Галогены (кроме F) в соединениях могут проявлять как положительную, так и отрицательную степень окисления.
Положительную степень окисления они проявляют при взаимодействии с атомами более электроотрицательных элементов, чем сами. В этом случае галогены выступают в роли восстановителя и отдают другим атомам с внешнего слоя свои неспаренные электроны. Величина степени окисления при этом будет равна +1 (в стационарном состоянии), +3, +5, +7 (в возбужденном состоянии).
Фтор не может проявлять положительную степень окисления, так как он является самым электроотрицательным элементом и в химических реакциях всегда забирает электроны от других атомов, выступая только в роли окислителя, и во всех соединениях проявляет степень окисления -1.
По этой причине получение F2 из фторидов химическим путем (с помощью атомов другого элемента, т.е. окислением
2F- - 2ē = F20)) провести нельзя. Это можно осуществить лишь электрическим путем (электролизом расплава фторида, например, соли NaF).
Другие галогены отрицательную степень окисления проявляют при взаимодействии с атомами менее электроотрицательных элементов, чем сами. В этом случае они выступают в роли окислителя и забирают от других атомов один недостающий до завершения своего внешнего слоя электрон. Величина степени окисления при этом равна -1.
Галогены образуют с водородом соединения общего вида 
.
Это газообразные вещества (tкип.HF ≈ 16оС), хорошо растворимые в Н2О. Их водные растворы обладают кислотными свойствами, причем сила этих кислот в ряду HF, HCl, HBr, HІ возрастает слева направо. Самой слабой кислотой является HF, самой сильной – HІ. Это связано с тем, что в группе сверху вниз увеличиваются радиусы атомов галогенов, из-за чего ослабляется прочность связи R-H (т.к. ее длина возрастает) и ионы H+ легче отщепляются.
Фтороводородная, или плавиковая, кислота HF в определенной мере является более слабой, чем все остальные галогеноводородные кислоты, и из-за способности ее молекул к образованию ассоциатов типа (HF)n (где n изменяется от 1 до 8) за счет образования водородных связей:
H – F ··· H – F; H – F ··· H – F ··· H – F и т.д.
С кислородом галогены (кроме F) могут образовать 4 вида оксидов:
.
(Для хлора получены оксиды Cl2O, Cl2O7; для брома - Br2O; для иода – I2O, I2O5, I2O7. Оксид R2O3 в свободном виде не выделен ни для одного галогена).
Для хлора получены оксиды 
и 
, в которых он проявляет нехарактерные для него степени окисления +4 и +6. Это валентноненасыщенные соединения, склонные к димеризации. Они обладают парамагнитными свойствами, т.к. атомы хлора в них содержат неспаренный электрон.
Все оксиды получаются не при непосредственном взаимодействии простых веществ галогенов с кислородом, а косвенным путем. Это кислотные оксиды. При растворении в Н2О они образуют кислоты общего вида:
Для каждого элемента по мере увеличения его степени окисления сила кислот в этом ряду возрастает слева направо. Сила же кислот, в которых элементы проявляют одинаковую степень окисления, в группе сверху вниз уменьшается. Например, в ряду: H 
O, H 
O, H 
O – самой сильной кислотой является НСlO. Это связано с увеличением металлических свойств у галогенов в группе сверху вниз, что, в свою очередь, приводит к усилению основных свойств их кислородсодержащих соединений.
Фтор с кислородом образует соединения 
и 
, в которых О проявляет положительную степень окисления +2 или +1. Поэтому данные вещества оксидами не являются. Как и все кислородсодержащие соединения галогенов, они также в основном получаются косвенным путем.
Галогены образуют простые вещества (с теми же названиями), молекулы которых состоят из двух атомов, связанных одинарной ковалентной связью. Причем F2 и Cl2 при обычных условиях – газы, Br2 – жидкость, I2 – твердое вещество.
Прочность связи в молекулах простых веществ от хлора к иоду уменьшается. Из этой закономерности выпадает F2, прочность связи у которого значительно меньше прочности связи в молекуле Cl2 (табл. 4).
Такие аномальные свойства фтора можно объяснить отсутствием вакантного d-подуровня на внешнем электронном слое его атомов.
Атомы же хлора и других галогенов имеют свободные d-орбитали и поэтому между ними в молекулах простых веществ имеет место дополнительное донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющее связь. Это показано на следующей схеме:
Как следует из таблицы 4, энергия ионизации, энергия сродства к электрону и относительная электроотрицательность у атомов галогенов в группе сверху вниз уменьшаются. В соответствии с этим неметаллические свойства галогенов, а, значит, и окислительная способность их атомов и образуемых ими простых веществ в группе сверху вниз тоже будут уменьшаться.
Каждый вышестоящий галоген может вытеснять нижестоящие из их соединений с водородом и металлами. Так, например, Cl2 может вытеснить Br2 и I2. А Br2 может вытеснить только I2:
Сl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl
Br2 + 2NaІ = І2 + 2NaBr
Эти реакции протекают, как правило, в водных растворах, поэтому в них не участвует F2, так как он энергично разлагает воду:
2 F2 + 2Н2О = 4 HF + O2
Остальные галогены сравнительно мало растворимы в Н2О и в еще меньшей степени обратимо взаимодействуют с ней по схеме:
Г2 + Н2О 
НГ + НГО
Причем при переходе от хлора к йоду равновесие данной реакции все более смещается влево, и для I2 она уже практически нехарактерна.
Растворы Cl2 и Br2 в воде называются, соответственно, хлорной и бромной водой. Кроме самих галогенов, в этих растворах присутствуют продукты их взаимодействия с Н2О, что придает им определенные специфические свойства.