Хлор образует 4 кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

Хлорнотистая кислота (HClO) образуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освещении хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомарного кислорода:

НСlO = HСl + O.

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I):

2 НСlO = 2 Н 2 О + Сl 2 O.

3 НСlO = 2 НСl + НСlO 3 .

Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуется соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой кислот:

6 NаОН + 3 Сl 2 = 5 NаСl + NаСlО 3 + 3 Н 2 О.

Соли хлорноватистой кислоты - гипохлориты - очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со щелочами на холоде. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.

Хлорноватая кислота (НСlO 3) образуется при действии на ее соли - хлораты - серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Может существовать только в разбавленных растворах.

При упаривании раствора НСlO 3 при низкой температуре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40 % хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты раствор разлагается с взрывом.

Разложение с взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорная кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:

НСlO 3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr 2 + 3 Н 2 О.

Соли хлорноватой кислоты образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей, как показано выше. Образующийся при электролизе 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:

КСlO 3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl 2 + 3 Н 2 О.

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также для получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной кислоты - перхлоратов. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца (МnО 2), играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlО 3 = 2 КСl + 3 O 2 ;

4 КСlO 3 = КСl + 3 КСlO 4 .

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:

КСlO 4 + Н 2 SO 4 = КНSO 4 + НСlO 4 .

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислородсодержащих кислот хлора, однако, безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться с взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе. Хлораты калия, рубидия, цезия, аммония и большинства органических оснований плохо растворяются в воде.

В промышленности перхлорат калия получают электролитическим окислением бертолетовой соли:

2 Н + + 2 е - = Н 2 (на катоде);

СlО 3 - - 2 е - + Н 2 О = СlO4 - + 2 Н + (на аноде).

Хлористая кислота (НСlO 2) образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов, которые получаются как промежуточные продукты при электролизе растворов хлоридов щелочных металлов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами. Это слабая, неустойчивая кислота, очень сильный окислитель в кислой среде. При взаимодействии ее с соляной кислотой выделяется хлор:

НСlO 2 + 3 НСl = Сl 2 + 2 Н 2 О.

Хлориты натрия используются для получения диоксида хлора, при обеззараживании воды, а также как отбеливающий агент.

Хлорная, или белильная, известь (СаОСl 2), или СаСl(СlO), образуется при взаимодействии хлора с порошкообразным гидроксидом кальция - пушенкой:

Са(ОН) 2 + Сl 2 = Cl-O-Ca-Cl + H 2 O,

2 Са(ОН) 2 + 2 Сl 2 = СаСl 2 + Са(ОСl) 2 + 2 Н 2 О.

Качество хлорной извести определяется содержанием в ней гипохлорита. Она обладает очень сильными окислительными свойствами и может окислять даже соли марганца до перманганата:

5 СаОСl 2 + 2 Mn(NО 3) 2 + 3 Са(ОН) 2 = Са(МпO 4) 2 + 5 СаСl 2 + 2 Са(NО 3) 2 + 3 H 2 O.

Под действием углекислого газа, содержащегося в воздухе, она разлагается с выделением хлора:

СаОСl 2 + СО 2 = СаСО 3 + Сl 2 ,

СаСl 2 + Са(ОСl) 2 + 2 СО 2 = 2 СаСО 3 + 2 Сl 2 .

Хлорная известь применяется как отбеливающее и дезинфицирующее вещество.

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3/2009

ЗАНЯТИЕ 29

10-й класс (первый год обучения)

Галогены и их важнейшие соединения

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названий.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства (на примере хлора).

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения (на примере хлора).

7. Хлороводород и хлориды.

8. Kислородсодержащие кислоты хлора и их соли.

Галогены («солероды») расположены в VIIа подгруппе периодической системы. K ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены относятся к р -элементам, имеют конфигурацию внешнего энергетического уровня ns 2 p 5 . Поскольку на внешнем уровне атомов галогенов находится 1 неспаренный р -электрон, характерная валентность равна I. Kроме фтора, у атомов всех галогенов в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, поэтому возможны валентности III, V и VII.

Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 0 (валентность I),

Cl*: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 1 (валентность III),

Cl**: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 2 (валентность V),

Cl***: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3 (валентность VII).

Галогены являются типичными неметаллами, проявляют окислительные свойства. Степень окисления галогенов в соединениях с металлами и водородом –1; во всех кислородсодержащих соединениях галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления +1, +3, +5, +7, например:

Вниз по подгруппе изменяется агрегатное состояние галогенов, уменьшается растворимость в воде, увеличивается радиус атома, уменьшаются электроотрицательность, неметаллические свойства и окислительная способность (фтор – самый сильный окислитель). Для соединений галогенов: от Cl – к I – увеличивается восстановительная способность галогенид-ионов. В ряду бескислородных и кислородсодержащих кислот происходит усиление кислотных свойств:

Название фтора произошло от греческого слова – разрушающий, поскольку плавиковая кислота, из которой пытались получить фтор, разъедает стекло. Хлор получил свое название благодаря окраске от греческого слова – желто-зеленый – цвет увядающей листвы. Бром назван по запаху жидкого брома от греческого слова – зловонный. Название йода произошло от греческого слова – фиолетовый – по цвету парообразного йода. Радиоактивный астат назван от греческого слова – неустойчивый.

По ф и з и ч е с к и м с в о й с т в а м фтор – трудносжижаемый газ светло-зеленого цвета, хлор – легко сжижающийся газ желто-зеленого цвета, бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета, йод – твердое кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском, легко подвергается возгонке (сублимации). Все галогены, кроме йода, обладают резким удушливым запахом, токсичны.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Все галогены проявляют высокую химическую активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Химические свойства галогенов рассмотрим на примере хлора:

(F 2 – со взрывом; Br 2 , I 2 – на свету и при повышенной температуре.)

Металлы (+):

2Na + Cl 2 = 2NaCl;

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3 .

Неметаллы (+/–):*

N 2 + Cl 2 реакция не идет.

Основные оксиды (–).

Kислотные оксиды (–).

Основания (+/–):

Kислоты (+/–):

2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 ,

HCl + Br 2 реакция не идет.

Соли (+/–):

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2 ,

KCl + Br 2 реакция не идет.

В п р и р о д е в свободном виде галогены не встречаются из-за высокой химической активности. Среди наиболее распространенных соединений хлора можно выделить каменную или поваренную соль (NaCl), сильвинит (KCl NaCl), карналлит (KCl MgCl 2). Большое количество хлоридов содержится в морской воде. Хлор входит в состав хлорофилла. Природный хлор состоит из двух изотопов 35 Cl и 37 Cl. Подчеркнем, что в случае хлора число нейтронов в атоме возможно рассчитать только для каждого изотопа в отдельности:

35 Cl, p = 17, e = 17, n = 35 – 17 = 18;

37 Cl, p = 17, e = 17, n = 37 – 17 = 20.

В п р о м ы ш л е н н о с т и хлор получают электролизом водного раствора или расплава хлорида:

Л а б о р а т о р н ы е м е т о д ы получения (действие концентрированной соляной кислоты на различные окислители):

MnO 2 + 4HCl (конц.) = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O,

2KMnO 4 + 16HCl (конц.) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2 O,

KClO 3 + 6HCl (конц.) = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O,

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl (конц.) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O,

Ca(ClO) 2 + 4HCl (конц.) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O.

Х л о р о в о д о р о д и х л о р и д ы

Хлороводород (HCl) – бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды растворяется 450 объемов хлороводорода). Молекула образована по типу ковалентной полярной связи. Водный раствор хлороводорода называется соляной кислотой. Kонцентрированная соляная кислота «дымит» на воздухе, максимальная концентрация хлороводорода в растворе составляет 35–36 %. Это сильная кислота, проявляющая все характерные свойства кислот:

HCl H + + Cl – ,

2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2 ,

HCl + Cu реакция не идет,

2HCl + CaO = CaCl 2 + H 2 O,

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O,

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2 .

Kачественной реакцией на соляную кислоту и ее соли (хлориды) является реакция с раствором нитрата серебра:

Ag + + Cl – -> AgCl,

AgNO 3 + NaCl -> AgCl + NaNO 3 .

Хлороводород можно получить:

Прямым синтезом из водорода и хлора (синтетический способ):

Действием концентрированной серной кислоты на твердые хлориды – сульфатный способ (аналогично можно получить HF, но нельзя получить HBr и HI):

NaCl (тв.) + H 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 .

С ростом степени окисления хлора сила кислот резко возрастает. Так, хлорноватистая кислота очень слабая (слабее угольной), а хлорная кислота – самая сильная из всех известных кислот.

K и с л о р о д с о д е р ж а щ и е к и с л о т ы х л о р а и и х с о л и

Kислотные оксиды	Cl 2 O	Cl 2 O 3	Cl 2 O 5	Cl 2 O 7
Kислоты	HClO Хлорноватистая	HClO 2 Хлористая	HClO 3 Хлорноватая	HClO 4 Хлорная
Графические формулы кислот	H–O–Cl	H–O–Cl=O
Названия и примеры солей	Гипохлорит натрия NaClO	Хлорит натрия NaClO 2	Хлорат натрия NaClO 3	Перхлорат натрия NaClO 4

Хлорноватистая кислота (HClO) – слабая, очень неустойчивая.

Соли этой кислоты (гипохлориты) являются очень сильными окислителями. Наибольшее применение находит смешанная соль соляной и хлорноватистой кислот – хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

Хлорноватая кислота (HClO 3) – существует только в разбавленных растворах. Сама кислота и ее соли (хлораты) являются сильными окислителями. Наиболее известной солью этой кислоты является хлорат калия (бертолетова соль).

5KClO 3 + 6P = 3P 2 O 5 + 5KCl,

KClO 3 + 3MnO 2 + 6KOH = KCl + 3K 2 MnO 4 + 3H 2 O,

4KClO 3 + 3K 2 S = 4KCl + 3K 2 SO 4 .

Многие соли кислородсодержащих кислот хлора термически неустойчивы, например:

2KClO 3 2KCl + 3O 2 ,

4KClO 3 3KClO 4 + KCl (без катализатора),

3KClO KClO 3 + 2KCl,

KClO 4 KCl + 2O 2 .

Тест по теме «Галогены и их важнейшие соединения»

1. Газ имеет плотность 3,485 г/л при давлении 1,2 атм и температуре 25 °С. Установите формулу газа.

а) Фтор; б) хлор;

в) бромоводород;

г) хлороводород.

2. Явление перехода вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое, называется:

а) конденсация; б) сублимация;

в) возгонка; г) перегонка.

3. Природный хлор представляет собой смесь изотопов с массовыми числами 35 и 37. Рассчитайте изотопный состав хлора, приняв его относительную атомную массу за 35,5.

а) 75 % и 25 %;

б) 24,4 % и 75,8 %;

в) 50 % и 50 %;

г) недостаточно данных для решения задачи.

4. Хлор можно получить, проводя электролиз:

а) расплава хлорида калия;

б) раствора хлорида калия;

в) расплава хлорида меди;

г) раствора хлорида меди.

5. Раствор фтороводорода в воде называют:

а) жавелевой водой;

б) плавиковой кислотой;

в) белильной известью;

г) фтороводородной кислотой.

6. Оксид хлора(V) является ангидридом следующей кислоты:

а) хлорноватистой; б) хлорноватой;

в) хлористой; г) хлорной.

7. При прокаливании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца в качестве катализатора образуются:

а) хлорид калия и кислород;

б) перхлорат калия и хлорид калия;

в) перхлорат калия и озон;

г) гипохлорит калия и хлор.

8. K подкисленному раствору, содержащему 0,543 г некоторой соли, в состав которой входят литий, хлор и кислород, добавили раствор йодида натрия до прекращения выделения йода. Масса выделившегося йода составила 4,57 г. Название исходной соли:

а) гипохлорит лития; б) хлорит лития;

в) хлорат лития; г) перхлорат лития.

9. В молекулах галогенов химическая связь:

а) ковалентная полярная;

б) ковалентная неполярная;

в) ионная;

г) донорно-акцепторная.

10. Хлор, в отличие от фтора , при определенных условиях может реагировать с:

а) водой; б) водородом;

в) медью; г) гидроксидом натрия.

Kлюч к тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
б	б, в	а	а, б, в, г	б, г	б	а	в	б	г

Задачи и упражнения на галогены и их соединения

Ц е п о ч к и п р е в р а щ е н и й

1. Хлорид калия -> хлор -> хлороводород -> хлорид кальция -> хлороводород -> хлор -> хлорат калия.

2. Хлор -> бертолетова соль -> хлорид калия -> соляная кислота + диоксид марганца + вода -> хлор -> хлорид меди(II) -> хлор.

3. Хлорид калия -> хлор -> хлорат калия -> хлорид калия -> калий.

4. Хлорид калия -> хлор -> хлороводород -> хлор -> гипохлорит калия.

5. Хлорид натрия -> хлороводород -> хлор -> бертолетова соль -> хлорид калия -> гидроксид калия -> гипохлорит калия.

6. Хлорат калия -> А -> В-> С -> А -> нитрат калия (вещества А, В, С содержат хлор, первые три превращения – окислительно-восстановительные реакции).

7. Оксид кальция -> гидроксид кальция -> белильная известь -> хлорид кальция -> кальций.

8. Бромид натрия -> хлорид натрия -> хлор -> хлорная известь -> карбонат кальция -> гидрокарбонат кальция -> углекислый газ.

9. Йодид натрия -> йод -> йодид калия -> йодид серебра.

10. Гипохлорит калия -> хлорат калия -> перхлорат калия -> хлорид калия.

У р о в е н ь А

1. Сосуд с 200 г хлорной воды выдержали на прямом солнечном свету и собрали выделившийся газ, объем которого при н.у. составил 0,18 л. Определите состав хлорной воды (массовую долю хлора).

Ответ. 0,57 %.

2. Газ, полученный прокаливанием 9,8 г бертолетовой соли, смешан с газом, полученным на аноде в результате полного электролиза расплава 22,2 г хлорида кальция. Полученную смесь газов пропустили через 400 г 2%-го горячего раствора гидроксида натрия. Определите состав полученного раствора.

Ответ . 2,38 % NaCl; 0,84 % NaClO 3 .

3. Рассчитать массу соли и объем газа (н.у.), образовавшихся при разложении 17 г соли, окрашивающей пламя горелки в желтый цвет и содержащей 27,06 % металла, 16,47 % азота и 56,47 % кислорода. Kакая масса бертолетовой соли потребуется для получения такого же количества газа?

Ответ . 13,8 г NaNO 2 ; 2,24 л O 2 ; 8,13 г KClO 3 .

4. Kакой объем хлора (н.у.) можно получить из 1 м 3 раствора (плотность 1,23 г/см 3), содержащего 20,7 % хлорида натрия и 4,3 % хлорида магния?

Ответ . 61,2 м 3 .

5. Газ, выделившийся на аноде при электролизе 200 г 20%-го раствора хлорида натрия, пропустили через 400 г 30%-го раствора бромида калия. K полученному раствору добавили избыток раствора нитрата серебра. Определите количественный состав выпавшего осадка.

Ответ . 59,4 г AgBr; 98,154 г AgCl.

У р о в е н ь Б

1. Через трубку с порошкообразной смесью хлорида и йодида натрия массой 3 г пропустили 1,3 л хлора при температуре 42 °С и давлении 101,3 кПа. Полученное в трубке вещество прокалили при 300 °С, при этом осталось 2 г вещества. Определите массовые доли солей в исходной смеси.

Ответ . 45,3 % NaCl; 54,6 % NaI.

2. Смесь йодида магния и йодида цинка обработали избытком бромной воды, полученный раствор выпарили. Масса сухого остатка оказалась в 1,445 раза меньше массы исходной смеси. Во сколько раз масса осадка, полученного после обработки такой же смеси избытком карбоната натрия, будет меньше массы исходной смеси?

Ответ. В 2,74 раза.

3. Для окисления 2,17 г сульфита щелочно-земельного металла добавили хлорную воду, содержащую 1,42 г хлора. K полученной смеси добавили избыток бромида калия, при этом выделилось 1,6 г брома. Определите состав осадка, содержащегося в смеси, и рассчитайте его массу..

(BaSO 4) = (BaSO 3) = 0,01 моль,

m(BaSO 4) = (BaSO 4) M (BaSO 4) = 0,01 233 = 2,33 г.

Ответ . 2,33 г BaSO 4 .

4. Через 800 г 10%-го водного раствора хлорида натрия пропустили ток. После окончания процесса электролиза соли весь выделившийся на аноде газ поглотили горячим раствором, получившимся в результате электролиза. Определите состав раствора, полученного после поглощения газа.

Ответ . В растворе 8,35 % NaCl и
3,03 % NaClO 3 .

5. Плотность смеси хлора с водородом при давлении 0,2 атм и температуре 27 °С равна 0,0894 г/л. Хлороводород, полученный при взрыве 100 л (н.у.) такой смеси, растворили в 500 г 10%-й соляной кислоты. Найдите массовую долю хлороводорода в полученном растворе.

Ответ . 17 %.

K а ч е с т в е н н ы е з а д а ч и

1. Назовите вещества А, В и С, если известно, что они вступают в реакции, описываемые приведенными ниже схемами; напишите полные уравнения реакций этих схем:

А + Н 2 -> В,

А + Н 2 О В + С,

А + Н 2 О + SО 2 -> В + … ,

С -> В + … .

Ответ . Вещества: А – Сl 2 ,
B – HCl; С – HClO.

2. Газ А под действием концентрированной серной кислоты превращается в простое вещество В, которое реагирует с сероводородной кислотой с образованием простого вещества С и раствора исходного вещества А. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – HBr; B – Br 2 ; С – S.

3. При пропускании хлора через раствор сильной кислоты А выделяется простое вещество В и раствор приобретает темную окраску. При дальнейшем пропускании хлора вещество В превращается в кислоту С и раствор обесцвечивается. Назовите вещества А, В и С, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – HI; B – I 2 , C – HIO 3 .

4. Приведите примеры реакций, в ходе которых происходит полное восстановление свободного брома: а) в кислом водном растворе; б) в щелочном водном растворе; в) в газовой фазе.

Ответ. Уравнения реакций:

5. Kакие вещества вступили в реакцию и при каких условиях, если в результате образовались следующие вещества (указаны все продукты без коэффициентов): а) хлорид бария и гидроксид калия; б) бромид кальция и бромоводород; в) хлорид калия и пентаоксид фосфора. Напишите полные уравнения реакций.

Ответ. Уравнения реакций:

а) Ba(ClO) 2 + 2KH = BaCl 2 + 2KOH;

б) CaH 2 + 2Br 2 = CaBr 2 + 2HBr;

в) 5KClO 3 + 6P 5KCl + 3P 2 O 5 .

6. Для дегазации необходимо 254 г хлорной извести. В лаборатории имеются: кальций, диоксид марганца, натрий, цинк, хлорид натрия, серная кислота, вода, фосфор, сера, сульфат бария. Kакие реагенты и в каком количестве потребуются? Напишите полные уравнения реакций.

Ответ. 142 г Ca; 830,7 г NaCl; 308,85 г MnO 2 ;
1391,6 г H 2 SO 4 .

Уравнения реакций:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ,

NaCl (тв.) + H 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,

MnO 2 + 4HCl = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O,

2Cl 2 + 2Ca(OH) 2 Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O.

7. K водному раствору йодида калия по каплям приливают свежеприготовленную хлорную воду. Объясните, почему вначале появляющаяся окраска раствора затем исчезает. Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.

Ответ. Уравнения реакций:

2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2 ,

I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl.

* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.

Продолжение следует

Хлор образует четыре кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

Хлорноватистая кислота НСlO образуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освещении хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомарного кислорода: НСlO = HСl + O

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I): 2 НСlO = 2 Н2О + Сl2O

Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуется соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой кислот: 6 NаОН + 3 Сl2 = 5 NаСl + NаСlО3 + 3 Н2О

Соли хлорноватистой кислоты - г и п о х л о р и т ы - очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со щелочами на холоду. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.

Хлористая кислота НСlO2 образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов, которые получаются как промежуточные продукты при электролизе растворов хлоридов щелочных металлов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами. Это слабая, неустойчивая кислота, очень сильный окислитель в кислой среде. При взаимодействии ее с соляной кислотой выделяется хлор: НСlO2 + 3 НС1 = Сl2 + 2 Н2О

Хлорноватая кислота НСlO3 образуется при действии на ее соли -х л о р а т ы - серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Может существовать только в разбавленных растворах. При упаривании раствора НСlO3 при низкой температуре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40 % хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты раствор разлагается со взрывом. Разложение со взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорная кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:

НСlO3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr2 + 3 Н2О

Соли хлорноватой кислоты - хлораты - образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей, как показано выше. Образующийся при электролизе 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:

КСlO3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl2 + 3 Н2О

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной -кислоты - п е р х л о р а т о в. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца МпО2, играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlО3 = 2 КСl + 3 O2

4 КСlO3 = КСl + 3 КСlO4

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:

КСlO4 + Н2SO4 = КНSO4 + НСlO4

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислород содержащих кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе. Хлораты калия, рубидия, цезия, аммония и большинства органических оснований плохо растворяются в воде.

В промышленности перхлорат калия получают электролитическим окислением бертолетовой соли:

2 Н+ + 2 е- = Н2­ (на катоде)

СlО3- - 2 е- + Н2О = СlO4- + 2 Н+ (на аноде)

Биологическая роль.

он относится к жизненно необходимым незаменимым элементам. В организме человека 100 г.

Ионы хлора играют весьма важную биологическую роль. Входя вместе с ионами К+, Mg2+, Са2+, НСО~, Н3Р04 и белками играют главенствующую роль в создании определенного уровня осмотического давления (осмотический гомеостаз) плазмы крови, лимфы, спиномозговой жидкости и т. д.

Хлор-ион участвует в регуляции водно-солевого обмена и объема жидкости, удерживаемой тканями, подержании рН внутриклеточной жидкости и мембранного потенциала, создаваемого работой натрий-калиевого насоса, что объясняется (как и в случае его участия в осмосе) способностью диффундировать через клеточные мембраны подобно тому, как это делают ионы Na+, К+. Ион хлора - необходимый компонент (совместно с ионами Н2Р04, HSO4, ферментами и др.) желудочного сока, входящий в состав соляной кислоты.

Способствуя пищеварению, соляная кислота уничтожает и разнообразные болезнетворные бактерии.

15.1. Общая характеристика галогенов и халькогенов

Галогены ("рождающие соли") – элементы VIIA группы. К ним относятся фтор, хлор, бром и йод. В эту же группу входит и неустойчивый, а потому не встречающийся в природе астат. Иногда к этой группе относят и водород.
Халькогены ("рождающие медь") – элементы VIA группы. К ним относятся кислород, сера, селен, теллур и практически не встречающийся в природе полоний.
Из восьми существующих в природе атомов элементов этих двух групп наиболее распространены атомы кислорода (w = 49,5 %), за ним по распространенности следуют атомы хлора (w = 0,19 %), далее – серы (w = 0,048 %), затем – фтора (w = 0,028 %). Атомов остальных элементов в сотни и тысячи раз меньше. Кислород вы уже изучали в восьмом классе (гл. 10), из остальных элементов наиболее важными являются хлор и сера – с ними вы и познакомитесь в этой главе.
Орбитальные радиусы атомов галогенов и халькогенов невелики и лишь у четвертых атомов каждой группы приближаются к одному ангстрему. Это приводит к тому, что все эти элементы, представляют собой элементы, образующие неметаллы и только теллур и йод проявляют некоторые признаки амфотерности.
Общая валентная электронная формула галогенов – ns 2 np 5 , а халькогенов – ns 2 np 4 . Маленькие размеры атомов не позволяют им отдавать электроны, напротив, атомы этих элементов склонны их принимать, образуя однозарядные (у галогенов) и двухзарядные (у халькогенов) анионы. Соединяясь с небольшими атомами, атомы этих элементов образуют ковалентные связи. Семь валентных электронов дают возможность атомам галогенов (кроме фтора) образовывать до семи ковалентных связей, а шесть валентных электронов атомов халькогенов – до шести ковалентных связей.
В соединениях фтора – самого электроотрицательного элемента – возможна только одна степень окисления, а именно –I. У кислорода, как вы знаете, максимальная степень окисления +II. У атомов остальных элементов высшая степень окисления равна номеру группы.

Простые вещества элементов VIIA группы однотипны по строению. Они состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор – газы, бром – жидкость, а йод – твердое вещество. По химическим свойствам эти вещества сильные окислители. Из-за роста размеров атомов с увеличением порядкового номера их окислительная активность снижается.
Из простых веществ элементов VIA группы при обычных условиях газообразны только кислород и озон, состоящие из двухатомных и трехатомных молекул, соответственно; остальные – твердые вещества. Сера состоит из восьмиатомных циклических молекул S 8 , селен и теллур из полимерных молекул Se n и Te n . По своей окислительной активности халькогены уступают галогенам: сильным окислителем из них является только кислород, остальные же проявляют окислительные свойства в значительно меньшей степени.

Состав водородных соединений галогенов (НЭ) полностью отвечает общему правилу, а халькогены, кроме обычных водородных соединений состава H 2 Э, могут образовывать и более сложные водородные соединения состава Н 2 Э n цепочечного строения. В водных растворах и галогеноводороды, и остальные халькогеноводороды проявляют кислотные свойства. Их молекулы – частицы-кислоты. Из них сильными кислотами являются только HCl, HBr и HI.
Для галогенов образование оксидов нехарактерно, большинство из них неустойчиво, однако высшие оксиды состава Э 2 О 7 известны для всех галогенов (кроме фтора, кислородные соединения которого не являются оксидами). Все оксиды галогенов – молекулярные вещества, по химическим свойствам – кислотные оксиды.
В соответствии со своими валентными возможностями халькогены образуют два ряда оксидов: ЭО 2 и ЭО 3 . Все эти оксиды кислотные.

Гидроксиды галогенов и халькогенов представляют собой оксокислоты.

Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов VIA и VIIA групп. Укажите внешние и валентные электроны.

Хлор самый распространенный, а потому и важнейший из галогенов.
В земной коре хлор встречается в составе минералов: галита (каменной соли) NaCl, сильвина KCl, карналлита KCl·MgCl 2 ·6H 2 O и многих других. Основной промышленный способ получения – электролиз хлоридов натрия или калия.

Простое вещество хлор – газ зеленоватого цвета с едким удушающим запахом. При –101 °С конденсируется в желто-зеленую жидкость. Хлор весьма ядовит, во время первой мировой войны его даже пытались использовать в качестве боевого отравляющего вещества.
Хлор – один из самых сильных окислителей. Он реагирует с большинством простых веществ (исключение: благородные газы, кислород, азот, графит, алмаз и некоторые другие). В результате образуются галогениды:
Cl 2 + H 2 = 2HCl (при нагревании или на свету);
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (при сжигании в избытке хлора);
Cl 2 + 2Na = 2NaCl (при комнатной температуре);
3Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (при комнатной температуре);
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 (при нагревании).
Кроме того хлор может окислять и многие сложные вещества, например:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);
Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);
Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S (в растворе);
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl (в растворе);
Cl 2 + 3H 2 O 2 = 2HCl + 2H 2 O + O 2 (в концентрированном растворе);
Cl 2 + CO = CCl 2 O (в газовой фазе);
Cl 2 + C 2 H 4 = C 2 H 4 Cl 2 (в газовой фазе).
В воде хлор частично растворяется (физически), а частично обратимо реагирует с ней (см. § 11.4 в). С холодным раствором гидроксида калия (и любой другой щелочи) аналогичная реакция протекает необратимо:

Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O.

В результате образуется раствор хлорида и гипохлорита калия. В случае реакции с гидроксидом кальция образуется смесь CaCl 2 и Ca(ClO) 2 , называемая хлорной известью.

С горячими концентрированными растворами щелочей реакция протекает иначе:

3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O.

В случае реакции с KOH так получают хлорат калия, называемый бертолетовой солью.
Хлороводород – единственное водородное соединение хлора. Этот бесцветный газ с удушающим запахом хорошо растворим в воде (нацело реагирует с ней, образуя ионы оксония и хлорид-ионы (см. § 11.4). Его раствор в воде называют соляной или хлороводородной кислотой. Это один из важнейших продуктов химической технологии, так как расходуется соляная кислота во многих отраслях промышленности. Огромное значение она имеет и для человека, в частности потому, что содержится в желудочном соке, способствуя перевариванию пищи.
Хлороводород раньше получали в промышленности, сжигая хлор в водороде. В настоящее время потребность в соляной кислоте почти полностью удовлетворяется за счет использования хлороводорода, образующегося в качестве побочного продукта при хлорировании различных органических веществ, например, метана:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 + HCl

И лаборатории хлороводород получают из хлорида натрия, обрабатывая его концентрированной серной кислотой:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4 (при комнатной температуре);
2NaCl + 2H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 S 2 O 7 + H 2 O (при нагревании).
Высший оксид хлора Cl 2 O 7 – бесцветная маслянистая жидкость, молекулярное вещество, кислотный оксид. В результате реакции с водой образует хлорную кислоту HClO 4 , единственную оксокислоту хлора, существующую как индивидуальное вещество; остальные оксокислоты хлора известны только в водных растворах. Сведения об этих кислотах хлора приведены в таблице 35.

Таблица 35.Кислоты хлора и их соли

С/O хлора	Формула кислоты	Название кислоты	Сила кислоты	Название солей
		хлороводородная
		хлорноватистая		гипохлориты
		хлористая
		хлорноватая
				перхлораты

Большинство хлоридов растворимо в воде. Исключение составляют AgCl, PbCl 2 , TlCl и Hg 2 Cl 2 . Образование бесцветного осадка хлорида серебра при добавлении к исследуемому раствору раствора нитрата серебра – качественная реакция на хлорид-ион:

Ag + Cl = AgCl

Из хлоридов натрия или калия в лаборатории можно получить хлор:

2NaCl + 3H 2 SO 4 + MnO 2 = 2NaHSO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O + Cl 2

В качестве окислителя при получении хлора по этому способу можно использовать не только диоксид марганца, но и KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 .
Гипохлориты натрия и калия входят в состав различных бытовых и промышленных отбеливателей. Хлорная известь также используется как отбеливатель, кроме того ее используют как дезинфицирующее средство.
Хлорат калия используют в производстве спичек, взрывчатых веществ и пиротехнических составов. При нагревании он разлагается:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 ;
2KClO 3 = 2KCl + O 2 (в присутствии MnO 2).
Перхлорат калия тоже разлагается, но при более высокой температуре: KClO 4 = KCl + 2O 2 .

1.Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения.
2.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.
3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) хлора, б) хлороводорода (и соляной кислоты), в) хлорида калия и г) хлорида бария.
Химические свойства соединений хлора

В различны условиях устойчивы различные аллотропные модификации элемента сера. При обычных условиях простое вещество сера представляет собой желтое хрупкое кристаллическое вещество, состоящее из восьмиатомных молекул:

Это так называемая ромбическая сера (или -сера) S 8 .(Название происходит от кристаллографического термина, характеризующего симметрию кристаллов этого вещества). При нагревании она плавится (113 °С), превращаясь в подвижную желтую жидкость, состоящую из таких же молекул. При дальнейшем нагревании происходит разрыв циклов и образование очень длинных полимерных молекул – расплав темнеет и становится очень вязким. Это так называемая -сера S n . Кипит сера (445 °С) в виде двухатомных молекул S 2 , аналогичных по строению молекулам кислорода. Строение этих молекул также, как и молекул кислорода, не может быть описано в рамках модели ковалентной связи. Кроме того существуют и другие аллотропные модификации серы.
В природе встречаются месторождения самородной серы, из которых ее и добывают. Большая часть добываемой серы используется для производства серной кислоты. Часть серы используют в сельском хозяйстве для защиты растений. Очищенная сера применяется в медицине для лечения кожных заболеваний.
Из водородных соединений серы наибольшее значение имеет сероводород (моносульфан) H 2 S. Это бесцветный ядовитый газ с запахом тухлых яиц. В воде он малорастворим. Растворение физичекое. В незначительной степени в водном растворе происходит протолиз молекул сероводорода и в еще меньшей степени – образующихся при этом гидросульфид-ионов (см. приложение 13). Тем не менее, раствор сероводорода в воде называют сероводородной кислотой (или сероводородной водой).

На воздухе сероводород сгорает:

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + SO 2 (при избытке кислорода).

Качественной реакцией на присутствие сероводорода в воздухе служит образование черного сульфида свинца (почернение фильтровальной бумажки, смоченной раствором нитрата свинца:

H 2 S + Pb 2 + 2H 2 O = PbS + 2H 3O

Реакция протекает в этом направлении из-за очень малой растворимости сульфида свинца.

Кроме сероводорода, сера образует и другие сульфаны H 2 S n , например, дисульфан H 2 S 2 , аналогичный по строению пероксиду водорода. Это тоже очень слабая кислота; ее солью является пирит FeS 2 .

В соответствии с валентными возможностями своих атомов сера образует два оксида : SO 2 и SO 3 . Диоксид серы (тривиальное название – сернистый газ) – бесцветный газ с резким запахом, вызывающим кашель. Триоксид серы (старое название – серный ангидрид) – твердое крайне гигроскопичное немолекулярное вещество, при нагревании переходящее в молекулярное. Оба оксида кислотные. При реакции с водой образуют соответственно сернистую и серную кислоты .
В разбавленных растворах серная кислота – типичная сильная кислота со всеми характерными для них свойствами.
Чистая серная кислота, а также ее концентрированные растворы – очень сильные окислители, причем атомами-окислителями здесь являются не атомы водорода, а атомы серы, переходящие из степени окисления +VI в степень окисления +IV. В результате при ОВР с концентрированной серной кислотой обычно образуется диоксид серы, например:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
2KBr + 3H 2 SO 4 = 2KHSO 4 + Br 2 + SO 2 + 2H 2 O.

Таким образом, с концентрированной серной кислотой реагируют даже металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода (Cu, Ag, Hg). Вместе с тем с концентрированной серной кислотой не реагируют некоторые довольно активные металлы (Fe, Cr, Al и др.), это связано с тем, что на поверхности таких металлов под действием серной кислоты образуется плотная защитная пленка, препятствующая дальнейшему окислению. Это явление называется пассивацией .
Будучи двухосновной кислотой, серная кислота образует два ряда солей : средние и кислые. Кислые соли выделены только для щелочных элементов и аммония, существование других кислых солей вызывает сомнение.
Большинство средних сульфатов растворимо в воде и, так как сульфат-ион практически не является анионным основанием, не подвергаются гидролизу по аниону.
Современные промышленные методы производства серной кислоты основаны на получении диоксида серы (1-й этап), окислении его в триоксид (2-й этап) и взаимодействии триоксида серы с водой (3-й) этап.

Диоксид серы получают сжигая в кислороде серу или различные сульфиды:

S + O 2 = SO 2 ;
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Процесс обжига сульфидных руд в цветной металлургии всегда сопровождается образованием диоксида серы, который и идет на производство серной кислоты.
В обычных условиях окислить кислородом диоксид серы невозможно. Окисление проводят при нагревании в присутствии катализатора – оксида ванадия(V) или платины. Несмотря на то, что реакция

2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q

обратима, выход достигает 99 %.
Если пропускать образующуюся газовую смесь триоксида серы с воздухом через чистую воду, большая часть триоксида серы не поглощается. Чтобы предотвратить потери, газовую смесь пропускают через серную кислоту или ее концентрированные растворы. При этом образуется дисерная кислота:

SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7 .

Раствор дисерной кислоты в серной называют олеумом и часто представляют как раствор триоксида серы в серной кислоте.
Разбавляя олеум водой, можно получить как чистую серную кислоту, так и ее растворы.

1.Cоставьте структурные формулы
а) диоксида серы, б) триоксида серы,
в) серной кислоты, г) дисерной кислоты.

При повышении ст .ок . хлора устойчивость кислот тоже растет .

Рост стабильности объясняется:

а) упрочнением связей в анионах за счет уменьшения числа НЭП у хлора,

б) увеличением отношения числа π-перекрываний к количеству σ-связей от 0/1 в ClO − до 3/4 в ClO − 4 . Сравните графические формулы кислот:

H – O - Cl , H - O - Cl = O, H – O – Cl = O Н – O – Cl = О

в) от НСlO к HClO 4 растет симметрия аниона (как за счет увеличения

числа атомов кислорода, так и в результате снижения поляризующего действия

водорода из-за ослабления его связи с анионом).

г) снижается угол атаки атома хлора (т.е. его пространственная доступность для взаимодействия).

Кислотные свойства гидроксидов галогенов. Кислотно-оснóвные свойства

любого гидроксида зависят от соотношения прочностей связей H − O и O − Э во

фрагменте H − O − Э. Очевидно, чем больше электроотрицательность элемента, тем в большей степени электронная плотность от связи H − O смещена на связь O – Э

(H − O − Э) и тем более кислотные свойства проявляет гидроксид.

Поэтому важным фактором является природа галогена. Так, при переходе от хлора к йоду в соответствие с уменьшением значения Э.О. кислотные свойства гидроксидов снижаются. Причем настолько, что йодноватистая кислота диссоциирует по кислотному типу в меньшей степени НIO → Н + + IO - (K d = 4 ∙10 − 13),

чем по основному: IOH → I + + OH − (K d = 3 ∙10 − 10).

Возможна даже реакция нейтрализации (но обратимая): IOH + HNO 3 → INO 3 + H 2 O .

Соли кислот хлора, как более устойчивые (чем кислоты) соединения, все

выделены в свободном состоянии, но и их активность увеличивается с понижением ст.ок. Cl. Так, KClO 3 (бертолетова соль) окисляет йодид-ионы лишь в кислой среде, а KClO - и в нейтральной.

2.8.1. Хлорноватистая кислота HCl +1 O H–O–Cl (гипохлориты)

Физические свойства. Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение.

Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO

Химические свойства.

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

1) Разлагается, выделяя атомарный кислород

HClO – на свету → HCl + O HClO – об. усл. → H 2 O + Cl 2 O НClO --- t → НCl + НClO 3

2) Со щелочами дает соли - гипохлориты

HClO + KOH → KClO + H 2 O СаОСl 2 – белильная известь (хлорка)

СаОСl 2 + СО 2 + H 2 O → СаСО 3 + СаСl 2 + HClO (HCl + O)

3)с сильным восстановителем НI

2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 O

2.8.2. Хлористая кислота HCl +3 O 2 H–O–Cl=O (хлориты)

Физические свойства. Существует только в водных растворах.

Получение

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H 2 SO 4:

2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2СlO 2 + 2H 2 O

2ClO 2 + H 2 O 2 → 2HClO 2 + O 2

Химические свойства

HClO 2 - слабая кислота и сильный окислитель.

1)HClO 2 + KOH → KClO 2 + H 2 O

KClO 2 + КI + H 2 SO 4 → I 2 +KCl + K 2 SO 4 + H 2 O

2) Неустойчива, при хранении разлагается

4HClO 2 → HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O

5HClO 2 ---t→ 3HClO 3 + Cl 2 + H 2 O

2.8.3. Хлорноватая кислота HCl +5 O 3 (хлораты)

Физические свойства: Устойчива только в водных растворах.

Получение: Ba (ClO 3) 2 + H 2 SO 4 → 2HClO 3 + BaSO 4 ↓

Химические свойства

HClO 3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты –

хлораты:

6P + 5HClO 3 → 3P 2 O 5 + 5HCl HClO 3 + KOH → KClO 3 + H 2 O

- KClO 3 - Бертоллетова соль ; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH: 3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO 3 – без кат → KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 кат → 2KCl + 3O 2

2.8.4. Хлорная кислота HCl +7 O 4 (перхлораты)

Физические свойства: Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.

Получение: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4

Химические свойства:

HClO 4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель;

соли хлорной кислоты - перхлораты .

1) HClO 4 + KOH → KClO 4 + H 2 O

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO 4 – t° → 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O KClO 4 – t° → KCl + 2O 2

Бромистый водород HBr (БРОМИДЫ)

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

Получение

1) 2NaBr + H 3 PO 4 – t ° → Na 2 HPO 4 + 2HBr 2) PBr 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HBr

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl

1) Диссоциация: HBr ↔ H+ + Br -

2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Mg + 2HBr → MgBr 2 + H 2

3) с оксидами металлов:

CaO + 2HBr → CaBr 2 + H 2 O

4) с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr → NaBr + H 2 O Fe(OH) 3 + 3HBr → FeBr 3 + 3H 2 O NH 3 + HBr → NH 4 Br

5) с солями

MgCO 3 + 2HBr → MgBr 2 + H 2 O + CO 2

Качественая реакция: AgNO 3 + HBr → AgBr↓ + HNO 3

Образование нерастворимого в кислотах желтого осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.

6) восстановительные свойства:

2HBr + H 2 SO 4 (конц.) → Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 → 2HCl + Br 2

Из кислородных кислот брома известны

Слабая бромноватистая HBr +1 O и

Сильная бромноватая HBr +5 O 3 .

Иодистый водород (йодиды)

Физические свойства: Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде,

t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

Получение:

1) I 2 + H 2 S → S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O → 2H 3 PO 3 + 6HI

Химические свойства

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI ↔ H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 → BaI 2 + 2H 2 O

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

2) HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl 2 → 2HCl + I 2

8HI + H 2 SO 4 (конц.) → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

5HI + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5HIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO4 + 9H 2 O

3) Качественая реакция: Образование нерастворимого в кислотах темно-желтый осадка йодида серебра, служит для обнаружения аниона йода в растворе.

NaI + AgNO 3 → AgI↓ + NaNO 3 HI + AgNO 3 → AgI↓ + HNO 3

3.0.1. Кислородные кислоты йода (йодаты)

а) Йодноватая кислота HI +5 O 3

Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

Получают: 3I 2 + 10HNO 3 → 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O

HIO 3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

б) Йодная кислота H 5 I +7 O 6

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде,

t°пл.= 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.