2 Электронное строение атомов,

ВАЛЕНТНЫЕ ВОЗМОЖНОСТИ,

СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

Электронное строение атомов галогенов находится в полном соответствии с их положением в периодической системе: на внешнем, валентном энергетическом уровне атомов находится по семь электронов:

F 1s² 2s²2p⁵

Cl 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁵3d⁰

Br 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p⁵4d⁰

I 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p⁵4d¹⁰4f⁰ 5s²5p⁵5d⁰

At 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p⁵4d¹⁰4f¹⁴ 5s²5p⁵5d¹⁰ 6s²6p⁵6d⁰

Сходство в электронном строении внешней электронной оболочки, высокая электроотрицательность в сочетании с достаточно большими величинами потенциалов ионизации объясняют близость свойств как простых веществ, так и сложных однотипных соединений галогенов. Так, например, наиболее важными в химии галогенов являются нечетные степени окисления от -1 до +7. В степени окисления минус один галогены образуют галогеноводороды НГ, разнообразные галогениды: ионные NaГ, ВаГ₂ ; ионно-ковалентные полимерные: ВеГ₂, АlГ₃ (фториды Ве и Аl - высоко-ионные соединения); ковалентные молекулярные: РГ₃, S₂Г₂, СГ₄ и др. Среди соединений хлора и его аналогов в положительных степенях окисления наиболее известны кислородсодержащие кислоты НГО, НГО₂, НГО₃, НГО₄, а также их соли.

В то же время, уже из электронных формул видно, что атомы галогенов отличаются строением внутренних (в том числе, предвнешнего) энергетических уров-ней.В дальнейшем (разд.5) мы увидим, как это отражается на стабильности высшей положительной (+7) степени окисления в подгруппе. Да и сходство в строении валентного энергетического уровня далеко не полное. В частности атом фтора отличается от хлора и его аналогов отсутствием внешних dорбиталей. Это ограничивает валентные возможности фтора в его ковалентных соединениях, так как больше 4‑х общих электронных пар такой атом образовать не сможет. Наличие свободных 3d-орбиталей в атоме хлора позволяет ему образовывать дополнительные связи или за счет возбуждения атома, или по донорно-акцепторному механизму. Но образовать, допустим, семь ‑связей атом хлора не может из-за относительно маленького размера. Однако с увеличением числа электронных оболочек от F к J и Аt происходит рост радиусов атомов. Это приводит к повышению возможных координационных чисел галогенов в тех соединениях, где они выступают в роли центрального атома, вокруг которого располагаются атомы-партнеры: СlF₃, ВrF₅, JF₇; HClО₄ - "HBrO₄"- Н₅JO₆. Для более эффективного использования d-орбиталей в образовании связей желательно понизить их энергию (приблизить к валентным s- и р‑орбиталям). Этому способствует перевод атома в положительную степень окисления. Причем, чем больше будет положительный заряд на атоме галогена, тем более сильным акцептором он будет, тем более прочные связи будет образовывать с участием своих d‑орбиталей. В свою очередь, величина положительного заряда будет определяться как степенью окисления элемента, так и его электро-отрицательностью. Поэтому, в однотипных соединениях реальный положи-тельный заряд на атоме иода будет больше, чем на атоме хлора , и, как следствие, H₅IO₆ - более стабильное соединение.

Таким образом, уже из этого краткого анализа можно сделать вывод, что в химии галогенов, наряду с определенной общностью свойств, будут и заметные отличия. А поэтому, прежде чем переходить к обсуждению свойств соединений галогенов, необходимо выяснить закономерности изменения важнейших характеристик атомов элементов подгруппы.