Более удобные методы получения галоиодоводородов, чем прямой синтез, дают, например, следующие реакции:

     В газообразном состоянии HX являются ковалентными соединениями, однако в водном растворе они (за исключением HF) становятся сильными кислотами. Объясняется это тем, что молекулы воды эффективно оттягивают водород от галогена. Все кислоты  хорошо растворимы в воде благодаря  гидратации:

     HX + H2O -> H3O+ + XHF

     более склонен к комплексообразованию, чем другие галогеноводороды. Заряды на H и F так велики, а эти атомы так малы, что происходит образование HX-ассоциатов типа полимеров состава (HF)x, где x і 3. В таком растворе диссоциация под действием молекулы воды идет не более чем на несколько процентов от общего количества ионов водорода. В отличие от других галогеноводородов фтороводород активно реагирует с SiO2 и силикатами, выделяя газообразный SiF4. Поэтому водный раствор HF (плавиковая кислота) используют в травлении стекла и хранят не в стеклянной, а в парафиновой или полиэтиленовой посуде. Чистый HF кипит чуть ниже комнатной температуры (19,52° С), поэтому его хранят в виде жидкости в стальных цилиндрах. Водный раствор HCl называют соляной кислотой. Насыщенный раствор, содержащий 36% (масс.) HCl, широко используют в химической промышленности и лабораториях.

Заключение

     К галогенам (“солеобразующим”) относятся  элементы главной подгруппы 7 группы периодической системы: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I) и астат (At). Все галогены являются электронными аналогами с общей формулой внешнего электронного уровня ns²np⁵, где n - главное квантовое число внешнего электронного уровня - соответствует номеру периода, в котором находится галоген. Для всех галогенов характерна степень окисления -1. Для фтора она является единственной - других степеней окисления у него неизвестно. Для остальных галогенов известны положительные степени окисления от +1 до +7, причем наиболее характерны нечетные степени окисления. Электроотрицательность галогенов уменьшается от фтора к иоду, а радиус атома соответственно увеличивается.

     Галогены  в природе находятся только в  виде соединений, причем в состав этих соединений галогены входят (за редчайшим  исключением) только в степени окисления -1. Практическое значение имеют минералы фтора: CaF₂ - плавиковый шпат, Na₂AlF₆ - криолит, Ca₅F(PO₄)₃ - фторапатит и минералы хлора: NaCl - каменная соль (это же вещество - главный компонент, обуславливающий соленость морской воды), KСl - сильвин, MgCl₂*KCl*6H₂O - карналлит, KCl*NaCl - сильвинит. Бром в виде солей содержится в морской воде, в воде некоторых озер и в подземных рассолах. Соединения иода содержатся в морской воде, накапливаются в некоторых водрослях. Существуют незначительные залежи солей иода - KIO₃ и KIO₄ - В Чили и Боливии.   

     Массовые  доли галогенов в земной коре составляют: фтора – 6,25*10^-4, хлора – 1,7*10^-4, брома – 1,6*10^-6, иода - 4*10^-7. Общая масса астата на земном шаре по оценкам не превышает 30 г.    

       Все галогены образуют по одному  простому веществу с молекулой  состава Г₂, где Г = F, Cl, Br, I. Межъядерное расстояние в молекулах галогенов возрастает от брома к иоду.

     Фтор - бледно-зеленый газ, температура  плавления -219^оС, кипения -188^оС, в воде растворен быть не может, так как интенсивно с ней взаимодействует.

     Хлор - желто-зеленый газ, температура  плавления -101^оС, кипения -34^оС, легко сжижается при 20^оС и давлении 6 атм (0,6 Мпа), растворимость в воде при 20^оС - 2,5 л в 1 л воды. Раствор хлора в воде практически бесцветен и называется хлорной водой.

     Бром - красно-бурая жидкость, температура  плавления -70^оС, кипения +59^оС, растворимость в воде при 20^оС равна 0,02 г в 100 г воды. Раствор брома в воде - бромная вода - бурого цвета.

     Иод - черно-фиолетовые с металлическим блеском кристаллы, плавятся при +113,6^оС, температура кипения жидкого иода +185,5^оС. Кристаллический иод легко возгоняется (сублимируется) - переходит из твердого в газообразное состояние. Растворимость в воде при 20^оС равна 0,02 г в 100 г воды. Образующийся раствор светло-желтого цвета называется иодной водой. Значительно лучше, чем в воде, иод и бром растворяются в органических растворителях: четыреххлористом углероде, хлороформе, бензоле.

     Все галогены обладают резким запахом, вдыхание их вызывает сильнейшее раздражение  дыхательных путей и тяжелые  отравления

Список  литературы

1. Галогены //  http://ru.wikipedia.org
2. Галогены // http://www.chemel.ru.
3. Дроздов А.А., Зломанов В.П. Химия элементов главных групп периодической системы Д.И.Менделеева: Галогены: Учебное пособие            /Под ред. Ю.Д. Третьякова. – М: МГУ, 1998 //http://www.chem.msu.su/rus/teaching/zlomanov/.
4. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. - М.: Просвещение, 1986. - 273 с.
5. Раков Э.Г. Галогены // http://www.xumuk.ru/encyklopedia/909.html.
6. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия 8 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. - 6-е изд. - М.: Просвещение, 1998. - 158 с.: ил.
7. Свиридов Н.Д. Галогены: учебно-методическое пособие. - 3-е изд. - М.: Просвещение, 1995. - 139 с.: ил.