Первая реакция дает удобный метод получения высококонцентрированного раствора I₂ путем добавления иода к концентрированному раствору KI. Полииодиды сохраняют свойства I₂. Возможно также получение смешанных полигалогенидов:

RbI + Br₂ ® RbIBr₂
RbIСl₂ + Cl₂ ® RbICl₄

Растворимость. Галогены обладают некоторой растворимостью в воде, однако, как и следовало ожидать, из-за ковалентного характера связи X–X и малого заряда растворимость их невелика. Фтор настолько активен, что оттягивает электронную пару от кислорода воды, при этом выделяется свободный O₂ и образуются OF₂ и HF. Хлор менее активен, но в реакции с водой получается некоторое количество HOCl и HCl. Гидраты хлора (например, Cl₂Ч8H₂O) могут быть выделены из раствора при охлаждении.

Иод проявляет необычные свойства при растворении в различных растворителях. При растворении небольших количеств иода в воде, спиртах, кетонах и других кислородсодержащих растворителях образуется раствор коричневого цвета (1%-ный раствор I₂ в спирте – обычный медицинский антисептик). Раствор иода в CCl₄ или других бескислородных растворителях имеет фиолетовую окраску. Можно полагать, что в таком растворителе молекулы иода ведут себя подобно их состоянию в газовой фазе, которая имеет такую же окраску. В кислородсодержащих растворителях происходит оттягивание электронной пары кислорода на валентные орбитали иода.

Оксиды. Галогены образуют оксиды. Никакой систематической закономерности или периодичности в свойствах этих оксидов не наблюдается. Сходство и различия, а также основные способы получения оксидов галогенов указаны в табл. 8б.

Оксокислоты галогенов. При образовании оксокислот более четко проявляется систематичность галогенов. Галогены образуют галогеноватистые кислоты HOX, галогенистые кислоты HOXO, галогеноватые кислоты HOXO₂ и галогеновые кислоты HOXO₃, где X – галоген. Но только хлор образует кислоты всех указанных составов, а фтор вообще не образует оксокислот, бром не образует HBrO₄. Составы кислот и основные способы их получения указаны в табл. 8в.

Таблица 8б. ОКСИДЫ ГАЛОГЕНОВ
Фтор	Хлор	Бром	Иод
OF2 (из H2O + F2 или NaOH + F2)	Cl2O (из HgO + Cl2)	Br2O (из Br2 + HgO)	–
O2F2 (из смеси O2 + F2 в искровом разряде)	ClO2 (из Cl2+AgClO3; разложение HClO3)	BrO2 (из Br2 + O2 в тлеющем разряде) – очень нестабилен	(IO2)x или, вероятно, (IO)(IO3)
	Cl2O6 (из ClO2 + O3)	Br3O8 (из Br2 + O3) – очень нестабилен	I2O5 (разложение HIO3)
			I4O9 (из O3 + I2)

Все кислоты галогенов неустойчивы, однако чистая HOClO₃ наиболее стабильна (в отсутствие любых восстановителей). Все оксокислоты являются сильными окислителями, но скорость окисления необязательно зависит от степени окисления галогена. Так, HOCl (Cl^I) – быстрый и эффективный окислитель, а разбавленная HOClO₃ (Cl^VII) – нет. В целом, чем выше степень окисления галогена в оксокислоте, тем сильнее кислота, поэтому HClO₄ (Cl^VII) – наиболее сильная из известных оксокислот в водном растворе. Ион ClO₄^–, образующийся при диссоциации кислоты в воде, – наиболее слабый из отрицательных ионов донор электронной пары. Гипохлориты Na и Ca находят промышленное применение при отбеливании и водоочистке.

назад   дальше