Кислородосодержащих кислот хлора

Бесцветная подвижная, дымящаяся на воздухе жидкость, самая устойчивая (из кислородосодержащих кислот хлора).

Получение:

KClO_4(кр) + H₂SO_4(конц) → K₂SO₄ (или KHSO₄) + HClO₄

Отгонкой этого раствора при пониженном давлении получают 100 % HClO₄. Она нестойка и может взрываться при хранении, при нагревании выше 90⁰С разлагается со взрывом. Её разбавленные растворы не проявляют окислительных свойств. Хлорная кислота более слабый окислитель, чем хлорноватая. Её соли – перхлораты хорошо растворимы в воде, кроме КClO₄. При нагревании выше 300-600⁰С они разлагаются с выделением кислорода: КClO₄ KCl + O₂.

HClO₄ и её соли получают также электрохимическим окислением хлоратов (ClO₃^-) или хлоридов(Cl^-) (анод – платина).

HClO HClO₂ HClO₃ HClO₄

увеличивается сила кислот

уменьшаются окислительные свойства

В ряду увеличивается число атомов кислорода, это приводит к тому, что атомы кислорода оттягивают на себя электронную плотность, хлор становится положительнее и оттягивает эл. плотность от кислорода, а тот от водорода (О-Н), водород становится подвижным и легче отрывается ═► кислота становится сильнее.

Уменьшение окислительных свойств объясняется тем, что у HClO₄ все атомы кислорода равномерно распределяются относительно хлора, электрону трудно подойти, поэтому она слабый окислитель.

HBrO (бромноватистая, гипобромиты) - известна только в водных растворах.

HIO (иодноватистая, гипоиодиты) - ещё менее устойчива. Соли этих кислот малоустойчивы и легко диспропорционируют:

KBrO KBr +KBгO₃

KIO KI +KIO₃

HBrO₂ и HIO₂ не известны.

HBrO₃ – бромноватая кислота мало устойчива, она образуется при взаимодействии броматов с серной кислотой:

Ba(BrO₃)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + HBrO₃

Или по реакции: Br₂ + H₂O + Cl₂ → HCl + HBrO₃

HIO₃ –сильная кислота, более устойчивая, чем HBrO₃, её получают окислением иода концентрированной азотной кислотой:

I₂ + HNO_{3 (конц)} → HIO₃ + NO + H₂O

при обычных условиях белое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде, кристаллы плавятся при 100⁰С с потерей воды. При 200⁰С переходят в иодноватый ангидрид (оксид):

HIO₃ I₂O₅ + H₂O

HIO₃ сильный окислитель: HIO₃ + HI → I₂ + H₂O (HI – только восстановитель, если элемент в данном случае иод является и окислителем, и восстановителем, то образуется одно соединение с промежуточной степенью окисления).

Подобно хлоратам, броматы и иодаты в нейтральных и щелочных средах не проявляют окислительных свойств. Они также взрывоопасны (при нагревании или ударе). Их получают электролитическим окислением галогенидов в щелочных растворах или растворением галогенов в растворах щелочей при небольшом нагревании (в теплых растворах).

+ 6 + 3 Н₂О на аноде

Г₂ + NaOH → NaГ + NaГО₃ + Н₂О Г – Br, I

HBrO₄ – бромная кислота, в свободном состоянии не получена, существует только в растворе. Её соли – перброматы получены сравнительно недавно и недостаточно изучены.

NaBrO₃ + NaOH + F₂ → NaBrO₄ + NaF + H₂O (только с очень сильным окислителем)

HIO₄ –получена в свободном виде, в зависимости от условий существует в нескольких формах:

(HIO₄)_x∙(H₂O)_y, где x и y изменяются от 0 до 2.

x=1, y=0 HIO₄ метаиодная

x=1, y=1 H₃IO₅ мезоиодная

x=1, y=2 H₅IO₆ ортоиодная – получена в свободном виде (её называют иодной)

x=2, y=1 H₄I₂O₉ дииодная

H₅IO₆ – бесцветное кристаллическое вещество, растворимое в воде, сильная кислота, её получают из солей:

Ba₅(IO₆)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₅IO₆

Cоли – ортопериодаты получены по реакциям:

NaOH + H₅IO₆ → Na₅IO₆ + H₂O (нейтрализации)

Ba(IO₃)₂ ^t→ Ba₅(IO₆)₂ + I₂ + O₂ (диспропорционирования)

KIO₃ + Cl₂ + KOH → K₅IO₆ + KCl + H₂O (окислением иодатов хлором в щелочной среде)

При окислении иодатов щелочных металлов гипохлоритом в щелочной среде образуются метаиодаты (пр. КIO₄).