В таблице приведены некоторые характеристики атомов и

двухатомных молекул галогенов:

Из таблицы видно, что у галогенов закономерно возрастают радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, увеличивается длина связи в молекулах простых веществ. Энергия связи при переходе от F₂ к Cl₂ увеличивается, т.к. в молекуле хлора дополнительно образуются донорно-акцепторные связи за счет свободных d-орбиталей и заполненных р-орбиталей, а при переходе от хлора к брому, иоду и астату из-за увеличения длины связи – энергия связи уменьшается.

Электронная конфигурация валентных электронов атомов галогенов ns²np⁵. Галогены - неметаллы, обладающие большим сродством к электрону. Присоединение электрона приводит к образованию галогенид-ионов с устойчивой 8-электронной оболочкой благородного газа.

Все галогены - окислители: фтор - наиболее сильный окислитель, хлор и бром тоже относятся к окислителям, а йод проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Таким образом, окислительная активность галогенов по группе сверху вниз уменьшается, поэтому вышестоящий галоген вытесняет нижестоящие из их соединений с металлами:

Cl₂+2NaBr=2NaCl+Br₂ Сl₂+2KI=2KСl + I₂

Молекулы галогенов двухатомны. При обычных условиях F₂ и Сl₂ - газы, Вr₂ - жидкость, а I₂ - твердое вещество с молекулярной кристаллической решеткой. Фтор и хлор, а также пары брома и йода ядовиты.

Так как йод имеет молекулярную кристаллическую решетку, то при нагревании он сублимируется (возгоняется) без разрушения в виде молекул I₂.

Фтор образует соединения только в одной степени окисления -1. Остальные галогены, кроме этой степени окисления, образуют соединения в положительных степенях окисления от +1 до максимальной +7.