Галогены

F₂-Светло-желтый газ, Cl₂ зелен-желт газ, Br₂красн-бурая жидкость, I₂черн-серые кристаллы, все-яды

F₂ Самый реакционноспособный( высокая электроотр, маленький размер атома)

2F₂+2H₂O=4HF+O₂; 2F₂+SiO₂=SiF₄+O₂ ; Ag+2F₂=AgF₄ ; 2Fe+3F₂=2FeF₃ ; P₄+10F₂=4PF₅ ; Xe+F₂=XeF₂

Г₂+Н₂О=НГО+НГ(Г=Cl, Br,I) ; 3Г₂+3Н₂О(гор)=НГО₃+5НГ (t) ; Г₂+2КОН_(хол)=КГО+КГ+Н₂О ,

Получение

F₂ Электролиз KHF₂; Cl₂ электролиз NaCl_(p-p); 2KCl+2H₂O=2KOH+H₂+Cl₂ (электрт.ток) ; 2NaBr+Cl₂=Br₂+2NaCl( из морской воды); 2KI+Cl₂=I₂+2KCl

НГ

Получение

Лаборатория: CaF₂+H₂SO₄=CaSO₄+2HF; NaCl+H₂SO₄=NaHSO₄+HCl; PBr₃+3H₂O=H₃PO₃+3HBr; I₂+H₂S=S+2HI; BaI₂+H₂SO₄=BaSO₄+2HI;

Промышленность: H₂+Г₂=2НГ

HF-HCl-HBr-HI (увеличивается радиус, энергия связи уменьшается, сила кислот возрастает, восстановительные свойства увеличиваются)

Восстановительные свойства: 8HBr+2SO₂=2S+4Br₂+4H₂O; 2HI+Br₂=2HBr+I₂

Окислительные св-ва: Zn+HГ=ZnГ₂+Н₂Г

В ряду HF-HCl-HBr-HI закономерно изменяются температуры кипения и плавления, но при переходе к НF в результате образования водородных связей

2HF=H₂Г⁽⁺⁾+F^(-) ;HF+F^(-)=HF₂^(-); HF+H₂O=H₃O⁽⁺⁾+F^(-); 2HF+KOH_НЕД=KHF₂+H₂O; HF+KOH_ИЗБ=KF+H₂O; SiO₂+6HF=H₂[SiF6]+2H₂O

Г₂+2NaOH=NaOГ +Н₂О ; 3Г₂+6KOH=KГО₃+5КГ+3Н₂О

Оксиды CL₂, I₂

ClO₂ : промышленное получение-2NaClO₃+SO₂+H₂SO₄=2NaHSO₄+2ClO₂;

ClO₂-бурый газ, молекула полярная, уголковое строение

Cl₂O₆ : 2ClO₂+2O₃= Cl₂O₆+2O₂; Cl₂O₆+2NaOH=NaClO₃+NaClO₄+H₂O

Cl₂O₇ : 12HClO₄+P₄O₁₀=6Cl₂O₇+4H₃PO₄;

Cl₂O₈ : 2AgClO₄+I₂=Cl₂O₈+2AgI

I₂O₅- Бесцветное кристаллическое в-во; 2HIO₃=I₂O₅+H₂O(250⁰); I₂O₅+5CO=5CO₂+I₂

I₂O₄; I₄O₉ Солеподобныесоединения

I₂O₄=(IO)IO₃ йодат йодила; I₄O₉=I(IO₃)₃ йодатйода(3)

HOCl, HOBr, HOI, малостабильные соединения, известны только в водных р-рах, слабые электролиты, хорошие ок-ли в кислых средах

2HOCl=2HCl+O₂(hv) ; 2HOCl=Cl₂O+H₂O(CuCl₂, безвод); 3HOCl=HClO₃+2HCl(t)

HOCl-HOBr-HOI окислительная активность и сила кислот падает

HCLO₂ (хлорит), устойчив в водных р-рах

BaO₂+2ClO₂=Ba(ClO₂)₂+O₂; Ba(ClO₂)₂+H₂SO₄=BaSO₄+2HClO₂

HГО₃ (галогенноватые)

2NaClO₃+H₂SO₄=Na₂SO₄+2HClO₃; Br₂+5Cl₂+6H₂O=2HBrO₃+10HCl; I₂+5H₂O₂=2HIO₃+4H₂O

3Г₂+6КОН=5КГ+КГО₃+3Н₂О(t); 3MeOГ=2МеГ+МеГО₃

HГО₃ активные окислители

2НIO₃+5H₂C₂O₄=I₂+10CO₂+6H₂O; HIO₃+5HI=3I₂+3H₂O

HClO₃-HBrO₃-HIO₃ (падение силы кислот и ослабление окислительной активности)

Галогенные кислоты:

Cl₂O₇+H₂O=2HClO₄ (на холоду) ; КClO₄+H₂SO₄=KHSO₄+HClO₄; I₂+7MnO₂+7H₂SO₄=2HIO₄+7MnSO₄+

+6H₂О

Mn,Tc,Re

Получение:

MnO₂+2C=2СO+Mn

2KReO₄+7H₂=⁴⁰⁰2KOH+2Re+6H2O-чистыйRe

Tc может быть получен следующим ядерным методом: ⁹⁸₄₂Mo+²₁H=⁹⁹₄₃Tc+¹₀n

Св-ва:

При переходе от Mn к Reувеличивается устойчивость соед-ий с высшей степенью окисления и усиления тенденция к образованию кислотных оксидов и кислот.Mn сохраняет устойчивость при нагревании на воздухе благодаря защитной пленки Mn₂O_3.При нагревании Tc иRe в присутствии О₂ образ-ся летучие оксиды Tc₂O₇иRe₂O₇.

Э+О₂=MnO,Mn₂O₃,Mn₃O₄(приt₊,Tc₂O₇,Re₂O₇,Re₂O₇)

С водой(0-100)эти Ме почти не реагируют. Mn медленно реагирует с кислотами с выделением Н₂ и образованием соли Mn²⁺. Tc и Re растворяются с помощью HNO₃и H₂O₂ с получением HTcO₄ и HReO₄.Mn+2H⁺=Mn²⁺+H₂

Tc(Re)+7HNO_3(конц.)=HTcO₄(HReO₄) +7HNO₃+3H₂O

При t Ме реагируют с галогенами, образуя MnF₃, MnF₄, MnCl₂, MnBr₂, ReCl₅, ReF₆. Легко образуют карбонилы Э₂(СО)₁₀. Для Mn²⁺ не так характерно комплексообразование.