі, що приблизно в 300 разів більше, ніж у крові. Щитоподібна залоза, створюючи власні запаси Іоду із крові, яка проходить через неї кожні 17 хвилин, може втрачати Іод:

1. у разі використання хлорованої води. Ось чому серед усього населення України з проблемою іододефіциту переважно стикаються міські жителі, а не сільські, які використовують для пиття дехлоровану воду з колодязів;
2. у разі підвищеного вживання в їжу звичайної кухонної солі;
3. у разі нагрівання йод випаровується, тому після приготування їжі в ній залишається не більше 20-30% Іоду. Наприклад, під час варіння м'яса зникає до 48% Іоду, капусти –– до 50%, буряка, моркви, картоплі – до 30%.

1. Вікові норми добового вживання Іоду становлять:

Для немовлят – 50 мкг

Діти від 2 до 6 років – 90 мкг

Від 7 до 12 років – 120 мкг

Від 12 років і старші – 150 мкг.

1. Гостра нестача Іоду в організмі призводить до крайньої форми тупості, яку називають кретинізмом. Про це знав ще Наполеон. Він ніколи не брав до своєї армії новобранців із зобом – типовою ознакою гострого іододефіциту. Ендокринологи виявили, що вміст іоду в сечі у трієчників та відстаючих становить 85 мкг, а у відмінників і ударників – 96 мкг. Тобто, людина без зобу, але з помірним іододефіцитом, незважаючи на своє бажання та старання викладачів, ніколи не вибереться із середняків. Виходить, що іододефіцит породжує сірість. Одним із головних заходів профілактики іододефіцитних захворювань є застосування йодованої солі.

Йодування солі вперше було запропоновано колумбійцем Боусінгалом у 1833 році для профілактики зобу.

В Європі вперше йодовану сіль з метою масової профілактики зобу у Швейцарії запропонував використати Хазінгер у 1915 році. Масова профілактика проводилась у Швейцарії (1922 р.), Австрії (1923 р.), Італії (1929 р.), Франції (1931 р.), Німеччині (1937 р.).

У 1955 році Міністерство охорони здоров'я СРСР затвердило інструкцію „Про йодування кухонної солі".

У 1956 році було видано наказ міністра охорони здоров'я „Про розширення боротьби з ендемічним зобом".

У 2002 році Кабінет міністрів України прийняв Постанову за № 1418 „Про затвердження державної програми профілактики іодної недостатності в населення України на 2002-2005 роки".

5. Користь йодованої солі:

1) надлишки Іоду виводяться з організму;

2) отруєння йодованою сіллю неможливе;

3) іод під час кип'ятіння не руйнується;

4) користь для здоров'я не в кількості, а в якості солі;

5) йодована сіль не є загрозою для гіпертоніків.

Йодована сіль зберегає свої лікувальні властивості впродовж трьох-чотирьох місяців. Тому при купівлі обов'язково подивіться на дату її виготовлення.

Іод зникає із солі в разі неправильного зберігання: якщо сіль була підмочена або деякий час перебувала у відкритій тарі. Внаслідок нагрівання, а особливо в разі тривалого кип'ятіння продукту, іод майже цілком випаровується. Тому має сенс солити страву безпосередньо перед подачею на стіл.

галогени у природі

Галогени (від греч. ἁλός - Сіль і γένος - Народження, походження, іноді вживається неправильна назва галоїди) - хімічні елементи 17-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (по застарілої класифікації - елементи головної підгрупи VII групи) ^[1].
Реагують майже з усіма простими речовинами, крім деяких неметалів. Всі галогени - енергійні окислювачі, тому зустрічаються в природі тільки у вигляді сполук. Зі збільшенням порядкового номера хімічна активність галогенів зменшується, хімічна активність галогенід-іонів F^-, Cl ^-, Br ^-, I ^- зменшується.
До галогенам відносяться фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At. Отриманий в Об'єднаному інституті ядерних досліджень в Дубні, Росія в 2009 - 2010 роках 117-й елемент, унунсептію Uus, також знаходиться формально в групі галогенів, проте за хімічними властивостями може істотно відрізнятися від них, як і астат. Являють собою:
Фтор - зеленувато-жовтий газ, дуже отруйний і реакционноспособен.
Хлор - зеленуватий газ. Важкий, також дуже отруйний, має характерний неприємний запах (запах хлорки).
Бром - червоно-бура рідина. Отруйна. Вражає нюховий нерв. Дуже леткий, тому міститься в запаяних ампулах.
Йод - фіолетово-чорні кристали. Дуже легко переганяється (пари фіолетового кольору). Отруйний.
Астат - синьо-чорні кристали. Дуже радіоактивний, тому про нього порівняно мало відомо. Період напіврозпаду найбільш долгоживущего ізотопу - астату-210 - дорівнює 8,1 години.

Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Йод I

Неметали. На зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів, є сильними окислювачами. При взаємодії з металами виникає іонний зв'язок, і утворюються солі. Можуть бути і відновниками (крім F) при взаємодії з більш електронегативними елементами.

1. Поширеність елементів і отримання простих речовин

Як вже було сказано вище, галогени мають високу реакційну здатність, тому зустрічаються в природі зазвичай у вигляді сполук.
Їх поширеність в земній корі зменшується при збільшенні атомного радіусу від фтору до иоду. Кількість астату в земній корі вимірюється грамами, а унунсептію в природі відсутня. Фтор, хлор, бром і йод виробляються у промислових масштабах, причому хлор проводиться в набагато більших кількостях.
У природі ці елементи зустрічаються в основному у вигляді галогенідів (за винятком йоду, який також зустрічається у вигляді иодата натрію або калію в родовищах нітратів лужних металів). Оскільки багато хлориди, броміди та іодіди розчиняються у воді, то ці аніони присутні в океані і природнихрозсолах. Основним джерелом фтору є фторид кальцію, який дуже малорастворим і знаходиться в осадових породах (як флюорит CaF _2).
Основним способом одержання простих речовин є окислення галогенідів. Високі позитивні стандартні електродні потенціали E _o (F ₂ / F ^-) = +2,87 В іE _o (Cl ₂ / Cl ^-) = +1,36 В показують, що окислити іони F ^- і Cl ^- можна тільки сильними окислювачами. У промисловості застосовується тільки електролітичне окислення. При отриманні фтору не можна використовувати водний розчин, оскільки вода окислюється при значно більш низькомупотенціалі (+1,32 В) і утворений фтор став би швидко реагувати з водою. Вперше фтор був отриманий в 1886 р. французьким хіміком Анрі муассаніт приелектролізі розчину гідрофторіда калію KHF ₂ в безводній плавикової кислоті.
У промисловості хлор в основному отримують електролізом водного розчину хлориду натрію в спеціальних електролізерах. При цьому протікають наступні реакції :
напівреакцій на аноді : 
напівреакцій на катоді : 
Окислення води на аноді пригнічується використанням такого матеріалу електрода, який має вищу перенапруження по відношенню до O _2, ніж до Cl ₂(таким матеріалом виявився RuO _2).
У сучасних електролізерах катодне і анодне простору розділені полімерної іонообмінної мембраною. Мембрана дозволяє катионам Na ⁺ переходити з анодного простору в катодного. Перехід катіонів підтримує електронейтральність в обох частинах електролізера, так як протягом електролізу негативнііони віддаляються від анода (перетворення 2Cl ^- в Cl ₂₎ і накопичуються у катода (освіта OH ^-). Переміщення OH ^- в протилежну сторону могло б теж підтримувати електронейтральність, але іон OH ^- реагував би з Cl ₂ і зводив нанівець весь результат.
Бром одержують хімічним окисленням бромід-іона, що знаходиться в морській воді. Подібний процес використовується і для одержання йоду з природних розсолів, багатих I ^-. В якості окислювача в обох випадках використовують хлор, що володіє більш сильними окисними властивостями, а утворюються Br ₂ і I ₂ видаляються з розчину потоком повітря.

2. Фізичні властивості галогенів

Енергія зв'язку галогенів зверху вниз по ряду змінюється не рівномірно. Фтор має аномально низьку енергію зв'язку (151 кДж / моль) , Це пояснюється тим, що фтор не має d -Підрівня і не здатний утворювати полуторні зв'язку, на відміну від інших галогенів (Cl ₂ 243, Br ₂ 199, I ₂ 150,7, At ₂117 кДж / моль ). Від хлору до иоду енергія зв'язку поступово слабшає, що пов'язано зі збільшенням атомного радіусу. Аналогічні аномалії мають і температури кипіння (плавлення):

Проста речовина	Температура плавлення, C	Температура кипіння, C
F 2	-223	-187
Cl 2	-100,98	-34,15
Br 2	-7,2	58,75
I 2	311,5	184,5
At 2	411	299

3. Хімічні властивості галогенів

Всі галогени проявляють високу окислювальну активність, яка зменшується при переході від фтору до иоду. Фтор - найактивніший з галогенів, реагує з усіма металами без винятку, багато з них в атмосфері фтору самозаймаються, виділяючи велику кількість теплоти, наприклад:

2Al + 3F ₂ = 2AlF ₃ + 2989 кДж,

2Fe + 3F ₂ = 2FeF ₃ + 1974 кДж.

Без нагрівання фтор реагує і з багатьма неметалами (H _2, S, С, Si, Р) - всі реакції при цьому сильно екзотермічні, наприклад:

Н ₂ + F ₂ = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F ₂ = SiF ₄ (г) + 1615 кДж.

При нагріванні фтор окисляє всі інші галогени за схемою

Hal ₂ + F ₂ = 2НalF

де Hal = Cl, Br, I, причому в з'єднаннях HalF ступеня окислення хлору, брому і йоду рівні +1.
Нарешті, при опроміненні фтор реагує навіть з інертними (благородними) газами:

Хе + F ₂ = XeF ₂ + 152 кДж.

Взаємодія фтору зі складними речовинами також протікає дуже енергійно. Так, він окисляє воду, при цьому реакція носить вибуховий характер:

3F ₂ + ЗН ₂ О = OF ₂ ↑ + 4HF + Н ₂ О _2.

Вільний хлор також дуже реакционноспособен, хоча його активність і менше, ніж у фтору. Він безпосередньо реагує з усіма простими речовинами, за винятком кисню, азоту і благородних газів. Для порівняння наведемо рівняння реакцій хлору з тими ж простими речовинами, що і для фтору:

2Al + 3Cl ₂ = 2AlCl ₃ (кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl ₂ = 2FeCl ₃ (кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl ₂ = SiCl ₄ (Ж) + 662 кДж,

Н ₂ + Cl ₂ = 2HCl (г) +185 кДж.

Особливий інтерес представляє реакція з воднем. Так, при кімнатній температурі, без освітлення хлор практично не реагує з воднем, тоді як при нагріванні або при освітленні (наприклад, на прямому сонячному світлі) ця реакція протікає з вибухом за наведеним нижче ланцюговому механізму:

Cl ₂ + h ν → 2Cl,

Cl + Н ₂ → HCl + Н,

Н + Cl ₂ → HCl + Cl,

Cl + Н ₂ → HCl + Н і т. д.

Порушення цієї реакції відбувається під дією фотонів ( h ν ), Які викликають дисоціацію молекул Cl ₂ на атоми - при цьому виникає ланцюг послідовних реакцій, у кожній з яких з'являється частка, яка ініціює початок наступної стадії.
Реакція між Н ₂ і Cl ₂ послужила одним з перших об'єктів дослідження ланцюгових фотохімічних реакцій. Найбільший внесок у розвиток уявлень про ланцюгових реакціях вніс російський вчений, лауреат Нобелівської премії ( 1956) Н. Н. Семенов.
Хлор вступає в реакцію з багатьма складними речовинами, наприклад заміщення і приєднання з вуглеводнями:

СН _{3-СН 3} + Cl ₂ → _{СН3-СН 2} Cl + HCl,

СН ₂ = СН ₂ + Cl ₂ → СН ₂ Cl - СН ₂ Cl.

Хлор здатний при нагріванні витісняти бром або йод з їхніх сполук з воднем або металами:

Cl ₂ + 2HBr = 2HCl + Br _2,

Cl ₂ + 2HI = 2HCl + I _2,

Cl ₂ + 2KBr = 2KCl + Br _2,

а також оборотно реагує з водою:

Cl ₂ + Н ₂ О = HCl + HClO - 25 кДж.

Хлор, розчиняючись у воді і частково реагуючи з нею, як це показано вище, утворює рівноважну суміш речовин, звану хлорного водою.
Зауважимо також, що хлор в лівій частині останнього рівняння має ступінь окислення 0. У результаті реакції у одних атомів хлору ступінь окислення стала -1 (в HCl), в інших +1 (в хлорнуватистої кислоті HOCl). Така реакція - приклад реакції самоокісленія-самовідновлення, або диспропорціонування.
Хлор може таким же чином реагувати (діспропорціоніровать) з лугами:

Cl ₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н ₂ О (на холоді),

3Cl ₂ + 6КОН = 5KCl + KClO ₃ + 3Н ₂ О (при нагріванні).

Хімічна активність брому менше, ніж у фтору і хлору, але все ж досить велика у зв'язку з тим, що бром зазвичай використовують в рідкому стані і тому його вихідні концентрації за інших рівних умов більше, ніж в хлору.
Для прикладу наведемо реакції взаємодії брому з кремнієм і воднем:

Si + 2Br ₂ = SiBr ₄ (ж) + 433 кДж,

Н ₂ + Br ₂ = 2HBr (г) + 73 кДж.

Будучи більш "м'яким" реагентом, бром знаходить широке застосування в органічній хімії.
Зазначимо, що бром, так само, як і хлор, розчиняється у воді, і, частково реагуючи з нею, утворює так звану "бромну воду", тоді як йод практично у воді не розчиняється і не здатний її окисляти навіть при нагріванні; з цієї причини не існує "иодной води". Але йод здатний розчинятися в розчинах йодидів з утворенням комплексних аніонів:

I ₂ + I ^- → I ^- ₃.

Утворений розчин називається розчином Люголя.
Йод істотно відрізняється за хімічною активності від інших галогенів. Він не реагує з більшістю неметалів, а з металами повільно реагує тільки при нагріванні. Взаємодія ж йоду з воднем відбувається тільки при сильному нагріванні, реакція є ендотермічний і сильно оборотної:
Н ₂ + I ₂ = 2HI - 53 кДж.
Таким чином, хімічна активність галогенів послідовно зменшується від фтору до иоду. Кожен галоген в ряду F - At може витісняти наступний з його сполук з воднем або металами, тобто кожен галоген у вигляді простого речовини здатний окислювати галогенід-іон будь-якого з наступних галогенів. Астат реагує з металами (наприклад з літієм):

2Li + At ₂ = 2LiAt - астатід літію.

З воднем, утворюючи астатоводород:

H ₂ + ₂ = At 2HAt.