Элементы 17(VII) группы и их соединения

Учебниковая опора

• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия. 9 класс», часть 2, 9 класс, Мектеп, 2019, с. 3–6
• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия. 9 класс», часть 2, 9 класс, Мектеп, 2019, с. 7–10
• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия. 9 класс», часть 2, 9 класс, Мектеп, 2019, с. 13–15
• Википедия, «Хлорноватистая кислота», https://ru.wikipedia.org/wiki/Хлорноватистая_кислота
• Википедия, «Хлорная кислота», https://ru.wikipedia.org/wiki/Хлорная_кислота
• Chemistry LibreTexts, «Oxyacids of Chlorine», https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Inorganic_Chemistry/Chemistry_of_the_Main_Group_Elements_(Barron)/10:_The_Halogens/10.04:_Oxyacids_of_Chlorine
• Усманова М. Б., Сакарьянова К. Н., Сахариева Б. Н. «Химия», 8 класс, Атамура, 2018, с. 209
• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия», 7 класс, Мектеп, 2025, с. 111

Главное

• Галогены («солерождающие»): F, Cl, Br, I; внешний слой $ns^2np^5$ — до октета не хватает одного электрона → сильные окислители.
• Молекулы двухатомные ($Hal_2$), связь ковалентная неполярная, решётка молекулярная.
• Окислительные свойства и ЭО: $F > Cl > Br > I$; восстановительные (галогенид-ионов) — наоборот.
• Степень окисления $-1$ у всех; кроме фтора — ещё $+1, +3, +5, +7$.
• Более активный галоген вытесняет менее активный из солей: $Cl_2 + 2KBr = 2KCl + Br_2$.

Теория

Физические свойства (F → I растут плотность, $t_{пл}$, $t_{кип}$, интенсивность окраски)

Галоген	Состояние и цвет
$F_2$	бледно-жёлтый газ ($t_{пл} = -220$ °C)
$Cl_2$	жёлто-зелёный ядовитый газ
$Br_2$	бурая летучая жидкость
$I_2$	серо-чёрные кристаллы с металлическим блеском; возгоняется в фиолетовый пар

Хлор. Открыт К. В. Шееле в 1774 г. («хлорос» — жёлто-зелёный). $3s^23p^5$; благодаря $3d$-подуровню проявляет $-1, 0, +1, +3, +5, +7$. $\rho = 3{,}214$ г/л, хорошо растворим в воде (хлорная вода), токсичен. В природе — галит NaCl, сильвин KCl, бишофит $MgCl_2$.

• Промышленность: электролиз $2NaCl \to 2Na + Cl_2$.
• Лаборатория: $MnO_2 + 4HCl = MnCl_2 + Cl_2 + 2H_2O$.

Химические свойства хлора (сильный окислитель):

• с металлами: $2Fe + 3Cl_2 = 2FeCl_3$ (железо до $+3$!); $Cu + Cl_2 = CuCl_2$;
• с водородом: $H_2 + Cl_2 = 2HCl$;
• с неметаллами: $Si + 2Cl_2 = SiCl_4$; $2P + 5Cl_2 = 2PCl_5$; с O₂, C и N₂ напрямую не реагирует;
• с водой: $2Cl_2 + 2H_2O = 4HCl + O_2$;
• с солями: $2FeCl_2 + Cl_2 = 2FeCl_3$; $Cl_2 + 2KBr = 2KCl + Br_2$ (фтор хлор не вытесняет).

Хлороводород и соляная кислота. $HCl$ — бесцветный газ с удушливым запахом, в 1,26 раза тяжелее воздуха, связь ковалентная полярная; при 0 °C в 1 объёме воды растворяется до 500 объёмов. Концентрированная соляная кислота — около 37 %. Сильная одноосновная кислота: $HCl \to H^+ + Cl^-$.

• $Fe + 2HCl = FeCl_2 + H_2$ (железо до $+2$!);
• $BaO + 2HCl = BaCl_2 + H_2O$; $Ba(OH)_2 + 2HCl = BaCl_2 + 2H_2O$;
• $Na_2CO_3 + 2HCl = 2NaCl + H_2O + CO_2\uparrow$.

Качественная реакция на хлорид-ион: $Ag^+ + Cl^- = AgCl\downarrow$ — белый творожистый осадок. Хлориды почти все растворимы, кроме AgCl.

Применение: HCl — химическая, пищевая, фармацевтическая промышленность, травление металлов; NaCl — консервант; KCl — удобрение; $ZnCl_2$ — пропитка древесины, пайка.

Кислородсодержащие кислоты хлора

Кислота	Название	Соли	$pK_a$
$HClO$	хлорноватистая	гипохлориты	≈ 7,5
$HClO_2$	хлористая	хлориты	≈ 1,9
$HClO_3$	хлорноватая	хлораты	≈ −1…−2
$HClO_4$	хлорная	перхлораты	≈ −10

С ростом числа атомов кислорода сила кислоты растёт: $HClO$ — слабая, $HClO_4$ — одна из сильнейших.

Галогены в организме. Иод накапливается в щитовидной железе; соединения фтора в зубных пастах образуют на эмали устойчивые к кислотам фторапатиты.

Формулы / правила

• Ряд активности: $F_2 > Cl_2 > Br_2 > I_2$; каждый вытесняет стоящие правее из их галогенидов.
• Низшая степень окисления галогена: $7 - 8 = -1$; высшая (кроме F): $+7$.

Примеры

1. Пойдёт ли реакция $I_2 + KBr$? Нет: йод слабее брома.
2. Какая соль получится: Fe + Cl₂ и Fe + HCl? $FeCl_3$ и $FeCl_2$ соответственно.
3. Какой объём хлора (н. у.) выделится при действии избытка HCl на 8,7 г $MnO_2$? $n(MnO_2) = 8{,}7/87 = 0{,}1$ моль → $n(Cl_2) = 0{,}1$ моль, $V = 2{,}24$ л.
4. Как отличить растворы NaCl и $NaNO_3$? $AgNO_3$: с NaCl — белый осадок AgCl.

Типичные ошибки на ЕНТ

• Приписывают фтору положительные степени окисления.
• Пишут $FeCl_3$ в реакции железа с соляной кислотой (там $FeCl_2$).
• Считают йод сильнейшим окислителем из-за «тяжести»; сильнейший — фтор.
• Ставят хлор как вытесняющий фтор из фторидов.
• Забывают, что бром — жидкость при обычных условиях.

Самопроверка

1. Сколько электронов на внешнем уровне у галогенов? — Семь.
2. Кто открыл хлор? — К. В. Шееле, 1774 г.
3. Какой цвет осадка AgCl? — Белый, творожистый.
4. Как получают хлор в лаборатории? — $MnO_2$ + конц. HCl.
5. Как меняются окислительные свойства от F к I? — Ослабевают.