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 + H₂SO_4(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 + H₂SO_4(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 ННalO_n (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.