Кислородсодержащие кислоты хлора
При повышении ст.ок. хлора устойчивость кислот тоже растет.
Рост стабильности объясняется:
а) упрочнениемсвязей в анионах за счет уменьшения числа НЭП у хлора,
б) увеличением отношениячисла π-перекрываний к количеству σ-связей от 0/1 в ClO− до 3/4 в ClO−4 . Сравните графические формулы кислот:
O
II
H – O - Cl , H - O - Cl = O, H – O – Cl = O Н – O – Cl = О
II II
O O
в) от НСlO к HClO4 растет симметрияаниона (как за счет увеличения
числа атомов кислорода, так и в результате снижения поляризующегодействия
водорода из-за ослабления его связи с анионом).
г) снижается угол атакиатома 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 природагалогена. 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 кислотномутипу в меньшейстепени 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 + HNO3 → INO3 + H2O .
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, KClO3 (бертолетова соль) окисляет йодид-ионы лишь в кислой среде, а KClO - и в нейтральной.
2.8.1. Хлорноватистая кислота HCl+1O H–O–Cl (гипохлориты)
Физические свойства.Существует только в виде разбавленных водных растворов.
Получение.
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
Химические свойства.
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
1) Разлагается, выделяя атомарный кислород
HClO –на свету→ HCl + O↑ HClO –об. усл.→ H2O + Cl2O НClO --- t→ НCl + НClO3
2) Со щелочами дает соли - гипохлориты
HClO + KOH → KClO + H2O СаОСl2 – белильная известь (хлорка)
СаОСl2 + СО2 + H2O → СаСО3 + СаСl2+ HClO (HCl + O↑)
3)с сильным восстановителем НI
2HI + HClO → I2↓ + HCl + H2O
2.8.2. Хлористая кислота HCl+3O2 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 H2SO4:
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + 2CO2↑ + 2СlO2↑ + 2H2O
2ClO2 + H2O2 → 2HClO2 + O2↑
Химические свойства
HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель.
1)HClO2 + KOH → KClO2 + H2O
KClO2 + КI + H2SO4 → I2 +KCl + K2SO4 + H2O
2) Неустойчива, при хранении разлагается
4HClO2 → HCl + HClO3 + 2ClO2↑ + H2O
5HClO2 ---t→ 3HClO3 + Cl2↑ + H2O
2.8.3. Хлорноватая кислота HCl+5O3 (хлораты)
Физические свойства:Устойчива только в водных растворах.
Получение:Ba (ClO3)2 + H2SO4 → 2HClO3 + BaSO4↓
Химические свойства
HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты –
хлораты:
6P + 5HClO3 → 3P2O5 + 5HCl HClO3 + KOH → KClO3 + H2O
- KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH: 3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:
4KClO3 –без кат→ KCl + 3KClO4 2KClO3 –MnO2 кат→ 2KCl + 3O2↑
2.8.4. Хлорная кислота HCl+7O4 (перхлораты)
Физические свойства:Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.
Получение:KClO4 + H2SO4 → KHSO4 + HClO4
Химические свойства:
HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель;
соли хлорной кислоты - перхлораты.
1) HClO4 + KOH → KClO4 + H2O
2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO4 –t°→ 4ClO2↑ + 3O2↑ + 2H2O KClO4 –t°→ KCl + 2O2↑
Бромистый водород HBr (БРОМИДЫ)
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.
Получение
1 ) 2NaBr + H3PO4 –t°→ Na2HPO4 + 2HBr↑ 2) PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 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 → MgBr2 + H2↑
3) с оксидами металлов:
CaO + 2HBr → CaBr2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:
NaOH + HBr → NaBr + H2O Fe(OH)3 + 3HBr → FeBr3 + 3H2O NH3 + HBr → NH4Br
5) с солями
MgCO3 + 2HBr → MgBr2 + H2O + CO2↑
Качественая реакция: AgNO3 + HBr → AgBr↓ + HNO3
Образование нерастворимого в кислотах желтого осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.
6) восстановительные свойства:
2HBr + H2SO4(конц.) → Br2 + SO2↑ + 2H2O 2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2
Из кислородных кислот брома известны
- слабая бромноватистая HBr+1O и
- сильная бромноватая HBr+5O3.
Иодистый водород (йодиды)
Физические свойства:Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде,
t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.
Получение:
1) I2 + H2S → S + 2HI 2) 2P + 3I2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HI↑
Химические свойства
1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:
HI ↔ H+ + I- 2HI + Ba(OH)2 → BaI2 + 2H2O
Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)
2) HI - очень сильный восстановитель:
2HI + Cl2 → 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 → 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
3) Качественая реакция: Образование нерастворимого в кислотах темно-желтый осадка йодида серебра, служит для обнаружения аниона йода в растворе.
NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3 HI + AgNO3 → AgI↓ + HNO3
3.0.1. Кислородные кислоты йода (йодаты)
а) Йодноватая кислота HI+5O3
Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.
Получают:3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO↑ + 2H2O
HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.
б) Йодная кислота H5I+7O6
Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде,
t°пл.= 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.