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.

Другие бинарные соединения.

Соед с мет – соли галоген к-от. 1) получение. Прямой синтез из элементов (получ более высокие степ ок, т.к. галогены – сильные ок-ли). Растворение мет в к-тах – низшие степ ок (ок-ль – ион Н⁺) 2)связь преим ионная, кристаллич вещ-ва. Большинство ХР в воде, кроме солей тяж мет. Переход слева направо в период сист плавно приводит к соед немеет с галогенами-галогенгидридам. SiCl₄+H₂O→H₂SiO₃+HCl. Реаг с галогенидами мет как ксил так и осн оксиды KCl+TiCl₄→K₂TiCl₆. Интергалоидные соед. Галогены реаг друг с другом, при этом менее ЭО эл-т приобр полож степ ок, более ЭО – отриц. Естесственно, все эти соед – галогенангидриды. Иод раств в р-ре KJ. J^-+J₂→J₃^-. Интергалоидные соед подв полному гидролизу и присоед соли галогенов в кач-ве к-от Льюиса.JCl₅+H₂O→HJO₃+HCl. Правило четности для нек эл-тов – если у эл-та нечетное число вал эл, он проявл нечетные знач степ ок, если же число вал эл четное – четные степ ок.

Кислородные соединения галогенов.

Оба эл-та О и Г – ЭО, прочных соед не должно быть. 2F₂+2NaOH=OF₂+H₂O. Оксид фтора. Известны Cl₂O, ClO₂,Cl₂O₇,ClO₂,J₂O₅. Оксиды брома неизв, все ост оксиды иода нестаб, т.к. при их образов колос уменьш энтропии. Их можно пол косв путем. Высшие оксиды – путем дегидратации соотв кислородных кислот. 2HgO+2Cl₂→Cl-Hg-O-Hg-Cl + Cl₂O – ангидрид HClO. KClO₃+H₂SO₄→HClO₃+KHSO₄. 3HClO₃→2ClO₂+HClO₄+H₂O бурый газ диспроп в воде. 2ClO₂+2O₃→Cl₂O_6(ж). значения имеют только оксосоед галогенов в р-ре. HClO-хлорноватистая к-та, гипохлориты. HClO₂-хлористая к-та, хлориты. HClO₃-хлорноватая, хлораты.HClO₄-хлорная, перхлораты. →увел сила к-от, ←увелич окисл спос. Для брома HBrO,HBrO₃,HBrO₄ – посл очень неуст, получ NaBrO₃+XeF₂+H₂O→NaBrO₄+2HF+Xe. Для иода HJO- амфот, HJO↔H⁺+JO^-; HJO↔J⁺+OH^-. HIO₃;H₅JO₆ – иод большой, предпоч иметь вокруг себя октаэдрич окруж.sp³d² гибр, двухосн к-та. Окислит-восст св-ва. Прим: хлор в кислой среде ClO₄^- воду не окисл, следов стабилен (окисляться ему некуда и диспропорц тоже). СlO₃^—E⁰(ClO₃^-/HClO)=1/43. E⁰_l-n=∑n_iE_i⁰/∑n_i. следов, он окисл воду и диспроп. HClO₂ активно окисл воду и диспроп. HClO-самый сильный ок-ль, окисл воду и диспоп на Cl₂ и HClO₃. Cl₂ слабо окисл воду и не диспроп. В кислой среде стабильны лишь ClO₄^- и Cl^-. В щел среде ClO^- несколько более стаб. Вниз по группе набл немонот изм потенц ля высшей степ ок из-за вторичной период. Для реал высшей степ ок надо возб s-эл, перенести его на d-орб. У s-эл есть плотность вблизи я дра. Вытащить нужно всю эл плотность из-под верхних об. При переходе от хлора к брому появл заполн 3d об. Из-под нее трудно достать эл, она плотная, тем легче они возвр, тем менее стаб гидроксофрма. При переходе к иоду также появл еще одна d-обол, но получ стабилиз эффект за счет октаэдрич окруж.

Геометрия молекул.

Когда речь идет об ионных кристаллах, геометрия опред размерами ионов, их формальными зарядами.для ков молекул приедется пользов теорией вал св. т.к. рассм маленькие молекулы. Возьмем мол АХ₂. BeCl₂- прямолинейная мол. H₂O – диполь, угол связи 104.5. SnCl₂ сост угол 118. Мол АХ₃. BCl₃- плоский треуг, NH₃-пирамида с верш N и углами св HNH 107. Сиджвик и Пауэлл – теория отталкивания эл пар. Геом мол опре. 1)числом эл на центр атоме 2)гибр. BeCl₂ – 2е, sp-гибр, угол 180. BCl₃-3е, sp²гибр, 120 плоский треуг. СH₄, CCl₄-4e, тетраэдр 109.28. PCl₅3s²sp³-sp³d¹-гибр тригональная бипирамида. SF₆, 3s²3p⁴ – sp³d² октаэдр. В молекуле могут быть непод пары на центр атоме. Геометрия опред общим числом эл в сист. Н₂О О-6е; 2Н -2е всего 8е→2св+2нп. Тетраэдр, в кот к двум вершинам напр непод пары. АХ₂Е₂. SnCl₂-Sn-4e;2Cl-2e, всего 6е→2св+1нп. Треугольник с одной непод парой АХ₂Е. молекулы с 4мя эл парами. CCl₄ – 8е→4св+0нп. Прав тетраэдр. Этими фигурами и исчерпыв вся геом молекул, включ в кач-ве центр атома эл-ты 2 периода.непод пара заним больше места, чем связ пара и сядет туда, где меньше отталкив – в экват плоскость.молекулы с один общей формулой могут иметь соверш разную геом (NH₃,BCl₃;CCl₄,SF₄). На самом деле, для молекулы воды и аммиака, углы не соотв прав геом. Потому что занимая больше места, непод пара давит на связ пары и углы уменьш. Кратные связи. По Сиджвику и Пауэллу кратные связи занимают ту же область пространства, что и одиночные. Только на двойную св идет 4е, на тройную – 6. Тогда CO₂- 8е→2*4 две двойн св под угл 180. SO₂ – 10e→2*4_св+2 (1нп) – в основе треуг,двойные св под углом 119. SO₃-12e→3*4_св-плоская треуг молекула.