Галогены.

С герч. Солероды. Эл конф ns²np⁵. В природе встреч в вде солей. Фтор – CaF₂-флюорит, 3Са₃(РО₄)₂·СаF₂- фтороапатит, NaCl – самородная и в воде соляных озер, ост NaГ и КГ – морская вода, водоросли. В живом организме NaCl- плазма крови HCl-жел сок, J-гормоны щито железы, F-зубы. 1) радиус атомов раст сверху вниз, молекуы из двух атомов. Мол неполярны, след будут ХР в непол растворителях ССl₄, бензол и т.д. ПР в воде. 2) фтор и хлор – газы, бром – жид, иод-тв. Молекулы иода удержив в реш за счет сил Ван-дер-Ваальса. Силы слабые и они тем больше, чем больше радиус.3) прочность двухат молекул падет в группе – уменьш доля эл плотности в пространстве между атомами. Искл – фтор. Он кайносимметрик(первый раз заполн р-оболочка, под ней такой же). Его молекула менее прочная, чем все ост, поскольку сильно отталкивание электронов – они нах близко друг от друга. 4) I₁ убыв сверху вниз – увелич радиус, увелич экранирование внешних эл. У иода потенциал ионизации близок к нек металлам. Соли иода IPO₄. Все эл – немеет, но немеет хар-р убыв сверху вниз. Астат – эл с типично мет св-ми. 5)фтор-самый ЭО эл, вниз по группе ЭО убыв. У хлора Е_а больше, чем у фтора. Но маленький фтор очень сильно тянет на себя электрон, но посадить его на свою орб ему не выгодно из-за отталкивания. 6) все эл – сильные ок-ли. Фтор взаим со всеми эл, даже с ин газами. В хлорегорят металлы и даже немеет. Бром активно окисл орг соед. Иод исп как антисептик.в своб виде эти эл в прироже встреч не могут. Их надополучить из солей – окислять. 7)получение. Фтор ничем окислить хим нельзя. Его пол электролизом KHF₂. Хлор в пром получ электр пов соли. В лаб хлор получ окисл сол к-ты и ее солей KMnO₄+HCl→MnCl₂+Cl₂+KCl+H₂O. Аналогич пол бром и иод. Их еще можно пол окисл соли предыд галог KBr+Cl₂→KCl+Br₂ 8) взаим с водой. Фтор разлаг воду при любом рН. F₂+H₂O→HF+O₂. Хлор слабо разлаг воду при рН=0, с повыш рН лучше. Ост воду не разлаг. У всех, кроме фтора есть полож степ ок, следов они могут диспропорц. При рН=14 все галогены, кроме F диспроп, но при каком рН они начинают это делать. Пользуясь ур Нернста опред при каком рН пересек Е(Г₂/Г^-) и Е(ГО₃^-/Г₂). Е⁰(Г₂/Г^-)=Е(ГО₃^-/Г₂)=Е⁰-(0.059*12/10)*рН.

Водородные соединения галогенов.

Возр кислотных и восст свойств HF→HI. Строение НГ ψ=с₁ψ_px+c₂ψ_s+c₃ψ_s(H) получ три орбит и еще 2 орбит оказыв несвяз (р_у и р_z). С точки зрения МО самой прочной должна быть мол HCl – орбит наиболее близки по энергии. Но самая прочная HF – за счет ионности связи. В р-ре HFобразует водородные св. у HF даже есть кислые соли KHF₂. Получ 1)прямой синтез из элементов – возможен только для HF и HCl. 2)замещ металлов в солях КГ+H₂SO₄→K₂SO₄+HГ↑. При этом к-та должна быть сильной (чтобы вытеснить сильн НГ), нелет и конц (иначе реакция будет обратимой, к-та НГ не будет улетучиваться) и не окислять галогены. Конц серная явл ок-лем и окисл Br^- до Br₂. J^- до J₂, при этом сама восст до SO₂ и H₂S cоотв 3) гидролиз PJ₃+H₂O→H₃PO₄+HJ. Кислоты – сила к-от возр вниз по группе HF – слаб к-та, не проявл восст свойств. Все ост – вос-ли.