При взаимодействии с водой оксиды галогенов образуют кислоты, в которых галогены проявляют нечётные степени окисления. Известны кислоты (или отвечающие им соли) в следующих степенях окисления:

+1                 +3                          +5                                   +7                            

НГалО          НГалО2                НГалО3                        НГалО4

Их названия производятся от названия элемента. Например, для хлора:

Ø HClO – хлорноватистая кислота; соли – гипохлориты

Ø HClO2 – хлористая кислота; соли – хлориты

Ø HClO3 – хлорноватая кислота; соли – хлораты;

Ø HClO4 – хлорная кислота; соли перхлораты.

Из таких кислот только три получены как индивидуальные вещества:

Ø HClO4 – бесцветная подвижная жидкость, термически нестабильна, взрывоопасна;

Ø HIO3 - йодноватая кислота; белые гигроскопические кристаллы,                         плавятся при 1100 С, отщепляя воду;

Ø H5IO6 – ортоиодная кислота; белые кристаллы, плавятся с разложением при 1300С.

Остальные кислоты известны только в растворах, причём сила кислот растёт в ряду НГалО – НгалО4. Такая последовательность определяется строением кислот, которые включают два типа связей центральных атомов галогенов с кислородом: связь Гал – ОН с гидроксильным кислородом и связь Гал – О       с негидроксильным кислородом.

В случае кислородсодержащих кислот наибольшее значение имеет полярность связи Н – О, которая в свою очередь зависит от природы центрального атома и числа негидроксильных атомов кислорода в молекуле. Природа центрального атома, его металлические или неметаллические свойства определяют и кислотно-основные свойства его гидроксида. Он будет вести себя как основание, если преобладают металлические свойства, или как кислота, если преобладают свойства неметалла.

В простейшем случае в молекуле Н – О – Гал на атоме кислорода создаётся эффективный отрицательный заряд за счёт переноса электронной плотности с атомов водорода и галогена. При этом эффективные положительные заряды и галогена, и водорода невелики, т.е. степень ионности связи О – Н мала. Когда в молекуле появляется негидроксильный кислород, электронная плотность, переносимая с атома водорода частично переносится и на него, т.е. эффективный положительный заряд на водороде возрастает по мере увеличения числа атомов негидроксильного кислорода в молекуле. Очевидно, что, чем больше такой заряд, тем больше степень ионности связи О – Н, тем легче идёт отщепление протона. Делокализация электрона по всем атомам кислорода в оставшемся анионе делает анион более симметричным и тем самым упрочняет его, что также способствует диссоциации кислоты.

Например, константы диссоциации кислородных кислот хлора меняется следующим образом:

     H – OCl                H – OClO            H – OClO2 H – OClO3           

    Kд = 3 *10^-7                   Кд = 1*10^-2                   Кд = 10¹                 Кд = 10¹⁰

Кислоты НГалО и НГалО2 относят к слабым, НГалО3 и НГалО4 – к сильным.

Хлорная кислота – одна из самых сильных неорганических кислот.

Поскольку большинство кислородных кислот галогенов неустойчивы и существуют только в растворах, химические свойства их самих и образующих ими солей определяются прежде всего состоянием и устойчивостью соответствующих анионов в кислых, нейтральных и щелочных растворах.

Хлорноватистая кислота НClO

Хлорноватистая кислота в свободном виде не выделена, образуется при взаимодействии хлора с водой, существует в растворе, максимальная массовая доля 20 – 25% (зеленовато-желтый раствор), слабая кислота. Однако является сильным окислителем, хлорноватистая кислота более сильный окислитель, чем хлор:

· HClO + 2HI = I2 + HCl + H2O или HClO + H2O2 = O2 + HCl + H2O.

При действии света – разлагается:

· HClO = HCl + O.

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I), который является ангидридом хлорноватистой кислоты:

· 2HClO = H2O + Cl2O.

В водном растворе хлорноватистая кислота разлагается с образованием двух кислот – соляной и хлоноватой (диспропорционирование):

· 3HClO = 2HCl + HClO3. Данная реакция идёт медленно, далее следует вторичный процесс:

· 5HCl + 2HCl = 3Cl2 + 3H2O.

Взаимодействует со щелочами, образуя соли – гипохлориты:

· HClO + NaOH = NaClO + H2O. Гипохлориты сильные окислители.

Хлористая кислота HClO2

Образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов. В свободном виде не выделена, существует в разбавленном растворе, проявляет окислительные свойства:

· HClO2 + 3HCl = 2Cl2 + 2H2O; HClO2 + 4HI = HCl + 2I2 + 2H2O.

Хлористая кислота очень неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она разрушается (диспропорционирует):

· 4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O.

Поэтому на промышленных предприятиях её изготавливают непосредственно перед использованием, а не транспортируют с химических заводов.

Хлорит натрия NaClO2 используется для получения диоксида хлора, при обеззараживании воды, а также как отбеливающий агент.

Хлорноватая кислота HClO3

В свободном виде не выделена. Образуется при действии на её соли – хлораты – серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, может существовать только в растворах, максимальная массовая доля кислоты в них 40%. Очень сильный окислитель:

· HClO3(конц.) + 5HCl(конц.) = 3Cl2↑ + 3H2O 

· 6HClO3(разб.) + 5HI(конц.) = 3Cl2↑ + 3H2O + HCl.

Соли хлорноватой кислоты – хлораты – образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствии диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей.

Хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота хлораты довольно сильные окислители:

· FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O,

· 2KClO3 + 3S = 2KCl + 3SO2.

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лаборатории и солей хлорной кислоты – перхлоратов: 

· 4KClO3 = KCl + 3KClO4 (реакция идёт без катализпатора).

Хлорная кислота HClO4

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту: 

· KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4.

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислородных кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, при встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе.

Хлорная кислота реагирует со щелочами образуя соли:

· HClO4(разб.) + NaOH (разб.) = NaClO4 + H2O.

Проявляет сильные окислительные свойства в разбавленных и концентрированных растворах:

· HClO4 + 4SO2 + 4H2O = 4H2SO4 + HCl.

Характер изменения свойств в ряду кислородсодержащих кислот хлора позволяет сделать вывод, что сила кислот, а также их устойчивость возрастают с изменением степени окисления хлора, а их окислительная способность уменьшается, что можно показать следующей схемой:

УСИЛЕНИЕ КИСЛОТНЫХ СВОЙСТВ, ПОВЫШЕНИЕ УСТОЙЧИВОСТИ

HClO, HClO2, HClO3, HClO4

УСИЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ СПОСОБНОСТИ

Наиболее сильный окислитель кислота HClO, наименее сильный – хлорная кислота, но она же – самая сильная из существующих кислот.

Бромная кислота НBrO4 в свободном состоянии не получена. Она стабильна только в водных растворах, имеющих концентрацию 55%. Её окислительные свойства выражены сильнее, чем у хлорной кислоты.

Йодная кислота H5IO6 – гигроскопическое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Это слабая 5-ти основная кислота в водном растворе. При её нейтрализации получаются кислые соли.