галогены с чем взаимодействуют

Подгруппа VII a. Галогены

Галогены (от греч. halos — соль и genes — образующий) — элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства);

Галогены — сильные окислители, окислительная способность элементов уменьшается с увеличением атомной массы.

9,2

2,2

Молекулы галогенов состоят из двух атомов.

С увеличением атомной массы окраска становится более темной, возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ (разлагается лишь HF):

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия:

В лаборатории хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту:

Аналогично получают бром и иод, окисляя НВr, НI или их соли:

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду.

Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты:

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические:

При нагревании фтор окисляет все другие галогены (их степень окисления +1):

При облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично:

Химические свойства Сl₂

Свободный хлор реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов:

Реакция замещения и присоединения с углеводородами:

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Обратимо реагирует с водой:

Сl₂ + Н₂О↔ НСl + НСlO (хлорная вода)

Сl₂ + 2NаОН → NаСl + NаСlO + Н₂О (на холоде),

ЗСl₂ + 6КОН → 5КСl + КClO₃ + ЗН₂О (при нагревании).

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. Взаимодействует со многими простыми веществами:

Бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду»:

При растворении в растворах щелочей на холоду происходит образование бромида и гипобромита

2NaOH + Br₂ =NaBr + NaBrO + H₂O

При повышенных температурах (около 100°С) — бромида и бромата:

При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:
Br₂+ 2KI = I₂+ 2KBr.

С органическими веществами, имеющими двойную или тройную связь. Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на непредельное соединение:
C₂H₄ + Br₂ = C₂H₄Br₂.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании.

Взаимодействие же йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

Но йод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Сероводород H₂S, тиосульфат натрия Na₂S₂O₃ и другие восстановители восстанавливают его до I — :

Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO₃ — :

Адсорбируясь на крахмале, йод окрашивает его в темно-синий цвет- качественная реакция на йод.

Таким образом, химиче­ская активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к йоду. Каждый галоген в ряду F — I может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, т.е. каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов.

Источник

Галогены

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Иод I

Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Содержание

Распространённость элементов и получение простых веществ

Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.

Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF₂).

Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы E_o(F₂/F − ) = +2,87 В и E_o(Cl₂/Cl − ) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F − и Cl − можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г. французским химиком Анри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте.

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде:
полуреакция на катоде:

Окисление воды на аноде подавляется использованием такого материала электрода, который имеет более высокое перенапряжение по отношению к O₂, чем к Cl₂ (таким материалом оказался катодное и анодное пространства разделены полимерной ионообменной мембраной. Мембрана позволяет катионам Na + переходить из анодного пространства в катодное. Переход катионов поддерживает электронейтральность в обеих частях электролизёра, так как в течение электролиза отрицательные ионы удаляются от анода (превращение 2Cl − в Cl₂) и накапливаются у катода (образование OH − ). Перемещение OH − в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать электронейтральность, но ион OH − реагировал бы с Cl₂ и сводил на нет весь результат.

Физические свойства галогенов

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃ + 2989 кДж, 2Fe + 3F₂ = 2FeF₃ + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

где Hal = Cl, Br, I, At, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃(кр) + 1405 кДж, 2Fe + ЗCl₂ = 2FeCl₃(кр) + 804 кДж, Si + 2Cl₂ = SiCl₄(Ж) + 662 кДж, Н₂ + Cl₂ = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl₂ + hν → 2Cl, Cl + Н₂ → HCl + Н, Н + Cl₂ → HCl + Cl, Cl + Н₂ → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов ( hν ), которые вызывают диссоциацию молекул Cl₂ на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н₂ и Cl₂ послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

а также обратимо реагирует с водой:

Cl₂ + Н₂О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в HCl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте HOCl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на холоде), 3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br₂ = SiBr₄(ж) + 433 кДж, Н₂ + Br₂ = 2HBr(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):

2Li + At₂ = 2LiAt — астатид лития.

Источник

Галогены

Содержание:

Галогены (от греч. halos — соль и genes — образующий) — элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Галогены

Входящие в главную подгруппу VII группы элементы фтор (Fluorum), хлор (Chlorum), бром (Bromum), иод (Jodum) и астат (Astatine) называются галогенами. Это название, которое буквально означает «солерождающие», элементы получили за способность взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей, например хлорида натрия .

Во внешнем электронном слое атомы галогенов содержат семь электронов — два на — и пять на -орбиталях (). Галогены обладают значительным сродством к электрону (табл. 23) — их атомы легко присоединяют электрон, образуя однозарядные отрицательные ионы, обладающие электронной структурой соответствующего благородного газа (). Склонность к присоединению электронов характеризует галогены как типичные неметаллы. Аналогичное строение наружного электронного слоя обусловливает большое сходство галогенов друг с другом, проявляющееся как в их химических свойствах, так и в типах и свойствах образуемых ими соединений. Но, как показывает сопоставление свойств гало-, генов, между ними имеются и существенные различия. ‘

В табл. 23 приведены некоторые свойства атомов галогенов и образуемых ими простых веществ.

С повышением порядкового номера элементов в ряду увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства и окислительная способность элементов.

Таблица 23. Свойства галогенов *

В отличие от других галогенов, фтор в своих соединениях всегда находится в степени окисленности —1, поскольку среди всех элементов он обладает самой высокой электроотрицательностыо. Остальные галогены проявляют различные степени окисленности от — 1 до +7.

За исключением некоторых оксидов, которые будут рассмотрены ниже, все соединения галогенов соответствуют нечетным степеням окисленности. Такая закономерность обусловлена возможностью последовательного возбуждения спаренных электронов в атомах , , и на -подуровень, что приводит к увеличению числа электронов, принимающих участие в образовании ковалентных связей, до 3, 5 или 7 (см. схему на стр. 123).

Галогены в природе

Физические свойства галогенов. Галогены, вследствие их большой химической активности, находятся в природе исключительно в связанном состоянии — главным образом в виде солей галогеноводородных кислот.

Фтор встречается в природе чаще всего в виде минерала плавикового шпата , получившего это название потому, что его прибавление к железным рудам приводит к образованию легкоплавких шлаков при выплавке чугуна. Фтор содержится также в минералах криолите и фторапатите .

Важнейшим природным соединением хлора является хлорид натрия (поваренная соль) , который служит основным сырьем для получения других соединений хлора. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей и океанов. Воды многих озер также содержат значительное количество — таковы, например, в СССР озера Эльтон и Баскунчак. Хлорид натрия встречается также и в твердом виде, образуя местами в земной коре мощные пласты так называемой каменной соли. В природе распространены и другие соединения хлора, например хлорид калия в виде минералов карналлита и сильвина .

Хлор под давлением около уже при комнатной температуре превращается в жидкость. Сжиженный хлор обычно хранят и транспортируют в стальных баллонах или цистернах.

Подобно хлору бром находится в природе преимущественно в виде солей калия, натрия и магния. Бромиды металлов содержатся в морской воде, в воде некоторых озер и в подземных рассолах. В нашей стране содержание брома в подземных буровых водах, имеющих промышленное значение, составляет от 170 до 700 .

Соединения иода также имеются в морской воде, но в столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Однако существуют некоторые водоросли, которые накапливают иод в своих тканях. Зола этих водорослей служит сырьем для получения иода. Значительные количества иода (от 10 до 50 ) содержатся в подземных буровых водах. Иод встречается также в виде солей калия — иодата и периодата , сопутствующих залежам нитрата натрия (селитры) в Чили и Боливии.

Иод при комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым блеском. При нагревании под атмосферным давлением он сублимируется (возгоняется), превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки иода от нелетучих примесей.

Самый тяжелый галоген — астат — в природе практически не встречается. Его получают путем искусственно осуществляемых ядерных реакций. Наиболее долгоживущий изотоп астата имеет период полураспада всего 8,3 ч. Ничтожные количества астата обнаружены в продуктах естественного радиоактивного распада урана и тория.

Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек. Более значительные количества галогенов могут вызвать тяжелое отравление.

Молекулы простых веществ, образуемых атомами галогенов, двухатомны. С увеличением в ряду радиуса атомов возрастает поляризуемость молекул. В результате усиливается межмолекулярное дисперсионное взаимодействие, что обусловливает возрастание температур плавления и кипения галогенов.

В ряду прочность связи между атомами в молекуле постепенно уменьшается, что находит отражение в уменьшении энтальпии диссоциации молекул на атомы (табл. 23), Причины этого заключаются в следующем. С увеличением размеров внешних электронных облаков взаимодействующих атомов степень их перекрывания уменьшается, а область перекрывания располагается все дальше от атомных ядер. Поэтому при переходе от хлора к брому и иоду притяжение ядер атомов галогена к области перекрывания электронных облаков уменьшается. Кроме того, в ряду возрастает число промежуточных электронных слоев, экранирующих ядро, что также ослабляет взаимодействие атомных ядер с областью перекрывания.

Уменьшение прочности связи в молекулах галогенов проявляется в падении их устойчивости к нагреванию: данные табл. 23 показывают, что при одной и той же температуре степень термической диссоциации молекул возрастает при переходе от к и . Однако из этих же данных следует, что фтор выпадает из общей закономерности: прочность связи между атомами в его молекуле меньше, а степень термической диссоциации молекул выше, чем у хлора. Такие аномальные свойства фтора можно объяснить отсутствием (-подуровня во внешнем электронном слое его атома. В молекуле хлора и других галогенов есть свободные -орбитали, и поэтому между атомами имеет место дополнительное донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющее связь. Это показано на следующей схеме:

Галогены сравнительно мало растворимы в воде. Один объем воды растворяет при комнатной температуре около 2,5 объемов хлора. Раствор этот называется хлорной водой. При пропускании хлора в охлажденную до воду из раствора выделяются зеленовато-желтые кристаллы клатратного соединения . Растворимость брома при составляет около 3,5 г, а растворимость иода всего 0,02 г на 100 г воды.

Фтор не может быть растворен в воде, так как энергично разлагает ее:

Значительно лучше, чем в воде, бром и иод растворяются в органических растворителях *: сероуглероде, этиловом спирте, ди-этиловом эфире, хлороформе, бензоле. Этим пользуются для извлечения брома и иода из водных растворов. Если, например, взболтать водный раствор иода с небольшим количеством сероуглерода (не смешивающегося с водой), то почти весь иод перейдет из воды в сероуглерод, окрашивая его в фиолетовый цвет.

* Фтор и хлор со многими органическими растворителями интенсивно реагируют.

Химические свойства галогенов

Свободные галогены проявляют чрезвычайно высокую химическую активность. Они вступают во взаимодействие почти со всеми простыми веществами. Особенно быстро и с выделением большого количества теплоты протекают реакции соединения галогенов с металлами. Так, расплавленный металлический натрий в атмосфере хлора сгорает с ослепительной вспышкой, а на стенках сосуда появляется белый налет хлорида натрия:

Медь, железо, олово и многие другие металлы сгорают в хлоре, образуя соответствующие соли. Подобным же образом взаимодействуют с металлами бром и иод. Во всех этих случаях атомы металла отдают электроны, т. е. окисляются, а атомы галогенов присоединяют электроны, т. е. восстанавливаются. Эта способность присоединять электроны, резко выраженная у атомов галогенов, является их характерным химическим свойством. Следовательно, галогены — очень энергичные окислители.

Окислительные свойства галогенов проявляются также и при взаимодействии их со сложными веществами. Приведем несколько примеров.

1. При пропускании хлора через раствор хлорида железа (II) последний окисляется в хлорид железа (III), вследствие чего раствор из бледно-зеленого становится желтым:

2. Если к желтоватому водному раствору иода добавить сероводородной воды (водный раствор ), то жидкость обесцвечивается и становится мутной от выделившейся серы:

3. При действии водного раствора брома на раствор сульфита натрия происходит обесцвечивание раствора, так как бром окисляет сульфит до сульфата натрия, а сам восстанавливается, превращаясь в бесцветный бромоводород. Реакция протекает при участии молекул воды и выражается уравнением

или в ионно-молекулярной форме:

Химическая активность фтора исключительно высока. По образному выражению академика А. Е. Ферсмана, его можно назвать «всесъедающим». Щелочные металлы, свинец, железо загораются в атмосфере фтора при комнатной температуре. На некоторые металлы (, ) фтор на холоду не действует, так как на их поверхности образуется защитный слой фторида. Однако при нагревании фтор реагирует со всеми металлами, в том числе с золотом и платиной.

Со многими неметаллами (водород, иод, бром, сера, фосфор, мышьяк, сурьма, углерод, кремний, бор) фтор взаимодействует на холоду; реакции протекают со взрывом или с образованием пламени:

При нагревании с фтором соединяются хлор, криптон и ксенон, например:

Непосредственно фтор не реагирует только с кислородом, азотом и углеродом (в виде алмаза).

Очень энергично протекает взаимодействие фтора со сложными веществами. В его атмосфере горят такие устойчивые вещества, как стекло (в виде ваты) и водяной пар:

Интересно отметить, что при этом в качестве одного из продуктов горения образуется кислород.

Свободный хлор тоже проявляет очень высокую химическую активность, хотя и меньшую, чем фтор. Он непосредственно взаимодействует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Такие неметаллы, как фосфор, мышьяк, сурьма и кремний, уже при низкой температуре реагируют с хлором; при этом выделяется большое количество теплоты. Энергично протекает взаимодействие хлора с активными металлами — натрием, калием, магнием и др.

При комнатной температуре без освещения хлор практически не взаимодействует с водородом, но при нагревании или на ярком солнечном свету реакция протекает по цепному механизму (см. § 62) со взрывом.

Химическая активность брома и иода меньше, чем хлора, но все же велика. Со многими металлами и неметаллами (например, с фосфором) они реагируют в обычных условиях. При этом бром по активности мало уступает хлору, а иод отличается от хлора значительно.

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при нагревании. Иод с водородом реагирует только при достаточно сильном нагревании и не полностью, так как начинает идти обратная реакция — разложение иодоводорода:

Сравнение химических свойств галогенов показывает, что их окислительная активность последовательно уменьшается от фтора к астату. Этот эффект проявляется в способности более легких галогенов в виде простых веществ окислять галогенид-ионы более тяжелых галогенов и в способности более тяжелых галогенов восстанавливать кислородные соединения более легких галогенов:

Несмотря на меньшую энергию сродства к электрону у фтора, чем у хлора (см. табл. 23), фтор является все же самым сильным окислителем среди галогенов. Объясняется это следующим. Превращение газообразного хлора или фтора в отрицательно заряженные ионы можно рассматривать как состоящее из двух стадий — диссоциации молекул на отдельные атомы

и присоединения электрона к образовавшемуся свободному атому галогена)

Первая стадия процесса требует затраты энергии на разрыв связей между атомами галогена в молекуле; мерой этих энергетических затрат может служить энтальпия диссоциации молекул галогена. У хлора, состоящего из более прочных молекул, энтальпия диссоциации в расчете на 1 моль атомов галогена () значительно выше, чем у фтора ().

Вторая стадия процесса сопровождается выделением энергии (сродство к электрону); здесь выигрыш энергии в случае хлора () несколько выше, чем в случае фтора ().

Как нетрудно подсчитать, общин выигрыш энергии в рассматриваемом процессе для фтора () выше, чем для хлора (), что и характеризует фтор как более сильный окислитель.

Если реакция протекает в водном растворе, то следует учесть и энергию гидратации галогенид-ионов; при одинаковом заряде нона она тем выше, чем меньше радиус нона. Следовательно, при гидратации фторид-иона выделяется больше энергии, чем при гидратации иона , так что н в водных растворах фтор будет более сильным окислителем, чем хлор.

Аналогичные расчеты показывают, что при переходе от хлора к брому и иоду выигрыш энергии в окислительных процессах, протекающих в водных растворах с участием галогенов также уменьшается. Этим и объясняется способность каждого галогена вытеснять более тяжелые галогены, находящиеся в степени окисленности —!, из растворов их соединений.

Получение и применение галогенов

В природных соединениях галогены содержатся (за редким исключением) в виде отрицательно заряженных ионов, поэтому почти все способы получения свободных галогенов сводятся к окислению их ионов. Это осуществляется или при помощи окислителей, или действием электрического тока.

Фтор, вследствие своей высокой электроотрицательности, может быть выделен из соединений только путем электролиза. Впервые он был получен в 1886 г. путем разложения электрическим током смеси безводного жидкого фтороводорода с . Этот метод применяется в настоящее время для промышленного получения фтора. Расплав состава (температура плавления ), подвергают электролизу. Электролиз ведут в никелевом сосуде, который является катодом, а анодом служит уголь. Катодное и анодное пространства разделены диафрагмой для предотвращения взрыва при смешивании продуктов электролиза — водорода и фтора.

Хлор получают в настоящее время в больших количествах путем электролиза водных растворов хлоридов натрия или калия. Хлор выделяется у анода, а у катода образуется соответственно гидроксид натрия или калия (см. § 197).

В лабораториях хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту. Напомним, например, известный из школьного курса лабораторный способ получения хлора действием диоксида марганца на соляную кислоту:

В ионно-молекулярной форме эта реакция выразится уравнением

С12 + 2НгО

из которого видно, что здесь происходит окисление ионов в атомы хлора (образующие затем молекулы ) и восстановление марганца, входящего в состав , до степени окисленности +2 (ионы ). При помощи этой реакции хлор был впервые получен К. В. Шееле (Швеция) в 1774 г.

Аналогично можно получить хлор из соляной кислоты, действуя на нее такими окислителями, как .

Кислород в обычных условиях не взаимодействует с в сколько-нибудь заметной степени. Но если пропускать и через трубку, нагретую до и содержащую кусочки пемзы, на которых распределен в качестве катализатора хлорид меди(II) , то происходит окисление хлороводорода кислородом

причем выход хлора достигает 80 %. Этой реакцией раньше пользовались для промышленного получения хлора.

Бром и иод могут быть получены аналогично хлору окислением и различными окислителями. В промышленности их обычно получают из бромидов или иодидов, действуя на их растворы хлором. Таким образом, получение брома и иода тоже основано на окислении их ионов, причем в качестве окислителя применяется хлор.

В СССР бром добывают главным образом из подземных буровых вод, а также из «рапы» (насыщенного раствора) некоторых соляных озер. Главным источником получения иода в СССР служат подземные буровые воды.

Галогены, особенно хлор, широко применяются в химической промышленности.

Фтор используют для получения некоторых ценных фторопроизводных углеводородов, обладающих уникальными свойствами, как, например, смазочных веществ, выдерживающих высокую температуру, пластической массы, стойкой к химическим реагентам (тефлон), жидкостей для холодильных машин (фреонов, или хла-донов).

Хлор служит для приготовления многочисленных неорганических и органических соединений. Его применяют в производстве соляной кислоты, хлорной извести, гипохлоритов и хлоратов и др. Большое количество хлора используется для отбелки тканей и целлюлозы, идущей на изготовление бумаги. Хлор применяют также для стерилизации питьевой воды и обеззараживания сточных вод. В цветной металлургии его используют для хлорирования руд, которое является одной из стадий получения некоторых металлов.

Особенно большое значение приобрели за последнее время различные хлорорганические продукты. Хлорсодержащие органические растворители — например, дихлорэтан, четыреххлористый углерод — широко применяются для экстракции жиров и обезжиривания металлов. Некоторые хлорорганические продукты служат эффективными средствами борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур. На основе хлорорганических продуктов изготовляют различные пластические массы, синтетические волокна, каучуки, заменители кожи (павинол). С развитием техники область применения хлорорганических продуктов расширяется; это ведет к непрерывному увеличению производства хлора.

Широкое использование хлора в различных отраслях народного хозяйства, а также масштабы его производства и потребления позволяют отнести хлор, наряду с серной кислотой, аммиаком и содой, к числу важнейших продуктов, выпускаемых химической промышленностью.

Бром необходим для выработки различных лекарственных веществ, некоторых красителей, а также бромида серебра, потребляемого при производстве фотоматериалов.

Иод применяют в медицине в виде так называемой йодной тинктуры (10% раствор иода в этиловом спирте), превосходного антисептического и кровоостанавливающего средства. Кроме того, иод входит в состав ряда фармацевтических препаратов.

Соединения галогенов с водородом

Из соединений галогенов наиболее важное практическое значение имеют галогеноводороды и соли галогеноводородов.

Химическая связь в молекулах галогеноводородов — полярная ковалентная: общая электронная пара смещена к атому галогена как более электроотрицательному. Некоторые свойства галогеноводородов приведены в табл. 24.

Прочность химической связи в молекулах галогеноводородов закономерно падает в ряду : это проявляется в изменении энтальпии диссоциации молекул на атомы (табл. 24), Связь здесь ослабляется по тем же причинам, которые были рассмотрены при сопоставлении прочности молекул свободных галогенов (см. § 118). Как показывает схема (рис. 107), при переходе, например, от к уменьшается степень перекрывания электронных облаков атомов водорода и галогена, а область перекрывания располагается на большем расстоянии от ядра атома галогена и сильнее экранируется возросшим числом промежуточных электронных слоев. Кроме того, в ряду электроотрицательность атома галогена уменьшается. Поэтому в молекуле электронное облако атома водорода смещается в сторону атома галогена в наибольшей степени, а в молекулах , и — все меньше и меньше. Это также приводит к уменьшению перекрывания взаимодействующих электронных облаков и, тем самым, к ослаблению связи между атомами.

С уменьшением прочности связи в молекулах галогеноводородов падает и их устойчивость к нагреванию. Термическая диссоциация фтороводорода происходит лишь при очень высоких температурах (более ), тогда как иодоводород уже при в значительной степени распадается на иод и водород:

Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом.

Таблица 24. Некоторые свойства галогеноводородов

Галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. При один объем воды растворяет около 500 объемов , 600 объемов и около 425 объемов (при ); фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях.

Растворение галогеноводородов сопровождается их диссоциацией по кислотному типу, причем только фтороводород диссоциирован сравнительно слабо, остальные же принадлежат к числу наиболее сильных кислот.

Рис. 107. Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекул и . Пунктиром условно показано смещение электронного облака атома водорода а сторону атома галогена.

На воздухе концентрированные растворы галогеноводородов дымят вследствие выделения галогеноводородов, образующих о водяными парами воздуха туман, который состоит из мелких капелек соответствующих кислот.

В ряду температуры кипения и плавления изменяются весьма закономерно (табл. 24), тогда как при переходе к они резко возрастают. Как уже говорилось в § 47, это обусловлено ассоциацией молекул фтороводорода в результате возникновения между ними водородных связей. Как показывает определение плотности пара, вблизи температуры кипения газообразный фтороводород состоит из агрегатов, имеющих средний состав . При дальнейшем нагревании эти агрегаты постепенно распадаются, причем лишь около газообразный состоит из простых молекул.

При растворении в воде молекулы фтороводорода диссоциируют с образованием ионов и . При этом частично разрываются водородные связи, так что диссоциация на ионы требует значительной затраты энергии. Поэтому фтороводород диссоциирует в водных растворах в значительно меньшей степени, чем другие галогеноводороды, константа диссоциации фтороводорода равна , так что по силе эта кислота лишь ненамного превосходит уксусную.

Образовавшиеся при диссоциации ионы в значительной степени связываются с недиссоциироваиными молекулами , причем образуется ион , в котором атомы фтора связаны друг с другом водородной связью:

Поэтому при нейтрализации фтороводорода сначала образуются кислые соли, например, .

Отрицательные ионы галогеноводородов, за исключением фторид-иона, обладают восстановительными свойствами, возрастающими по ряду .

Хлорид-ион окисляется фтором, перманганатом калия, диоксидом марганца и другими сильными окислителями, например:

Еще легче окисляются бромид- и, в особенности, иодид-ионы. Последние также легко окисляются бромом, нитратами, солями Fe (III), например:

Поскольку галогенид-ионы обладают восстановительными свойствами, то при действии галогеноводородов на металлы последние могут окисляться лишь ионами водорода . Поэтому галогеноводороды могут реагировать в растворе только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода.

Раствор фтороводорода в воде называется плавиковой кислотой. Это название происходит от плавикового шпата, из которого обычно получают фтороводород действием концентрированной серной кислоты:

Продажный раствор фтороводорода содержит обычно 40 % . Фтороводород реагирует с большинством металлов. Однако во многих случаях образующаяся соль малорастворима, вследствие чего на поверхности металла образуется защитная пленка. Так ведет себя, в частности, свинец, что и позволяет использовать его для изготовления аппаратуры, устойчивой к действию .

Соли фтороводорода называются фторидами. Большинство их малорастворимы в воде; хорошо растворимы лишь фториды и . Все соли плавиковой кислоты ядовиты.

Замечательным свойством фтороводорода и плавиковой кислоты является их способность взаимодействовать с диоксидом кремния , входящим в состав стекла; в результате образуется газообразный фторид кремния :

В растворе плавиковой кислоты выделения фторида кремния не происходит, так как он взаимодействует с молекулами с образованием хорошо растворимой комплексной гексафторокремниевой (кремнефтороводородной) кислоты:

На взаимодействии с диоксидом кремния основано применение плавиковой кислоты для вытравливания на стекле различных меток, надписей и рисунков.

Ввиду того, что фтороводород разрушает стекло, в лаборатории его хранят в сосудах из специальных сортов пластмасс. Его можно хранить также в сосудах из свинца или в стеклянных сосудах, покрытых изнутри слоем парафина.

Применение фтороводорода довольно разнообразно. Безводный HF используют, главным образом, при органических синтезах, а плавиковую кислоту — при получении фторидов, травлении стекла, удалении песка с металлических отливок, при анализах минералов.

Пары фтороводорода очень ядовиты. Попадая на кожу, концентрированная плавиковая кислота вызывает тяжелые ожоги.

Соляная кислота получается растворением в воде хлороводорода. В настоящее время основным способом промышленного получения хлороводорода является синтез его из водорода и хлора:

Этот процесс осуществляют в специальных установках, в которых смесь водорода и хлора непрерывно образуется и тут же сгорает ровным пламенем. Тем самым достигается спокойное (без взрыва) протекание реакции. Исходным сырьем для получения хлороводорода служат хлор и водород, образующиеся при электролизе раствора (§ 197).

Большие количества получают также в качестве побочного продукта хлорирования органических соединений согласно схеме

где — органический радикал.

Соляная кислота — бесцветная жидкость с резким запахом. Обычно концентрированная соляная кислота содержит около 37 % НС1, плотность ее 1,19 г/см3.

Прежний «сульфатный» метод получения , применяемый в настоящее время только в лабораторной практике, основан на взаимодействии и концентрированной согласно уравнениям:

Первая из этих реакций протекает в значительной степени уже при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах. В качестве побочного продукта получается сульфат натрия .

При нагревании концентрированной соляной кислоты вначале улетучивается хлороводород с небольшим количеством воды. Это происходит до тех пор, пока в остатке не получится 20,2 %-ный раствор; последний перегоняется уже без изменения состава при постоянной температуре . Наоборот, если нагревать разбавленную , то отгоняется преимущественно вода. Когда концентрация в остатке достигает 20,2 %, жидкость начинает перегоняться без изменения состава, как и в предыдущем случае. Подобные растворы, характеризующиеся одинаковым составом жидкости и насыщенного пара и поэтому перегоняющиеся без изменения состава, называются постоянно кипящими или азеотропными растворами.

Подобно другим сильным кислотам, энергично взаимодействует со многими металлами и оксидами металлов. Соли ее называются хлоридами. Большинство их хорошо растворимы в воде. Малорастворимы .

Соляная кислота — одна из важнейших кислот в химической практике. Ежегодное мировое производство соляной кислоты исчисляется миллионами тонн. Широкое применение находят также многие ее соли. Отметим важнейшие из хлоридов.

Хлорид натрия или поваренная соль, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, едкого натра и карбоната натрия (соды), применяется в красильном деле, в мыловарении и во многих других производствах. Он служит также приправой к пище и применяется в качестве средства, предохраняющего пищевые продукты от порчи.

Хлорид калия в больших количествах потребляется сельским хозяйством в качестве удобрения.

Хлорид кальция употребляется для приготовления охлаждающих смесей. Безводный широко применяют в лабораторной практике для осушения газов и обезвоживания жидких органических веществ.

Хлорид серебра — наименее растворимая соль соляной кислоты. Образование осадка при взаимодействии ионов с ионами служит характерной реакцией на хлорид-ионы. Хлорид серебра применяют в фотографической промышленности при изготовлении светочувствительных материалов.

Бромоводород и иодоводород очень похожи по своим свойствам на хлороводород, но отличаются более выраженными восстановительными свойствами. Молекулярный кислород постепенно окисляет иодоводород уже при комнатной температуре, причем под действием света реакция сильно ускоряется:

Бромоводород взаимодействует с кислородом гораздо медленнее, в то время как при обычных условиях соляная кислота вовсе с ним не взаимодействует.

Восстановительные свойства бромоводорода и иодоводорода заметно проявляются и при взаимодействии с концентрированной серной кислотой. При этом восстанавливает до :

a — до свободной серы или даже до :

Поэтому трудно, a практически невозможно получить действием серной кислоты на бромиды или иодиды. Обычно эти галогеноводороды получают действием воды на соединения брома и иода с фосфором — и . Последние подвергаются при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и соответствующий галогеноводород:

Раствор иодоводорода (вплоть до 50%-ной концентрации)-можно получить, пропуская в водную суспензию иода. Реакция идет согласно схеме:

Соли бромоводорода и иодоводорода называются соответственно бромидами и иодидами. Растворимость бромидов и иодидов в большинстве случаев подобна растворимости соответствующих хлоридов.

Растворы бромидов натрия и калия под химически неправильным названием «бром» применяются в медицине как успокаивающее средство при расстройствах нервной системы. Бромид серебра в больших количествах идет на изготовление фотоматериалов. И од ид калия применяют в медицине — в частности, при заболеваниях эндокринной системы.

Кислородсодержащие соединения галогенов

Галогены образуют ряд соединений с кислородом. Однако все эти соединения неустойчивы, не получаются при непосредственном взаимодействии галогенов с кислородом и могут быть получены только косвенным путем. Такие особенности кислородных соединений галогенов согласуются с тем, что почти все они характеризуются положительными значениями стандартной энергии Гиббса образования (см., например, в табл. 7 на стр. 194 значения для и ).

Из кислородсодержащих соединений галогенов наиболее устойчивы соли кислородных кислот, наименее — оксиды и кислоты. Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительную степень окисленности, достигающую семи.

Фторид кислорода можно получить пропусканием фтора в охлажденный 2 % раствор . Реакция идет согласно уравнению:

Помимо при этом всегда образуются кислород, озон и пер-оксид водорода. При обычных условиях —бесцветный газ с резким запахом озона. Фторид кислорода очень ядовит, проявляет сильные окислительные свойства и может служить одним из эффективных окислителей ракетных топлив.

Наиболее многочисленны и важны в практическом отношении кислородные соединения хлора, которые мы и рассмотрим несколько подробнее.

Как уже указывалось, кислородные соединения хлора могут быть получены только косвенными методами. Рассмотрение путей их образования начнем с процесса гидролиза хлора, т. е. с обратимой реакции между хлором и водой

в результате которой образуются соляная кислота и хлорноватистая кислота .

Гидролиз хлора является реакцией самоокисления-самовосстановления, при которой один из атомов хлора, присоединяя к себе электрон от другого атома, восстанавливается, а другой атом хлора окисляется.

Получающиеся при гидролизе хлора и могут взаимодействовать друг с другом, снова образуя хлор и воду, поэтому реакция не идет до конца; равновесие устанавливается, когда прореагирует приблизительно растворенного хлора. Таким образом, хлорная вода всегда содержит наряду с молекулами значительное количество соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорноватистая кислота — очень слабая кислота (), более слабая, чем угольная; соли ее называются гипохлоритами. Будучи весьма нестойким соединением, хлорноватистая кислота даже в разбавленном растворе постепенно распадается (см. ниже).

Хлорноватистая кислота — очень сильный окислитель; ее образованием при взаимодействии хлора с водой объясняются белящие свойства хлора. Совершенно сухой хлор не белит, но в присутствии влаги происходит быстрое разрушение красящих веществ образующейся при гидролизе хлора хлорноватистой кислотой.

Если к хлорной воде прибавлять щелочь, то вследствие нейтрализации хлорноватистой и соляной кислот равновесие в системе

сдвигается вправо; реакция практически доходит до конца и получается раствор, содержащий соли хлорноватистой и соляной кислот:

Тот же результат получится, если непосредственно пропускать хлор в холодный раствор щелочи

или в ионно-молекулярной форме:

Полученный таким путем раствор солей хлорноватистой и соляной кислот применяется для беления; его белящие свойства обусловливаются тем, что гипохлорит калия легко разлагается уже при действии диоксида углерода, находящегося в воздухе,

причем образуется хлорноватистая кислота:

Последняя и обесцвечивает красящие вещества, окисляя их.

Аналогичный раствор, содержащий гипохлорит натрия, получается при пропускании хлора в раствор гидроксида натрия. Оба раствора можно получить электролизом растворов хлоридов калия или натрия, если дать возможность выделяющемуся хлору реагировать с образующимися при электролизе щелочами (см, стр. 549).

При действии хлора на сухую гашеную известь получается так называемая белильная, или хлорная известь. Главной ее составной частью является соль , образующаяся согласно уравнению:

Этой соли отвечает структурная формула , согласно которой следует рассматривать как смешанную соль соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорная известь представляет собой белый порошок с резким запахом и обладает сильными окислительными свойствами. Во влажном воздухе под действием диоксида углерода она постепенно разлагается, выделяя хлорноватистую кислоту:

При действии на хлорную известь соляной кислоты выделяется хлор:

Хлорная известь применяется для отбелки растительного волокна (тканей, бумаги) и для дезинфекции.

В растворе хлорноватистая кислота испытывает три различных типа превращений, которые протекают независимо друг от друга:

Изменяя условия, можно добиться того, что реакция пройдет практически нацело по какому-нибудь одному направлению.

Под действием прямого солнечного света и в присутствии некоторых катализаторов или восстановителей разложение хлорноватистой кислоты протекает согласно уравнению (I).

Реакция (2) идет в присутствии водоотнимающих средств, например , В результате реакции получается оксид хлора(I) (хлорноватистый ангидрид) , представляющий собой крайне неустойчивый желто-бурый газ с запахом, похожим на запах хлора.

Распад согласно реакции (3) особенно легко идет при нагревании. Поэтому, если пропускать хлор в горячий раствор гидроксида калия, то вместо сразу получается :

Продуктами реакции являются хлорид калия и хлорит калия — соль хлорноватой кислоты . Поскольку хлорат калия (или бертолетова соль) мало растворим в холодной воде, то при охлаждении раствора он выпадает в осадок.

Соответствующая хлоратам хлорноватая кислота известна только в виде водного раствора с концентрацией не выше 50%. Она проявляет свойства сильной кислоты (приблизительно равной по силе и ) и сильного окислителя. Так, концентрированные ее растворы воспламеняют дерево.

В противоположность свободной , у хлоратов окислительные свойства в растворе выражены слабо. Большинство из них хорошо растворимы в воде; все они ядовиты. Наибольшее применение из хлоратов находит , который при нагревании легко разлагается. В присутствии (в качестве катализатора) разложение в основном протекает согласно уравнению:

С различными горючими веществами (серой, углем, фосфором) образует смеси, взрывающиеся при ударе. На этом основано его применение в артиллерийском деле для устройства запалов. Хлорат калия употребляется в пиротехнике для приготовления бенгальских огней и других легко воспламеняющихся смесей. Главный же потребитель хлората калия — спичечная промышленность. В головке обычной спички содержится около 50 % .

Диоксид хлора применяют для отбелки или стерилизации различных материалов (бумажной массы, муки и др.).

При взаимодействии с раствором щелочи медленно протекает реакция

с образованием солен двух кислот — хлорноватой и хлористой .

Хлористая кислота мало устойчива. По силе и окислительной активности она занимает промежуточное положение между и . Соли ее — хлориты используются при отбелке тканей.

При осторожном нагревании хлората калия без катализатора его разложение протекает в основном согласно схеме:

Образующийся перхлорат калия очень мало растворим в воде и поэтому может быть легко выделен.

Действием концентрированной серной кислоты на может быть получена свободная хлорная кислота , представляющая собой бесцветную, дымящую на воздухе жидкость.

Безводная малоустойчива и иногда взрывается при храпении, но ее водные растворы вполне устойчивы. Окислительные свойства выражены слабее, чем у , а кислотные свойства— сильнее. Хлорная кислота — самая сильная из всех известных кислот.

Соли , за немногими исключениями, к которым относится и , хорошо растворимы и в растворе окислительных свойств не проявляют.

Если нагревать хлорную кислоту с , отнимающим от нее воду, то образуется оксид хлора(VII), или хлорный ангидрид,

Оксид хлора (VII)—маслянистая жидкость, кипящая с разложением при . При ударе или при сильном нагревании взрывается.

Изменение свойств в ряду кислородных кислот хлора можно выразить следующей схемой:

С увеличением степени окисленности хлора устойчивость его кислородных кислот растет, а их окислительная способность уменьшается. Наиболее сильный окислитель — хлорноватистая кислота, наименее сильный — хлорная кислота.

Напротив, сила кислородных кислот хлора возрастает с увеличением его степени окисленности. Из всех гидроксидов хлора самая слабая кислота — хлорноватистая, самая сильная — хлорная. Такая закономерность — усиление кислотных свойств гидроксида (и, соответственно, ослабление его основных свойств) с ростом степени окисленности элемента характерна не только для хлора, но и для других элементов. В первом приближении эту закономерность можно объяснить, рассматривая все химические связи в молекулах гидроксидов как чисто ионные.

На рис. 108 схематически изображена часть молекулы гидроксида , составленная из -зарядного иона , иона кислорода и иона водорода (протона) . Диссоциация этой части молекулы на ионы может происходить либо с разрывом связи (в результате чего отщепляется ион ), либо с разрывом связи (что приводит к отщеплению иона ); в первом случае гидроксид будет проявлять свойства основания, во втором— свойства кислоты.

Рис. 108. Ионная схема фрагмента молекулы гидроксида

Каждый из возможных путей диссоциации гидроксида будет осуществляться тем легче, чем слабее связь между соответствующими ионами. При возрастании степени окисленности элемента увеличится заряд иона , что усилит его притяжение к иону и тем самым затруднит диссоциацию гидроксида по типу основания. Вместе с тем усилится взаимное отталкивание одноименно заряженных ионов и , что облегчит диссоциацию по кислотному типу. Таким образом, с увеличением степени окисленности элемента усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида.

Увеличение радиуса иона при неизменном его заряде приведет к возрастанию расстояний между центром этого иона и центрами ионов и . В результате взапмиое электростатическое притяжение ионов и станет более слабым, что облегчит диссоциацию по основному типу; одновременно уменьшится взаимное отталкивание ионов и , так что диссоциация по кислотному типу затруднится. Следовательно, с возрастанием радиуса иона элемента (при неизменном его заряде) усиливаются основные свойства и ослабляются кислотные свойства образуемого этим элементом гидроксида. Примером проявления этой закономерности может служить изменение констант кислотной диссоциации в ряду .

Разумеется, предположение о чисто ионной природе химических связей в молекулах гидроксидов является весьма грубым. В действительности связь имеет преимущественно ковалентный характер, а связь можно считать близкой к ионной только для щелочных металлов. Кроме того, изложенная трактовка кислотно-основных свойств гидроксидов не учитывает особенностей взаимодействия ионов и с молекулами растворителя (воды). Поэтому рассмотренная схема влияния заряда и размеров иона на характер диссоциации молекулы не может служить основой для количественной оценкн кислотно-основных свойств гидроксидов. Однако при сопоставлении кислотно-основных свойств различных гидроксидов, образуемых данным элементом в разных состояниях его окисленности, или при сопоставлении свойств аналогичных гидроксидов, образуемых элементами одной и той же подгруппы периодической системы, эта схема в большинстве случаев приводит к правильным качественным выводам.

Кислородные соединения брома и иода

Растворы бромноватистой и иодноватистой кислот могут быть получены, подобно хлорноватистой кислоте, взаимодействием соответствующих галогенов с водой

причем в ряду равновесие все в большей степени смещается влево.

При переходе от к и устойчивость и окислительная активность кислот уменьшаются. По этому же ряду ослабляются и кислотные свойства (см. выше). Иодноватистая кислота является уже амфотерным соединением, у которого основные свойства несколько преобладают над кислотными.

Бромноватую и йодноватую кислоты можно получить путем окисления бромной или йодной воды хлором:

Бромноватая кислота очень похожа по свойствам на , а окислительные и кислотные свойства выражены значительно слабее.

Йодноватая кислота представляет собой бесцветные кристаллы, вполне устойчивые при комнатной температуре. При осторожном нагревании ее до можно получить порошок оксида иoдa(V), или йодноватого ангидрида — :

Йодноватый ангидрид проявляет окислительные свойства, а при нагревании выше распадается на иод и кислород.

До недавнего времени считали, что бром не образует соединений, в которых его степень окнсленности равна семи. Однако в 1968 г. путем окисления были получены перброматы и соответствующая им бромная кислота . Наилучшим окислителем оказался :

О свойствах бромной кислоты и ее солей пока известно мало. Напротив, йодная кислота и ее соли (периодаты) хорошо изучены.

Сама кислота может быть получена действием иода на

или электролизом раствора :

Из раствора йодная кислота выделяется в виде бесцветных кристаллов, имеющих состав . Этот гидрат следует рассматривать как пятиосновную кислоту (ортоиодную), так как в нем все пять атомов водорода могут замещаться металлами с образованием солей (например, ). Йодная кислота — слабая, но более сильный окислитель, чем .

Оксид иода (VII) не получен.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник