Галоге́ны (от греч. ἅλς, род. падеж ἁλός – соль и ...генез; галоиды), химические элементы 17-й группы длинной формы периодической системы: фтор, хлор, бром, иод и астат. Теннессин формально относится к галогенам. Молекулы двухатомны. Внешняя электронная оболочка атомов имеет конфигурацию s²p⁵. С увеличением атомной массы галогенов возрастают их ионный и ковалентный радиусы, уменьшаются энергии ионизации и электроотрицательность.

Характеристика галогенов

Галогены характеризуются наибольшими среди всех элементов значениями сродства к электрону. Наиболее электроотрицателен фтор. Сродство атомов галогенов к электрону и энергия диссоциации молекул возрастают от фтора к хлору, а затем уменьшаются к иоду.

Степени окисления галогенов: –1 (наиболее характерная); +1 (НОF, НХО и др.); +3 у Cl и Вr (НХО₂, XF₃); +4 у Cl, Вr, I (ХO₂); +5 (НХO₃, XF₅ и др.); +6 у Cl (Cl₂О_б); +7 у Cl, Вr и I (HClO₄, Cl₂O₇, НВrO₄, IF₇ и др.).

При обычных условиях F₂ и Cl₂ – газы, Вr₂ – жидкость, I₂ и At₂ – твёрдые вещества.

Газообразные фтор, хлор, бром и иод.Газообразные фтор, хлор, бром и иод.С увеличением атомной массы окраска галогенов становится более интенсивной − от бледно-жёлтой у фтора до тёмно-красной у брома и тёмно-фиолетовой у иода. В твёрдом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены − диэлектрики. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде; иод растворяется хуже, чем хлор и бром; F₂ окисляет воду до О₂, О₃ и фторидов кислорода. В водных растворах Cl₂ и Вr₂ образуют гидраты Х₂∙nН₂О и гипогалогенитионы ОХ⁻ ; Вr₂ и I₂ хорошо растворяются в хлороформе СНCl₃, сероуглероде CS₂, этаноле и других органических растворителях.

Невысокие энергии диссоциации молекул галогенов (существенно меньшие, чем у О₂, Н₂ и N₂) и большое сродство атомов к электрону определяют их высокую реакционную способность. Галогены − сильные окислители. Наиболее активен фтор, образующий соединения со всеми химическими элементами, кроме Не, Ne и Аr. Реакционная способность галогенов убывает с увеличением атомной массы и обычно возрастает в присутствии влаги и других галогенов. Водород с галогенами образует галогеноводороды НХ. Энтальпии их образования очень мало зависят от температуры и уменьшаются от HF к HI. Термическая устойчивость в этом ряду также уменьшается. Растворы соляной кислоты НСl, бромоводорода НВr и иодоводорода HI в воде – сильные кислоты, раствор фтороводорода HF – кислота средней силы.

С металлами и неметаллами галогены образуют галогениды, друг с другом – межгалогенные соединения. С кислородом Сl₂, Вr₂ и I₂ дают оксиды, F₂ – фториды кислорода. Все галогены (кроме фтора) образуют неустойчивые кислородсодержащие кислоты НХО, НХО₂, НХО₃ и НХО₄; их кислотные свойства в указанном ряду усиливаются, а окислительная активность убывает. Особые группы соединений − гидрогалогениды (среди которых наиболее устойчивы гидрофториды металлов), например МН₂Х₃, и полигалогениды, например K[СlF₂].

Фтор вытесняет хлор из его соединений с более электроположительными элементами, хлор вытесняет бром, а бром – иод ($\frac{1}{2} F_2 + Cl– → F– + \frac{1}{2} Cl_2$). С другой стороны, иод вытесняет бром и хлор из кислородсодержащих кислот и их солей, в которых галогены заряжены положительно ($\frac{1}{2} I_2 + [ClO_3]^– → [IO_3]^– + \frac{1}{2} Cl_2$). Высшие степени окисления многих химических элементов стабилизируются фтором. Известны, например, NiF₃, AuF₅, ReF₇, дифторид криптона, фториды ксенона, соединения, содержащие в молекуле катион NF₄⁺, анион FeFg₆^2–, CoFg₆^2–. Галогены взаимодействуют со многими органическими соединениями, замещая атомы Н, присоединяясь по кратным связям или разлагая органические вещества до галогенопроизводных метана. Многие углеводороды горят или взрываются в атмосфере F₂.

Ионы галогенов в виде лигандов входят в состав молекул многочисленных комплексных соединений, фтор и хлор участвуют в образовании мостиковых связей, например в Аl₂Cl₆, Ta₄F₂₀. Наиболее активны атомарные и ионизированные галогены, которые получают в плазме, газовых разрядах или термокаталитическим разложением молекул Х₂ и используют для синтеза термически нестойких галогенидов или ионного травления поверхностей металлов, полупроводниковых материалов.

Галогены (за исключением астата) широко распространены в природе; они входят в состав многих минералов (например, атакамит, кридит, флуорит и др.), содержатся в морской воде; в свободном виде не встречаются. Все галогены ядовиты и обладают бактерицидными свойствами.

Сростки пластинчатых кристаллов атакамита на корке хризоколлы. Провинция Копьяпо (регион Атакама, Чили).Сростки пластинчатых кристаллов атакамита на корке хризоколлы. Провинция Копьяпо (регион Атакама, Чили).

Соединения, напоминающие по химическим свойствам галогены, например дициан (CN)₂, диоксоциан (CON)₂, дитиоциан (SCN)₂, называются псевдогалогенами, а соли металлов, содержащие группы CN, CON, SСN, – псевдогалогенидами.