Галогены

Галогены и их соединения
Положение в периодической системе химических элементов
Галогены расположены в главной подгруппе VII группы (или в 17 группе
в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических
элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение галогенов
Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует
формуле ns2np5.
Например, электронная конфигурация фтора:
Электронная концигурация хлора:
Атомы галогенов содержат
на
внешнем
энергетическом
уровне 1
неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в
основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии
атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.
При
этом
у
фтора
возбужденного
состояния
нет,
т.е.
максимальная валентность фтора в соединения равна I.
Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора,
брома
и
йода могут
переходить
в возбужденное
энергетическое
состояние.
Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в
соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I,
III, V.
Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени
окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1
и валентность I.
Природные соединения
1. NaCl - галит (каменная соль)
2. NaCl*KCl - сильвинит
3. 3Ca3(PO4)2*CaF2 - фторапатит
4. MgCl2*6H2O - бишофит
5. KCl*MgCl2*6H2O – карналлит
6. Собственные минералы брома — бромаргирит AgBr и эмболит
Ag(Cl, Br) — чрезвычайно редки.
7. Источником брома служат морская вода, рапа соляных озёр,
подземные воды, сопутствующие нефтяным и различным соляным
месторождениям.
8. Бром в микроколичествах содержится в тканях животных и
растений.
9. Иодиды природные — это класс минералов, природные соединения
иода, главным образом с халькофильными элементами (Сu, Ag, Hg).
10. Наиболее распространены маршит CuI и иодаргирит AgI. В
качестве двойного соединения известен майерсит Ag3CuI4, твёрдого
раствора — купроиодаргирит (Сu, Ag)I.
11. Все иодиды природные образуются в условиях засушливого
климата в зоне окисления Cu-, Ag-, Hg-содержащих минералов.
12. Фтор встречается в виде следующих природных соединений:
13. — флюорит CaF2;
— криолит Na3AlF6;
— некоторые другие минералы.
14. Соединения фтора входят в состав костной ткани и эмали
зубов. При недостатке фтора зубная эмаль разрушается, и
появляется кариес.
Физические свойства и закономерности изменения свойств
Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal2. В твёрдом
состоянии
имеют
молекулярную
кристаллическую
решетку. Плохо
растворимы в воде, все имеют запах, летучи.
Галоген
F
Cl
Br
I
Электронна
я формула
… 2s22p5
… 3s23p5
… 4s24p5
… 5s25p5
Электроотр
ицательност
ь
4,0
3,0
2,8
2,5
Степени
окисления
-1
-1, +1, +3,
+5, +7
-1, +1, +3,
+5, +7
-1, +1, +3,
+5, +7
Агрегатное
состояние
Газ
Газ
Жидкость
Твердые
кристаллы
Светложелтый
Жёлтозелёный
Буроватокоричнев
ый
Тёмно-серый
с
металлическ
им блеском
Резкий
Резкий,
удушлив
ый
Резкий,
зловонны
й
Резкий
Цвет
Запах
T
плавления
–220оС
–101оС
–7оС
113,5оС
Т кипения
–188оС
–34оС
58оС
185оС
В природе галогены встречаются только в виде соединений, в основном, в
виде галогенидов.
Соединения галогенов
Типичные соединения хлора:
Степень
окисления
+7
+5
+3
Типичные соединения
Хлорная кислота HClO4
Перхлораты MeClO4
Хлорноватая кислота HClO3
Хлораты MeClO3
Хлориты МеClO2
HClO2
Хлористая кислота
Хлорноватистая кислота
HClO
+1
Гипохлориты MeClO
–1
Хлориды MeCl
Хлороводород HCl,
Бром и йод образуют подобные соединения.
Способы получения галогенов
1. Получение хлора.
В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора
хлорида натрия.
Электролиз расплава хлорида натрия.
В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:
NaCl → Na+ +
Cl−
На катоде восстанавливаются ионы натрия:
Na+ +1e → Na0
K(–):
На аноде окисляются ионы хлора:
2Cl−
A(+):
̶ 2e → Cl20
Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:
2Na+ +
2Cl− →
2Na º
+ Cl2º
Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:
2NaCl → 2Na
+ Cl2
Электролиз раствора хлорида натрия.
В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:
NaCl → Na+ +
Cl−
На катоде восстанавливаются молекулы воды:
K(–):
2H2O +
2e
→
H2°
+ 2OH−
На аноде окисляются ионы хлора:
A(+):
2Cl−
̶ 2e → Cl20
Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:
2H2O +
2Cl− → H2°↑
+ 2OH− + Cl2°↑
Суммарное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:
2NaCl +
2H2O →
H2↑ + 2NaOH + Cl2↑
В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной
соляной кислоты с сильными окислителями.
Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)
MnO2 +
4HCl
→ MnCl2
+
Cl2↑
+ 2H2O
Или перманганатом калия:
2KMnO4 +
16HCl
→ 2MnCl2 + 2KCl
+
5Cl2↑
+ 8H2O
Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:
KClO3 +
6HCl
→
KCl
+
3Cl2↑
+ 3H2O
Бихромат калия окисляет соляную кислоту:
K2Cr2O7 +
14HCl
→ 2CrCl3 + 2KCl
+
3Cl2↑ + 7H2O
2. Получение фтора.
Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.
2KHF2 → 2K + H2 + 2F2
3. Получение брома.
Бром можно получить окислением ионов Br– сильными окислителями.
Например, бромоводород окисляется хлором:
2HBr + Cl2 → Br2 + 2HCl
Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.
Например, оксид марганца (IV):
MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O
4. Получение йода.
Йод получают окислением ионов I– сильными окислителями.
Например, хлор окисляет йодид калия:
2KI + Cl2 → I2 + 2KCl
Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.
Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:
2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Химические свойства галогенов
Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к
фтору.
1. Галогены
проявляют
свойства окислителей.
Галогены
реагируют
с металлами и неметаллами.
1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием
фторида кислорода:
2F2 + O2 → 2OF2
(фторид брома 5)
(фторид натрия)
Вода "горит" в атмосфере фтора. В избытке фтора реакция продолжается до
фторида кислорода.
Так как фтор способен «атаковать» и кислород, в реакции будет выделяться
дополнительно фторид кислорода.
Запись реакции с OF2 в продуктах равноправна записи, приведенной выше.
Водород горит в атмосфере фтора:
F2 + H2 → 2HF
1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:
S + Cl2 → SCl2 (S2Cl2)
S + 3F2 → SF6
1.3. При
взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды
фосфора и углерода:
2P + 5Cl2 → 2PCl5
2P + 3Cl2 → 2PCl3
2F2 + C → CF4
1.4. При
взаимодействии
с металлами галогены
проявляют
свойства окислителей, образуя галогениды.
Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов.
При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом
— соединение железа (II):
3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3
I2 + Fe → FeI2
Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до
галогенидов меди (II), а йод до йодида меди (I):
Cl2 + Cu → 2CuCl2
I2 + 2Cu → 2CuI
Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и
хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).
Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида
алюминия:
3Cl2 + 2Al → 2AlCl3
1.5.
С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При
этом реакция протекает со взрывом:
Cl2 + H2 → 2HCl
Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:
Br2 + H2 → 2HBr
Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном
нагревании, реакция
(эндотермическая):
протекает обратимо, с поглощением теплоты
I2 + H2 ↔ 2HI
1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют
менее активные.
Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:
Cl2 + F2 → 2ClF
2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя
преимущественно
окислительные
свойства. Галогены
охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.
2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют,
повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.
Например, хлор при растворении в холодной воде диспропорционирует до
ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует при этом
соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до степеней
окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:
Cl2 + 6H2O ↔ 5HCl + HClO3
2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с
образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.
Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:
Сl2 + 2NaOH (хол.) → NaCl + NaClO + H2O
При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются
хлорид и хлорат:
3Cl2 + 6NaOH (гор.) → 5NaCl + NaClO3 +
3H2O
Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:
2Сl2 + 2Са(OH)2(хол.) → СaCl2 + Сa(ClO)2 + 2H2O
2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены
из солей и галогеноводородов.
Например, хлор вытесняет йод и бром из раствора йодида калия и бромида
калия соответственно:
Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2
Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее
активные.
Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):
→ 2Cl+F–
Cl2 + F2
В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная
кислота и йодная кислота:
Cl2 + I2 + H2O → HCl + HIO3
2.4. Галогены
проявляют окислительные
свойства,
взаимодействуют
с восстановителями.
Например, хлор окисляет сероводород:
Cl2 +
H2S →
S
+ 2HCl
Хлор также окисляет сульфиты:
Cl2 +
H2O
+
Na2SO3
→ 2HCl + Na2SO4
Также галогены окисляют пероксиды:
Cl2 + H2O2 → 2HCl + O2
Или, при нагревании или на свету, воду:
2Cl2 + 2H2O → 4HCl + O2 (на свету или кип.)
Галогеноводороды
Строение молекулы и физические свойства
Галогеноводороды
HHal –
это
бинарные
соединения
водорода
с
галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям.
Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо
растворимые в воде.
В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи
уменьшается полярность связи H – Hal.
Растворы
галогеноводородов
в
воде
(за
исключением
фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода –
слабая кислота.
Галогеноводороды
Соединения, образованные из галогенов и водорода. К
галогеноводородам относятся следующие вещества:
o
o
o
o
o
HF - фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота
(жидкость)
HCl - хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
HBr - бромоводород, бромоводородная кислота
HI - йодоводород, йодоводородная кислота
HAt - астатоводород, астатоводородная кислота
При н.у. HCl, HBr, HI - газы, хорошо растворимые в воде.
Получение
В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией
водорода с галогенами.
H2 + Cl2 → HCl
В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях
обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + HF
PBr3 + H2O → HBr↑ + H3PO3
H2S + I2 → S + HI
Химические свойства
1. Кислотные свойства
HF - является слабой кислотой, HCl, HBr, HI - сильные кислоты.
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны
вытеснить водород из кислоты.
Mg + HBr → MgBr2 + H2↑
Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑
Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и
основаниями с образованием соответствующих солей.
Na2O + HCl → NaCl + H2O
ZnO + HI → ZnI2 + H2O
KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)
Cr(OH)3 + HCl → CrCl3 + H2O
2. С солями
Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок,
выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
Li2CO3 + HBr → LiBr + H2O + CO2
3. Восстановительные свойства
В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители,
особенно HI.
HI + MnO2 → I2 + MnI2 + H2O
HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O
HI + O2 → H2O + I2
HI + Br2 → HBr + I2
HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + H2O
4. Реакция с оксидом кремния
В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов
нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с
плавиковой кислотой.
SiO2 + HF → SiF4 + H2O
2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты.
Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:
HF
F–
↔ H+ +
Водные
растворы хлороводорода (солянаякислота), бромоводорода и йодоводород
а – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически
полностью:
HCl
↔ H+
+
Cl–
3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более
слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется
газ, осадок, вода или слабый электролит).
Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:
2HCl
+
Качественная
CaCO3
→
CaCl2
реакция на
+ 2H2O + CO2
галогенид-ионы – взаимодействие
с растворимыми солями серебра.
При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется
белый осадок хлорида серебра:
HCl +
AgNO3 =
AgCl↓
+
HNO3
Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:
HBr
+ AgNO3
=
AgBr↓ +
HNO3
Осадок иодида серебра – желтого цвета:
HI
+
AgNO3
=
AgI↓ +
HNO3
Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты
и ее солей с нитратом серебра не является качественной.
Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы
(взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.
4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду
HF – HCl – HBr – HI.
Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные
галогены вытесняют менее активные.
Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:
Br2 + 2HI → I2 + 2HBr
А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.
Фтороводород практически невозможно окислить.
Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями
марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).
Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом
марганца (IV):
4HCl
+
MnO2
→ MnCl2 +
Cl2 + 2H2O
Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями
марганца, хрома (VI), концентрированной серной кислотой и другими
сильными окислителями:
Например,
бромоводород
окисляется концентрированной
серной
кислотой:
2HBr + H2SO4(конц.) → Br2
Бромоводород
реагирует
+ SO2 + 2H2O
с бихроматом
калия с
образованием
молекулярного брома:
14HBr
+
K2Cr2O7 → 2KBr +
2CrBr3 +
3Br2 +
7H2O
Или с оксидом марганца (IV):
+ MnO2 → MnBr2 + Br2 + 2H2O
4HBr
Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:
2HBr + H2O2 → Br2 + 2H2O
Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими
неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и
соединения меди (II).
Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с
образованием молекулярного йода:
2HI
+ 2FeCl3 → I2 + 2FeCl2 + 2HCl
или с сульфатом железа (III):
2HI
+ Fe2(SO4)3 → 2FeSO4 + I2 + H2SO4
Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом
азота (IV):
2HI + NO2 → I2 + NO +
H2O
или молекулярной серой при нагревании:
2HI
+ S
→ I2
+
H2S
5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет
стекло):
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiO2 + 6HF(изб) → H2[SiF6] + H2O
Галогениды металлов
Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или
некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.
Способы получения галогенидов
1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с
металлами. При этом галогены проявляют свойства окислителя.
Например, хлор взаимодействует с магнием и кальцием:
Cl2 + Mg → MgCl2
Cl2 + Ca → CaCl2
При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):
3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3
2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов
с галогеноводородами.
Например, соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида
железа (II):
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных и
амфотерных оксидов с галогеноводородами.
Например, при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:
2HCl
CaO → CaCl2
+
+ H2O
Еще пример: взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:
6HCl
Al2O3 →
+
2AlCl3
+ 3H2O
4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований и
амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.
Например, при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:
HCl
NaOH →
+
NaCl + H2O
Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:
2HCl
+
Cu(OH)2
→
CuCl2 + 2H2O
Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:
2HCl
+
Zn(OH)2
→
ZnCl2 + 2H2O
5. Некоторые соли взаимодействуют
с галогеноводородами с
образованием галогенидов металлов.
Например,
гидрокарбонат
натрия
реагирует
с
бромоводородом
с
образованием бромида натрия:
HBr
+ NaHCO3 → NaBr
+
CO2↑
+ H2O
Взаимодействие с нитратом серебра – качественная реакция на соляную
кислоту, бромодоводород и йодоводород:
HCl +
AgNO3 →
AgCl↓
+
HNO3
HBr +
AgNO3 →
AgBr↓
+
HNO3
HI + AgNO3 → AgI↓ + HNO3
Химические свойства галогенидов
1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми
солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.
Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с
образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.
NaCl + AgNO3 →
AgCl↓
+ NaNO3
Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом
серебра не является качественной.
Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы
(взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.
2. Галогениды
тяжелых
металлов
реагируют с
более
активными
металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.
Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):
Mg + CuCl2 → MgCl2 + Cu
Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее
активные только если более активные металлы не взаимодействуют с
водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если
добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а
не с солью.
Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к.
натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.
Na + ZnCl2(раствор) ≠
3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При
этом на аноде образуются галогены.
Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется
клий, а на аноде – бром:
2KBr →
2K
+ Br2
При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а
на аноде также образуется бром:
2KBr
+
2H2O →
H2↑ + 2KOH
+ Br2↑
4. Галогениды
металлов
проявляют восстановительные
свойства.
Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже
являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные
свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.
Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:
2H2SO4 (конц.) →
2KBr +
Еще пример: йодид
4K2SO4
+ 4Br2 + SO2 +
2H2O
калия окисляется соединениями меди (II) и
соединениями железа (III):
4KI + 2CuCl2 → 2CuI↓ +
2KI
+
2FeCl3
→ I 2↓
I2 ↓ +
4KCl
+ 2FeI2 +
2KCl
Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:
8KI +
8KI
5H2SO4 (конц.) → 4K2SO4
+ 4I2 + H2S +
+ 9H2SO4 (конц.) →
H2S↑
4I2↓ +
+
или
4H2O
8KHSO4
+
4H2O
+ 3H2O + 3Cl2 → HIO3 + KCl + 5HCl
KI
10KI + 8H2SO4 + 2KMnO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O
6KI
+ 7H2SO4 + K2Cr2O7 → Cr2(SO4)3
2KI
+ H2SO4 + H2O2 → I2
2KI
2KI
→ I2 +
+ Fe2(SO4)3
+ 2CuSO4 + K2SO3 +
+ 3I2 + 4K2SO4
+ K2SO4
+ 7H2O
+ 2H2O
2FeSO4 + K2SO4
H2O → 2CuI + 2K2SO4 + H2SO4
Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.
При этом галогениды металлов не горят в кислороде.
5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием
избытка аммиака.
Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора
аммиака:
AgCl
+
NH3
→ [Ag(NH3)2]Cl
6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген
и металл.
Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:
2AgCl → 2Ag + Cl2
Кислородсодержащие кислоты галогенов
Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:
Степень
окисления
галогена
+1
+3
+5
Формула
HClO
HClO2
HClO3
Название
кислоты
Хлорноватистая
Хлористая
Хлорновата
Устойчивость и
сила
Существует
только в
растворах, слабая
кислота
Существует
только в
растворах, слабая
кислота
Существует тол
в
растворах, сил
кислота
Название
соответствующей
соли
Гипохлориты
Хлориты
Хлораты
Хлорноватистая кислота и ее соли
Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в разбавленном водном
растворе.
Cпособ получения хлорноватистой кислоты:
1. Диспропорционирование хлора в холодной воде:
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
Химические свойства хлорноватистой кислоты:
Хлорноватистая
кислота
HClO – это слабая
кислота,
но
сильный окислитель.
1. Под
действием
ультрафиолета
(на
свету)
хлорноватистая
кислота разлагается:
2HClO → 2HCl + O2
2. Как
кислота,
хлорноватистая
основаниями.
Например, с гидроксидом калия:
кислота
реагирует
с сильными
HClO + KOH
→
KClO + H2O
3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за
счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии
с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени
окисления -1.
Например, хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:
HClO + 2HI → HCl + I2 + H2O
Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:
HClO + H2O2 → HCl + H2O + O2
4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:
3HClO
→ 2HCl +
НСlO3
Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):
1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.
Например, соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:
NaClO + 2HCl → NaCl + Cl2 + H2O
Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под
действием излучения:
Ca(ClO)2
+ H2SO4 → CaSO4 + 2HCl + O2
Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:
Ca(ClO)2
+ CO2 + H2O → CaCO3 + 2HClO
2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями, если
образуется слабый электролит.
Например, гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:
Ca(ClO)2
+ Na2CO3
→ CaCO3 + 2NaClO
3. При нагревании гипохлориты разлагаются:
Ca(ClO)2 → CaCl2 + O2
Хлористая кислота и ее соли
Хлористая кислота HClO2 – существует только в водных растворах.
Способы получения:
Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом
водорода:
2ClO2 + H2O2 → 2HClO2 + O2
Химические свойства хлористой кислоты:
1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с
образованием хлоритов:
HClO2 + KOH → KClO2 + H2O
2. При длительном хранении разлагается:
4HClO2 → HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Хлорноватая кислота и ее соли
Хлорноватая кислота HClO3 – также существует только в водных
растворах.
Способы получения:
Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты
– хлоратов.
Например, из хлората бария под действием серной кислоты:
Ba(ClO3)2 + H2SO4 → 2HClO3 + BaSO4
Химические свойства хлорноватой кислоты:
1. Хлорноватая кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с
образованием хлоратов:
HClO3 + KOH
→ KClO3 + H2O
2. Хлорноватая кислота – сильный окислитель.
Например, хлорноватая кислота окисляет фосфор:
6P + 5HClO3
→ 3P2O5 + 5HCl
Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:
1. Хлораты – сильные окислители.
Например, хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается.
При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:
4KClO3 →
3KClO4 + KCl
В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия
разлагается, окисляя кислород:
→ 2KCl + 3O2↑
2KClO3
Еще пример: хлорат калия окисляет серу и фосфор:
2KClO3 + 3S
→ 2KCl + 3SO2
5KClO3 + 6P
→ 5KCl + 3P2O5
Хлорная кислота и ее соли
Хлорная кислота HClO4 – это бесцветная жидкость, хорошо растворимая
в воде.
Способы получения:
Хлорную кислоту можно
получить
из
солей
хлорной
кислоты
– перхлоратов.
Например, из перхлората натрия под действием серной кислоты:
2NaClO4 + H2SO4 → 2HClO4 +
Na2SO4
Химические свойства хлорной кислоты:
1. Хлорная
кислота
–сильная
кислота.
Реагирует
с
щелочами
с
образованием перхлоратов:
HClO4 + KOH
→ KClO4 + H2O
2. Хлорная кислота – сильный окислитель.
Например, хлорная кислота окисляет углерод:
8HClO4 + 14C → 14CO2 + 4Cl2 + 4H2O
3. При нагревании хлорная кислота разлагается:
4HClO4 → 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:
1. Перхлораты – сильные окислители.
Например, перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор
окисляет кислород:
KClO4
→ KCl + 2O2↑
Еще пример: перхлорат калия окисляет алюминий:
3KClO4 + 8Al → 3KCl + 4Al2O3