Кислородные кислоты хлора
Галогены.
F, Cl, Br, I
внешний энергетический уровень: ns2p5
у фтора степень окисления -1
I, Br, Cl: -1, 0, +1, +3, +5, +7
Свойства:
F2 - сильные окислительные свойства.
F2 - Cl2 - Br2 - I2 в этом ряду радиус уменьшается, значение стандарного электронного потенциала уменьшается, окислительные свойства уменьшаются, восстановительные - увеличиваются.
В молекулах галогенов ковалентная неполярная связь.
Фтор
В природе:
флюорит - CaF2
криолит - Na3[AlF6]
фтороапатит - Ca3(PO4)2 · CaF2
Получение электролизом расплавов:
KF + HF = F2 + H2 +...
Химические свойства:
- с кислородом
F2 + O2 = OF2 фторид кислорода
- с неметаллами образуются фториды, а неметаллы проявдяют высшие степени окисления.
- с металлами взаимодействует при нагревании, металлы с переменной степенью окисления проявляют высшую степень окисления.
- с водой образуется: HF + O2
- со щелочами:
F2 + NaOH = NaF + OF2 + H2O
OF2 + H2O = HF + O2
HF - фтороводород - бесцветный газ с резким запахом, агрессивный газ. HF в воде - это кислота. HF - фтороводородная (плавиковая) кислота.
CaF2 + H2SO4(к) = HF + CaSO4
H2 + F2 = HF (на холоде со взрывом)
HF - кислота средней силы.
Свойства:
- с металлами
HF + Zn = ZnF2 + H2
- со щелочами
HF + NaOH = NaF + H2O
- с солями
MgSO4 + 2HF = MgF2 + H2SO4
- с силикатами
SiO2 + HF(недостаток) = SiF4 + H2O
SiO2 + HF(избыток) = H2[SiF6] + H2O
Хлор, бром, йод.
Хлор | |
Cl 35,452 | |
3s23p5 |
Хлор в природе в виде хлоридов щелочных металлов:
галит - NaCl
сильвинит - KCl · NaCl
карналлит - KCl·MgCl2·6H2O
Получение хлора:
- электролиз расплавов хлоридов
- метод Шелле:
MgO2 + HCl(к) = MnCl2 + Cl2 +H2O
- окисление хлороводорода O2:
HCl + O2 (400°C + катализатор) = Cl2 + H2O
- CaOCl2 + HCl(к) = Cl2 + CaCl2 + H2O
- KClO3 + HCl(к) = Cl2 + KCl + H2O
- KMnO4 + HCl(к) = Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
Свойства:
- с водородом
H2 + Cl2 = 2HCl
- с фосфором
P + Cl2 = PCl3
- с металлами
Cl2 + Fe = FeCl3
- с водой
Cl2 + H2O = HCl + HClO
HClO = 2HCl + O2
- со щелочами
NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O (на холоде)
NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO3 + H2O (горячий)
HCl - сильная кислота. При действии сильных окислителей хлориды проявляют восстановительные свойства:
MnO2 + HCl = MnCl2 + Cl2 + H2O
При нагревании хлорид водорода окисляется кислородом:
4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2
Соли - хлориды.
Получение:
Fe + Cl2 = FeCl3
Fe + HCl = FeCl2 + H2
TiO2 + Cl2 + C = TiCl4 + CO2
Йод.
Иод | |
I 126,905 | |
4d105s25p5 |
Твердое кристаллическое вещество, обладает окислительной и восстановительной способностью.
Наиболее известный из минералов иода —лаутарит Ca(IO3)2. Некоторые другие минералы иода — иодобромит Ag(Br, Cl, I), эмболит Ag(Cl, Br), майерсит CuI·4AgI.
Получение:
KI + H2SO4 = I2 + SO2 +K2SO4 + H2O
KI + Cl2 = KCl + I2
Химически иод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.
С металлами иод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя иодиды:
Hg + I2 = HgI2
С водородом иод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя иодоводород:
I2 + H2 = 2HI
Атомарный иод — окислитель, менее сильный, чем хлор и бром. Сероводород H2S , Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до иона I−:
I2 + H2S = S + 2HI
При растворении в воде иод частично реагирует с ней:
I2 + H2O ↔ HI + HIO
Иодиды — соли иодоводородной кислоты HI. Хорошо растворимы в воде (кроме Agl, CuI и HgI), многие растворимы в полярных растворителях (спиртах, кетонах,эфирах). Иодиды калия, натрия применяют в медицине, в органическом синтезе, в аналитической химии.
Бром.
Бром | |
Br 79,904 | |
3d104s24p5 |
Минералы: бромаргиритAgBr. Другие минералы — йодобромит Ag(Br, Cl, I), эмболит Ag(Cl, Br).
Получение:
электролиз расплавов
KBr + Cl2 = KCl + Br2
KBr + H2SO4(к) = Br2 + SO2 +K2SO4 + H2O
Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г в 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной и неустойчивой бромноватистой кислот:
Br2 + H2O → HBr + HBrO.
С большинством органических растворителей бром смешивается во всех отношениях, при этом часто происходитбромирование молекул органических растворителей.
По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:
Br2 + 2KI → I2↓ + 2KBr.
Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:
Cl2 + 2NaBr → Br2 + 2NaCl.
При реакции брома с серой образуется S2Br2, при реакции брома с фосфором — PBr3 и PBr5. Бром реагирует также снеметаллами селеном и теллуром.
Реакция брома с водородом протекает при нагревании и приводит к образованию бромоводорода HBr. Раствор HBr в воде — это бромоводородная кислота, по силе близкая к соляной кислоте HCl. Соли бромоводородной кислоты — бромиды (NaBr,MgBr2, AlBr3 и др.).
С кислородом и азотом бром непосредственно не реагирует. Бром образует большое число различных соединений с остальными галогенами. Например, со фтором бром образует неустойчивые BrF3 и BrF5, с иодом — IBr. При взаимодействии со многими металлами бром образует бромиды, например, AlBr3, CuBr2, MgBr2
HF - HCl - HBr - HI
в ряду сила кислот увеличивается ( на основании разницы э.о. и поляризуемости иона галогена). Чем дальше электронная плотность находится от ядра, тем выше поляризуемость.
Устойчивость уменьшается, обусловлено увеличением размера атомов и уменьшение прочности связи.
Восстановительная активность увеличивается (энергия Гиббса уменьшается)
Кислородсодержащие соединения галогенов. Все галогены кроме фтора, образуют соединения,в которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важными из нихявляются кислородсодержащие кислоты галогенов типа ННalOn (n = 1÷4) и соответствующие им соли и ангидриды.Такие соединения наиболее характерны для хлора, для которого известны четыре кислоты; сведения о них приведены в таблице.
Кислородные кислоты хлора
Кислота | Степень окисления хлора | Название кислоты | Название аниона | Сила кислоты(Кд) | Увеличение силы окислителя |
HClO | +1 | Хлорноватистая | гипохлорит | очень слабая(2,8.10-8) | ![]() ![]() |
НClO2 | +3 | Хлористая | хлорит | слабая(1,1.10-2) | |
HClO3 | +5 | Хлорноватая | хлорат | сильная (~10) | |
НClO4 | +7 | Хлорная | перхлорат | очень сильная (1010) |
Сила кислот изменяется весьма существенно в ряду НClО –НClO4.
При сравнении окислительной способности вещества всегда нужно учитывать реальные условия протекания процессов.Например, утверждение, что в ряду кислот НClO –НClO2 — НClO3 — НClO4 окислительная активность уменьшается от НClО к НClO4, верно только для обычных условий(комнатная температура, действие света). Здесь решающее значение имеет не окислительная способность хлора в положительной степени окисления, а атомарный кислород,выделяющийся при распаде неустойчивых кислот, устойчивость которых на свету как раз возрастает от НClО к НСlO4.Если же сравнивать окислительную способность этих кислот в других условиях — в темноте, при более низких температурах, то окислительная способность возрастает от НClО к НClО4.
Из солей кислородсодержащих кислот широко известны бертолетова соль (хлорат калия) KClO3 и хлорная («белильная»)известь.
Хлорную известь получают действием хлора на гидроксид кальция:
2Сl2 + Са(ОН)2 = СаСl2 + Са(ОСl)2 + 2Н2О.
Полученную смесь солей называют хлорной известью.