III. Реакции с водой:

Г₂ + H₂ O → HГ + HГО (общая схема)

На растворимость Г₂ в воде влияют также особенности их химического взаимодействия с ней. О растворимости F₂ нельзя судить, т.к. даже при об.усл. бурно (с появлением бледно- фиолетового пламени) идет реакция:

F₂ + H₂ O → HF + O₂ (F₂O, HOF)

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO , K = 4,2 ⋅10⁻⁴ , при температуре выше 6000С

Для подобной реакции с бромом константа равновесия значительно меньше

Br₂⁰+ H₂O → HBr + HBr O , K =7,2 ⋅10⁻⁹,

а с йодом осуществляется, в основном, процесс:

I₂ + H₂O → HI + HIO₃ , K = 3 ⋅10^{−13 .}

(По этой же схеме хлор и бром реагируют с водой при нагревании).

IV. Реакции со щелочами:

Cl₂ (Br₂)+ 2KOH –^5°C→ KCl + KClO + H₂O

3Cl₂ + 6KOH –^40°C→ 5KCl + KClO_З + 3H₂O

3I₂ + 6NaOH → 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaOCl₂(хлорная известь) + H₂O

V. Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂ Cl₂ + 2HBr → 2HCl + Br₂

VI. Реагирует с сильными восстановителями:

Br₂⁰+ 2HI ^-1→ I₂⁰ + 2HBr ^-1 (I₂) Br₂⁰ + H₂S^-2 → S⁰ + 2HBr^-1

I₂ ⁰ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O → H₂S⁺⁶O₄ + 2HI^-1

VII. Восстановительная способность Г₂ от фтора к йоду растет (?), а для йода, в отличие от других Г, возможна также реакция:

I₂ + HNO₃ (конц.) → HIO₃ + NO + H₂O .

2.4.2. Применение. Разная окисляющая способность Г₂ обусловливает разные области их применения:

- F₂ используют как эффективный окислитель ракетного топлива,

- Cl₂ – для дезинфекции воды,

- Br₂ (а также Cl₂ и I₂ ) – в органическом синтезе;

- спиртовой раствор I₂ применяют в качестве антисептического средства для заживления кожных ран.

2.5. Галогениды водорода.

2.5.1. Устойчивость бинарных соединений p-элементов с водородом, в которых Н положительно поляризован, снижается во всех подгруппах сверху вниз (в том числе и в подгруппе галогенов). Это объясняется уменьшением разности Э.О. водорода и элемента (и, значит, снижением полярности связи H − Э ) , а также увеличением длины этой связи за счет роста атомного радиуса Э.

2.5.2. Способы получения HГ. Гидролизом галогеноангидридов можно синтезировать любой НГ, но это сравнительно дорогой метод:

PГ₃ +H ₂O → HГ + H₃ PO₃ ,

Гораздо более дешевый – обработка природных галидов (в твердом состоянии) концентрированной серной кислотой.

HCl: а) Cl₂ + H₂ → HCl↑; б) гидросульфатный NаСl_тв + H₂SO_4конц →NаHSO₄ + HCl↑

НВr: а) NаВr + H₃PO₄ –^t→NаH₂PO₄ + НВr↑; б) РВr₃+ 3H₂O → 3HВr↑+ H₃PO₃

НI: а) I₂⁰ + H₂S^-2 → S⁰↓+ 2HI^-1; б) Р + I₂⁰ + H₂О^-2 → HI^-1+ H₃PO₄

2.5.3. Физические свойства.

1) Температура кипения от иодида водорода к хлориду снижается (с –360С до –850С) в соответствии с уменьшением величины дисперсионных взаимодействий. Однако фторид водорода имеет сравнительно высокую т. кип. (+19,50С) за счет особой прочности водородных связей. Они настолько прочны, что фтороводород даже в парах состоит из зигзагообразных молекул.

2) Все галогениды водорода хорошо растворимы в воде, причем HF неограниченно,

а HCl – до 507 объемов в 1 объеме воды при н.усл. Их водные растворы являются кислотами, сила которых резко повышается от фтороводородной (K_d = 6,6 ∙10^{− 4}) к иодоводородной (в соответствии с увеличением радиуса Г и, как следствие, поляризуемость связи H − Г снижается)