AC I

• Oxidation der Halogenmoleküle mit Oxidationsmitteln führt zu Halogenkationen: z.B. Br2+, I2+, Cl3+, Br5+, …
• Reaktion von I₂ in rauchender Schwefelsäure: blaues Radikalkation I₂⁺
• Iod mit schwächerem Ox.mittel als SO₃ ergibt I₃⁺, Zugabe weiteren I₂ ergibt längere Kationen I_3+2n+
• X₃⁺: gewinkelter Aufbau, auch höhere Homologe wie X5+  (VSEPR anwenden, ψ-tetraedrisch)

• bei gleichen Halogenen steigt die Sabilität mit wachsender OZ
• rein isolierbar: HClO₄, HIO₃, H₅IO₆, H₇I₃O₁₄, (HIO₄)_n
• generell bekannt
  • +I     HClO     HBrO    HIO
  • +III   HClO₂   -------     ------
  • +V    HClO₃   HBrO₃  HIO₃
  • +VII  HClO₄   HBrO₄  HIO₄, H₅IO₆, H₇I₃O₁₄
• Nomenklatur
  • HClO Hypochlorige Säure (Hypochlorit)
  • HClO₂ Chlorige Säure (Chlorit)
  • HClO₃ Chlorsäure (Chlorat)
  • HClO₄ Perchlorsäure (Perchlorat)
• steigende Säurestärke mit steigender Oxidationszahl
  • HClO₄ ist eine sehr starke Säure pKs = -10
• im Sauren sind alle Chlorwasserstoffsäuren starke Oxidationsmittel
• abnehemendes Oxidationsvermögen mit steigendem pH

Hypochlorige Säure

• Cl₂ + H₂O → HClO + H⁺ + Cl^-
• Natriumhypochloritlösung (aus Chlor + 15-20 % NaOH-Lsg.), zum Bleichen und zur Desinfektion in Haushalt und Schwimmbädern
• Achtung GGW. Verschiebung beim Ansäuren

Chlorsäure

• technische Darstellung: Elektrolyse einer heißen NaCl-Lösung ohne Trennung von Anoden und Kathodenraum
  • zunächst Bildung von Cl₂ und NaOH
  • Bildung von OCl^- aus Cl^- und OH^-
  • Disproportionierung: 3 ClO^- →ClO₃^- + 2 Cl^-
• Chlorate sind starke Oxidationsmittel (oxidiert Braunstein, Phosphor, Fe...)

Perchlorsäure

• technische Darstellung: anodische Oxidation von Chloraten
  • ClO₃^- + H₂O → ClO₄^- + 2 H⁺ + 2 e^-
• sterische Hinderung bedingt schächeres Oxidationsvermögen

Sauerstoffsäuren des Broms weniger beständig

Iodsäure: "Iodhaltiges Speisesalz" enthält das beständige KIO₃

Periodsäuren

• Orthoperiodsäure H₅IO₆: oktaedrischer Aufbau, schwache mehrbasige Säure
• Triperiodsäure H₇I₃O₁₄ (durch Kondensation im Vakuum), Kantenverknüpfte Tetraeder
• Metaperiodsäure HIO₄ im Gegensatz zu HClO₄ nicht monomer sondern polymer
• in wässriger Lösung nur H₅IO₆

• alles endotherme Verbindungen (Ausnahme I2O5), oxidierend, teilweise explosiv, sehr reaktiv -
• Cl₂O: gelbes Gas, Anhydrid der hypochlorigen Säure -
• ClO₂: technisch zum Bleichen von Zellstoff (Papierherst.), Desinfektion Trinkwasser, Vorteil gegenüber Chlor: keine Bildung chlorierter KW’s,
• Strukturen nicht immer aus Summenformeln erkennbar (Cl₂O₄ = Struktur entspricht einem „Chlorperchlorat“
• I₂O₅: weißes Pulver, Anhydrid der Iodsäure 
  • 2 HIO₃ → I₂O₅ + H₂O, 250 °C

• auch elementares Fluor in der nachgewiesen (eingesschlossen in Fluorit-Variante "Antozonit","Stinkspat": Vergesellschaftung mit Th, U → radioaktiver Zerfall)
• HF₂^- = [F....H....F]^- stärkste Wasserstoffbrückenbindung 150 kJ/mol, 3Z-4E-Bindung, BO 0,5 pro HF-Atompaar
• Sauerstoffverbindungen des Fluors sind keine Fluoroxide, sondern Sauerstofffluoride (→EN)
  • HOF: HOF + H₂O → HF + H₂O₂
  • OF₂ 2 F₂ + 2 OH^- → 2 F^- + OF₂ + H₂O
• Chlorierte organische Verbindungen teilweise extrem toxisch z.B. DDT (Dichlordiphenoltrichlorethan, Dioxin (Sammelbegriff für Dibenzofurane)
• Iod weißt unterschiedliche Farben in verschieden Lösungsmitteln auf
  • unpolare LM (CCl₄, CH₃Cl₃, CH₂Cl₂ , CS₂) violettes I₂ → I₂-Moleküle
  • polares LM (Ethanol u.a. Alkohole, H₂O, Diethylether) braun → Bildung eines Donor(LM)-Akzeptor(I₂)-Komplexes
  • aromatische KW (Toluol, Benzol) rot → Bildung eines Donor-Akzeptor-Komplexes

• Typ XY_n (n = 1...7) ClF, BrF, BrCl, IF,ICl, IBr, ClF₃, ClF₅, IF₅, IF₇....
• Hydrolyse ClF + H₂O → HOCl + HF
• Darstellung aus den Elementen
• Produktkontrolle über Stöchiometrie u. Reaktionstemperatur
• generlle Trends:
  • F immer als Fluorid
  • Stabilität hoher OZ am Zentralatom Cl<Br>I
  • Schwereres Halogen immer positiv polarisiert, leichteres Halogen negativ
  • VSEPR-Regeln