Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [ 10 Ne ]3s 2 Зр 5 , характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl -1 . Шкала степеней окисления хлора:

7 – Cl 2 O 7 , ClO 4 — ,HClO 4 , KClO 4

5 — ClO 3 — , HClO 3 ,KClO 3

1 – Cl 2 O , ClO — , HClO , NaClO , Ca(ClO) 2

— 1 – Cl — , HCl, KCl , PCl 5

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.

В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор С1 2 . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl 2 неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Cl 2 +H 2 ⇌HCl

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O+HCl -I

Cl 2 +2NaOH (хол) = NaClO+NaCl+H 2 O

3Cl 2 +6NaOH (гор) =NaClO 3 +5NaCl+H 2 O

Раствор хлора в воде называют хлорной водой , на свету кислота НСlO разлагается на НСl и атомарный кислород О 0 , поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2

ЗСl 2 + 2Fе→2FеСl 3 (200 °С)

Сl 2 +Se=SeCl 4

Сl 2 + РЬ→PbCl 2 (300 ° С )

5Cl 2 +2P→2PCl 5 (90 °С)

2Cl 2 +Si→SiCl 4 (340 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

а) Сl 2 + 2КВг (Р) = 2КСl + Вr 2 (кипячение)

б) Сl 2 (нед.) + 2КI (р) = 2КСl + I 2 ↓

ЗСl (изб.) + 3Н 2 O+ КI = 6НСl + КIO 3 (80 °С)

Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL 2 с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получение хлора в промышленности :

2NаСl (расплав) → 2Nа + Сl 2 (электролиз)

2NaCl+ 2Н 2 O→Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (электролиз)

и в лаборатории :

4НСl (конц.) + МnO 2 = Сl 2 + МnСl 2 + 2Н 2 O

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Хлороводород НС l . Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ -связь Н — Сl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой , а дымящий концентрированный раствор (35-38 %)- соляной кислотой (название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Сl — I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Сl — — образование белых осадков АgСl и Нg 2 Сl 2 , которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд. Уравнения важнейших реакций:

НСl (разб.) + NаОН (разб.) = NaСl + Н 2 O

НСl (разб.) + NН 3 Н 2 O = NH 4 Сl + Н 2 O

4НСl (конц., гор.) + МO 2 = МСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 O (М = Мп, РЬ)

16НСl (конц., гор.) + 2КМnO 4(т) = 2МnСl 2 + 5Сl 2 + 8Н 2 O + 2КСl

14НСl (конц.) + К 2 Сr 2 O 7(т) = 2СrСl 3 + ЗСl 2 + 7Н 2 O + 2КСl

6НСl (конц.) + КСlO 3(Т) = КСl + ЗСl 2 + 3Н 2 O (50-80 °С)

4НСl (конц.) + Са(СlO) 2(т) = СаСl 2 + 2Сl 2 + 2Н 2 O

2НСl (разб.) + М = МСl 2 + H 2 (М = Ре, 2п)

2НСl (разб.) + МСO 3 = МСl 2 + СO 2 + Н 2 O (М = Са, Ва)

НСl (разб.) + АgNO 3 = НNO 3 + АgСl↓

Получение НСl в промышленности — сжигание Н 2 в Сl 2 (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

NаСl (т) + Н 2 SO4 (конц.) = NаНSO 4 + НС l (50 °С)

2NaСl (т) + Н 2 SO 4 (конц.) = Nа 2 SO 4 + 2НСl (120 °С)

Хлориды

Хлорид натрия Na Сl . Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль . Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.

Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.

В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита , и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

2NаСl (т) + 2Н 2 SO 4 (конц.) + МnO 2(т) = Сl 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + Na 2 SO 4 (100 °С)

10NаСl (т) + 8Н 2 SO 4 (конц.) + 2КМnO 4(т) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°С)

6NaСl (Т) + 7Н 2 SO 4 (конц.) + К 2 Сr 2 O 7(т) = 3Сl 2 + Сr 2 (SO 4) 3 + 7Н 2 O+ ЗNа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100 °С)

2NаСl (т) + 4Н 2 SO 4 (конц.) + РЬO 2(т) = Сl 2 + Рb(НSO 4) 2 + 2Н 2 O + 2NaНSO 4 (50 °С)

NaСl (разб.) + АgNO 3 = NaNО 3 + АgСl↓

NaCl (ж) →2Na+Cl 2 (850°С, электролиз)

2NаСl + 2Н 2 O→Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (электролиз)

2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 N а(Н g ) “амальгама” (электролиз,на Hg -катоде)

Хлорид калия КСl . Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl 2 . В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита .

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.

Хлорид кальция СаСl 2 . Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl 2 6Н 2 О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.

Уравнения важнейших реакций:

СаСl 2(Т) + 2Н 2 SO 4 (конц.) = Са(НSO 4) 2 + 2НСl (50 °С)

СаСl 2(Т) + Н 2 SO 4 (конц.) = СаSO 4 ↓+ 2НСl (100 °С)

СаСl 2 + 2NaОН (конц.) = Са(ОН) 2 ↓+ 2NaCl

ЗСаСl 2 + 2Nа 3 РO 4 = Са 3 (РO 4) 2 ↓ + 6NaCl

СаСl 2 + К 2 СO 3 = СаСО 3 ↓ + 2КСl

СаСl 2 + 2NaF = СаF 2 ↓+ 2NаСl

СаСl 2(ж) → Са + Сl 2 (электролиз,800°С)

Получение:

СаСО 3 + 2НСl = СаСl 2 + СO 3 + Н 2 O

Хлорид алюминия АlСl 3 . Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АlСl 3 (треугольное строение,sр 2 гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl 2 Сl 6 (точнее, Сl 2 АlСl 2 АlСl 2 , строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -гибридизация, преобладают при 183-440 °С). Гигроскопичен, па воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион Аl 3+ — образование осадка АlРO 4 , который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:

АlСl 3 . 6Н 2 O →АlСl(ОН) 2 (100-200°С, — HCl , H 2 O ) →Аl 2 O 3 (250-450°С, -HCl,H2O)

АlСl 3(т) + 2Н 2 O (влага) = АlСl(ОН) 2(т) + 2НСl (белый «дым»)

АlCl 3 + ЗNаОН (разб.) = Аl(OН) 3 (аморф.) ↓ + ЗNаСl

АlСl 3 + 4NаОН (конц.) = Nа[Аl(ОН) 4 ] + ЗNаСl

АlСl 3 + 3(NН 3 . Н 2 O) (конц.) = Аl(ОН) 3(аморф.) + ЗNН 4 Сl

АlCl 3 + 3(NН 3 Н 2 O) (конц.) =Аl(ОН)↓ + ЗNН 4 Сl + Н 2 O (100°С)

2Аl 3+ + 3Н 2 O + ЗСО 2- 3 = 2Аl(ОН) 3 ↓ + ЗСO 2 (80°С)

2Аl 3+ =6Н 2 O+ 3S 2- = 2Аl(ОН) 3 ↓+ 3Н 2 S

Аl 3+ + 2НРО 4 2- — АlРO 4 ↓ + Н 2 РO 4 —

2АlСl 3 →2Аl + 3Сl 2 (электролиз,800 °С ,в расплаве N аС l )

Получение АlСl в промышленност и — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

Аl 2 O 3 + 3С (кокс) + 3Сl 2 = 2АlСl 3 + 3СО (900 °С)

Хлорид железа( II ) F еС l 2 . Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl 2 (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе 2 Сl 4 . Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Применяется для синтеза FеСl и Fе 2 О 3 , как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl 2 4Н 2 O = FеСl 2 + 4Н 2 O (220 °С, в атм. N 2 )

FеСl 2 (конц.) + Н 2 O=FеСl(ОН)↓ + НСl (кипячение)

FеСl 2(т) + Н 2 SO 4 (конц.) = FеSO 4 + 2НСl (кипячение)

FеСl 2(т) + 4HNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 2НСl + Н 2 O

FеСl 2 + 2NаОН (разб.) = Fе(ОН) 2 ↓+ 2NaСl (в атм. N 2 )

FеСl 2 + 2(NН 3 . Н 2 O) (конц.) = Fе(ОН) 2 ↓ + 2NН 4 Cl (80 °С)

FеСl 2 + Н 2 = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)

4FеСl 2 + O 2 (воздух) → 2Fе(Сl)O + 2FеСl 3 (t )

2FеСl 2(р) + Сl 2 (изб.) = 2FеСl 3(р)

5Fе 2+ + 8Н + + МnО — 4 = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н 2 O

6Fе 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ +7Н 2 O

Fе 2+ + S 2- (разб.) = FеS↓

2Fе 2+ + Н 2 O + 2СО 3 2- (разб.) = Fе 2 СO 3 (OН) 2 ↓+ СO 2

FеСl 2 →Fе↓ + Сl 2 (90°С, в разб. НСl, электролиз)

Получени е: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

Fе + 2НСl = FеСl 2 + Н 2

(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

Хлорид железа( III ) F еС l 3 . Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl 3 (треугольное строение, sр 2 -гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе 2 Сl 6 (точнее, Сl 2 FеСl 2 FеСl 2 , строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl . 6Н 2 O имеет строение Сl 2Н 2 O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.

Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl 3 6Н 2 O=Сl + 2Н 2 O (37 °С)

2(FеСl 8 6Н 2 O)=Fе 2 O 3 + 6НСl + 9Н 2 O (выше 250 °С)

FеСl 3 (10%) + 4Н 2 O = Сl — + + (желт.)

2FеСl3 (конц.) + 4Н 2 O = + (желт.) + — (бц.)

FеСl 3 (разб., конц.) + 2Н 2 O →FеСl(ОН) 2 ↓ + 2НСl (100 °С)

FеСl 3 + 3NaОН (разб.) = FеО(ОН)↓ + Н 2 O + 3NаСl (50 °С)

FеСl 3 + 3(NН 3 Н 2 O) (конц, гор.) =FeO(OH)↓+H 2 O+3NH 4 Cl

4FеСl 3 + 3O 2 (воздух) =2Fе 2 O 3 + 3Сl 2 (350-500 °С)

2FеСl 3(р) + Сu→ 2FеСl 2 + СuСl 2

Хлорид аммония N Н 4 Сl . Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.

Качественная реакция на ион NН 4 + — выделение NН 3 при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.

Уравнения важнейших реакций:

NH 4 Cl (т) ⇌ NH 3(г) + HCl (г) (выше337,8 °С)

NН 4 Сl + NаОН (насыщ.) = NаСl + NН 3 + Н 2 O (100 °С)

2NН 4 Сl (Т) + Са(ОН) 2(т) = 2NН 3 + СаСl 2 + 2Н 2 O (200°С)

2NН 4 Сl (конц.) +Mg= Н 2 + МgСl 2 + 2NН 3 (80°С)

2NН 4 Сl (конц., гор.) + Мg(ОН) 2 = MgСl 2 + 2NН 3 + 2Н 2 O

NH + (насыщ.) + NO — 2 (насыщ.) =N 2 + 2Н 2 O (100°С)

NН 4 Сl + КNO 3 = N 2 O + 2Н 2 O + КСl (230-300 °С)

Получение : взаимодействие NH 3 с НСl в газовой фазе или NН 3 Н 2 О с НСl в растворе.

Гипохлорит кальция Са(С l О) 2 . Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl 2 и Са(ОН) 2 . Уравнения важнейших реакций:

Са(СlO) 2 = СаСl 2 + O 2 (180 °С)

Са(СlO) 2(т) + 4НСl (конц.) = СаСl + 2Сl 2 + 2Н 2 O (80 °С)

Са(СlO) 2 + Н 2 O + СO 2 = СаСО 3 ↓ + 2НСlO (на холоду)

Са(СlO) 2 + 2Н 2 O 2 (разб.) = СаСl 2 + 2Н 2 O + 2O 2

Получение:

2Са(ОН) 2 (суспензия) + 2Сl 2(г) = Са(СlO) 2 + СаСl 2 + 2Н 2 O

Хлорат калия КС lO 3 . Соль хлорноватой кислоты НСlO 3 , наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.

Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.

Уравнения важнейших реакций:

4КСlO 3 = ЗКСlO 4 + КСl (400 °С)

2КСlO 3 = 2КСl + 3O 2 (150-300 °С, кат. Мп O 2 )

КСlO 3(Т) + 6НСl (конц.) = КСl + 3Сl 2 + ЗН 2 O (50-80 °С)

3КСlO 3(Т) + 2Н 2 SO 4 (конц., гор.) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4

(диоксид хлора на свету взрывается: 2С lO 2(Г) = Сl 2 + 2 O 2 )

2КСlO 3 + Е 2(изб.) = 2КЕO 3 + Сl 2 (в разб. Н NO 3 , Е = В r , I )

KClO 3 +H 2 O→H 2 +KClO 4 (Электролиз)

Получение КСlO 3 в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO 3 выделяется на аноде):

КСl + 3Н 2 O →Н 2 + КСlO 3 (40-60 °С,Электролиз)

Бромид калия КВ r . Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl 4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).

Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.

Уравнения важнейших реакций:

2КВr (т) + 2Н 2 SO 4 (КОНЦ., гор,) + МnO 2(т) =Вr 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + К 2 SO 4

5Вr — + 6Н + + ВrО 3 — = 3Вr 2 + 3Н 2 O

Вr — + Аg + =АgВr↓

2КВr (р) +Сl 2(Г) =2КСl + Вг 2(р)

КВr + 3Н 2 O→3Н 2 + КВrО 3 (60-80 °С, электролиз)

Получение:

К 2 СO 3 + 2НВr = 2КВ r + СO 2 + Н 2 O

Иодид калия К I . Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I 2 за счет комплексообразования.

Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl 4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

Уравнения важнейших реакций:

10I — + 16Н + + 2МnO 4 — = 5I 2 ↓ + 2Мn 2+ + 8Н 2 O

6I — + 14Н + + Сr 2 O 7 2- =3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

2I — + 2Н + + Н 2 O 2 (3%) = I 2 ↓+ 2Н 2 O

2I — + 4Н + + 2NO 2 — = I 2 ↓ + 2NO + 2Н 2 O

5I — + 6Н + + IO 3 — = 3I 2 + 3Н 2 O

I — + Аg + = АgI (желт .) ↓

2КI (р) + Сl 2(р) (нед.) =2КСl + I 2 ↓

КI + 3Н 2 O + 3Сl 2(р) (изб.) = КIO 3 + 6НСl (80°С)

КI (Р) + I 2(т) =K) (Р) (кор.) («йодная вода»)

КI + 3Н 2 O→ 3Н 2 + КIO 3 (электролиз,50-60 °С)

Получение:

К 2 СO 3 + 2НI = 2 К I + СO 2 + Н 2 O

ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Хлор образует ряд кислородных кислот - хлорноватистую НСЮ, хлористую НСЮ2, хлорноватую НС!03 и хлорную НС в уравнении зависимости концентрации двуокиси хлора в рас­творе с (в моль/л) от парциального ее давления Р (в мм рт. ст.) с = КР при 0, 5, 10, 25 и 35°, соответственно равны: 70,6, 56,3, 46,2, 30,2 и 21,5. С повышением температуры растворимость двуокиси хлора в воде резко уменьшается. Растворимость СЮг в других растворителях (СС14, H2SO4 и СНзСООН) также подчиняется За­кону Генри34. В водных растворах на холоду двуокись хлора раз­лагается крайне медленно, в горячей воде разлагается с образова­нием HCIO3, CI2 и Ог. Установлено существование кристалло­гидрата С102 6Н2035.

Предполагают, что двуокись хлора является ангидридом36, образующим с водой соответствующие кислоты H2CIO3 и H2CI2O5, - весьма неустойчивые и восстанавливаемые металлами до НСЮг - В отсутствие восстановителей скорость разложения этих кислот выше скорости их образования. С перекисью водорода дву­окись хлора реагирует, образуя хлористую кислоту37: 2СЮ2 + Н202 = 2НС102 + 02

Двуокись хлора раздражает дыхательные пути и вызывает го ловную боль уже при разбавлении 45: 1 ООО 000.

Хлористая кислота 38-40 выделена и в свободном виде, но полу­чается обычно в водных растворах. Константа диссоциации ее равна 1,07-Ю-2 при 18°. Образование хлористой кислоты про­исходит в значительных количествах лишь в сильнокислой среде (рН<3). При этом в растворе наряду с хлористой кислотой нахо­дится и двуокись хлора 4I.

Хлориты - соли хлористой кислоты в твердом состоянии при обычных условиях являются довольно устойчивыми соединениями. Кислые водные растворы разлагаются тем быстрее, чем выше тем­пература и меньше величина рН. Достаточно устойчивы щелочные растворы42. Некоторые хлориты могут быть получены действием свободной хлористой кислоты на нерастворимые карбонаты43. Хло­рит натрия кристаллизуется из щелочного раствора в виде безвод­ной соли NaC102 и тригидрата NaC102-3H20, переходящего в безводную соль при 37,4°44. При нагревании до 175° разлагается с выделением кислорода. Реакция идет с большой скоростью вплоть до взрыва. В слабощелочных растворах, содержащих не бо­лее 1 г-мол/л NaC102, хлорит натрия не разлагается при кипяче­нии. В более концентрированных растворах он разлагается по ре­акциям 45,46:

3 NaCl 02 = 2 NaClC >3 + NaCl NaC 102 - NaCl + 02

Константы скорости этих реакций равны47 соответственно при 103°: 0,65- Ю-6 и 1,2- 10"7; при 83°: 1,6- 10~7 и 0,2- 10"8.

Хлорноватая кислота в свободном виде может существовать только в растворе. Она является сильной кислотой и энергичным окислителем. Ее соли - хлораты - большей частью хорошо рас­творимы в воде; в растворах не являются окислителями.

Хлорат калия или бертолетова соль КСЮз кристаллизуется в безводной форме в виде прозрачных бесцветных кристаллов моно­клинической системы плотностью 2,32 г/см3. Растворимость КС103 в воде: при 0° - 3,21%, при 104° (температура кипения)-37,6%. При нагревании до 368,4° КСЮз плавится, а затем начинает раз­лагаться по реакциям:

2КСЮз = 2КС1 +302 +23,6 к кал 4КС103 = ЗКСЮ4 + КС1 + 70,9 ккал

Образующиеся продукты (КС1 и КС104) ускоряют48 выделение кислорода. При 610° образовавшийся перхлорат калия плавится и разлагается:

КСЮ4 = КС1 + 202 - 7,9 ккал

В присутствии катализаторов (Мп02 и др.) хлорат калия раз­лагается при более низких температурах с интенсивным выделе­нием кислорода. Хлорат калия в кислой среде является сильным окислителем. Смеси его с углем, серой и другими веществами взрывают от удара. Хлорат калия (и другие хлораты) ядовит (смертельная доза - 2-Зг КСЮ3).

Хлорат натрия NaC103 кристаллизуется в безводной форме, сильно гигроскопичен, на воздухе расплывается. Насыщенный вод­ный раствор содержит при -15° 41,9%, при 122° 74,1% NaC103. Температура плавления хлората натрия находится в пределах 248-264°. Отмечены случаи взрывов хлората натрия на складах при хранении, а также воспладгенения сухих частей растений, на которые попал хлорат натрия. В присутствии гигроскопических веществ (СаСЬ, MgCl2 и др.) 4Э, а также полиборатов или мета - боратов натрия взрыво - и огнеопасность хлората натрия сни­жается. В системе NaC103-NaC102-Н20 50 в диапазоне темпе­ратур 15-45° кристаллизуются безводные NaC103 и NaCl02, а также NaC102-3H20.

Хлорат кальция Са(СЮз)2 кристаллизуется из водного рас­твора в виде дигидрата51, плавящегося при 130°. Насыщенный вод­ный раствор кипит при 182°. Безводный хлорат кальция разла­гается при нагревании до 334°.

Гексагидрат хлората магния Mg(C103)2 6Н20 представляет собой ромбические кристаллы - длинные иглы или листочки. При 35° частично плавится и переходит в тетрагидрат. Растворимость его в воде равна 53% при 0°, 56,5% при 18°, 60,23% при 29° и 63,65% при 35°. Он отличается высокой гигроскопичностью, не взрывает и безопасен в пожарном отношении49.

Хлорная кислота52 образует два кристаллогидрата - НС104 4Н20 и НСЮ4 ЗН20 53 и является сильным электролитом54 Коэффициент активности хлорной кислоты при 25° изменяется от 0,911 до 0,804 при изменении концентрации НСЮ4 от 0,01 до 0,1 М в 1 кг раствора®5.

Перхлорат калия КСЮ4 образует ромбические кристаллы плот­ностью 2,52 г/см3. При 0 в 100 мл воды растворяется 0,75 г, а при 100° - 21,8 г КСЮ4. Чистый перхлорат калия разлагается при 537-600° на КС1 и 02. В качестве промежуточного продукта об­разуется КС103, который, расплавляясь, ускоряет разложение56. Реакция ускоряется в присутствии КС1, KBr, KI57, Си, Fe, Со, MgO и др.58.

Перхлорат магния образует кристаллогидраты с 2, 4 и 6 мо­лекулами воды. Равновесное давление пара при 23° над Mg(C104)2 6Н20 равно 20,9 мм рт. ст., над Mg(C104)2 4Н20- 8,15 мм рт. ст., а над Mg(C104)2-2H20 около Ю-4-Ш-5 мм рт. ст.5Э. При нагревании выше 400° Mg(C104)2 разлагается60.

Перхлорат аммония характеризуется наиболее высоким весо­вым содержанием кислорода среди всех перхлоратов. В 100 г при 0° растворяется 10,7 г, при 85° - 42,5 г NH4CIO4. Во взаимной водной системе из перхлоратов и хлоридов. аммония и магния наименее растворимой солью при 25° является NH4CIO461.

Кислородные соединения хлора высших степеней окисления - пожаро - и взрывоопасны, особенно в присутствии примесей легко окисляющихся, например органических веществ, от загрязнения которыми их следует оберегать. Взрыв твердых сухих хлоратов и перхлоратов может быть вызван ударом или сильным толчком, что нужно учитывать при сушке, размоле и транспортировке этих в< ществ. Эти операции должны осуществляться в аппаратах, в ко­торых исключена возможность ударов металлических частей.

ПРИМЕНЕНИЕ

Соли низших кислородных кислот хлора являются хорошими отбеливающими средствами вследствие их высокой окислительной активности. Основным отбеливающим и окислительным хлорным соединением является хлорная известь62. В настоящее время для этих целей широко применяются также гипохлориты, хлориты и двуокись хлора.

Наибольшие количества хлорной извести потребляют в текстиль­ной и бумажной промышленности для отбелки тканей и целлюлозы (хлорная известь часто называется белильной известью). Хлорную известь применяют в качестве окислителя в некоторых химических производствах (при получении хлороформа, хлорпикрина и других продуктов), для дезинфекции питьевых и сточных вод, для дезин­фекции овощехранилищ63 и в качестве хорошего дегазатора. Ее используют также для очистки ацетилена и некоторых нефтепро­дуктов.

Хлорную известь выпускают трех марок (табл. 112).

Потери активного хлора в хлорной извести марки А должны быть не больше 4% в течение 3 лет ее хранения со дня отгрузки заводом.

Хлорную известь марок Б и В упаковывают в деревянные бочки емкостью от 50 до 275 л, в фанероштампованные бочки или фа­нерные барабаны емкостью 50 и 100 л, а также (для недлитель­ного хранения) в сухие заливные деревянные бочки емкостью от 50 до 250 л. Хлорную известь марки А, а также марки Б (для Длительного хранения) упаковывают в стальные барабаны ем­костью 100 л. Бочки или барабаны с хлорной известью герметично закупоривают и хранят в сухом и прохладном помещении, защи­щенном от действия прямых солнечных лучей. Вместо деревянных бочек и барабанов применяют также полиэтиленовые мешки.

Несмотря на эти предосторожности, хлорная известь при хра­нении постепенно теряет активный хлор. При недостаточной гер­метичности тары некоторые образцы продукта почти полностью теряют активный хлор в течение одного года, а иногда значи­тельно скорее. При 40-45° рядовая хлорная известь полностью теряет активность в течение 2 месяцев.

Хлорная известь все более вытесняется другими более удоб­ными в употреблении отбеливающими и окислительными вещест­вами62- гипохлоритами, двуокисью хлора и др.

Гипохлорит натрия в виде водного раствора находит большое распространение вследствие простоты изготовления его на месте потребления. Он является полупродуктом 64 в производстве гидра­зина, пластических масс, синтетических волокон и др. Предложен65 гипохлоритный способ переработки пылевидных отходов от заточ­ки твердосплавного инструмента, основанный на окислении кар­бида вольфрама в щелочных растворах NaCIO и переходе воль­фрама в раствор.

Согласно ГОСТ 11086-64, гипохлорит натрия должен быть прозрачной зеленовато-желтой жидкостью без осадка и взвешен­ных частиц, содержащей к моменту отгрузки потребителю не менее 185 г/л активного хлора и не более 0,07 г/л железа; содержание NaOH должно быть в пределах 10-20 г/л. Раствор гипохлорита натрия хранят и транспортируют в закрытых гуммированных или защищенных винипластом цистернах и контейнерах при темпера­туре не выше 25°.

Технический гипохлорит кальция, содержащий более 50% ак­тивного хлора, транспортабельнее, чем хлорная известь. С гипо - хлоритом кальция перевозится менее 100% балласта (примеси и тара), в то время как с хлорной известью 250-300%. Важным преимуществом гипохлорита кальция, по сравнению с хлорной из­вестью, является отсутствие значительного осадка при растворении его в воде66 (при растворении хлорной извести образуется осадок основных солей, в котором теряется иногда до 50% активного хлора). Предложено67 использовать смесь 2 вес. ч. Са(ОС1)2 и 0,8 вес. ч. Na2S04 в виде таблеток для обработки воды.

Гипохлорит кальция выпускают в виде дветретиосновной соли ЗСа(СЮ)2 2Са (ОН)2 2Н20, обозначаемой ДТСГК, и реже в виде двухосновного гипохлорита кальция Са (С10)2 2Са(ОН)2, обозна­чаемого ДСГК - ГОСТ 13392-67 предусматривает выпуск ДТСГК

и 2-го сорта. В них должно быть соответственно: активного хлора не менее 55 и 50% и влаги не более 1 и 1,5%; содержание общего хлора не должно превышать половинного содержания ак­тивного хлора (%) плюс 6% для 1-го сорта, или плюс 7% Для

ДТСГК упаковывают в оцинкованные барабаны. Продукт необ­ходимо хранить в сухом, неотапливаемом помещении.

Двуокись хлора по своим окислительным свойствам занимает промежуточное место между хлоратами и гипохлоритами. Основ­ное ее преимущество как отбеливающего реагента заключается в том, что она почти совершенно не действует разрушающим обра­зом на клетчатку волокон. Поэтому ее широко используют как Лучшее отбеливающее средство для древесной (бумажной) массы и целлюлозы, а также для стерилизации и дезодорации воды68 и пищевых продуктов. Вследствие трудности хранения и перевозки, СЮг обычно получают на месте потребления и используют в виде 10%-ной смеси с воздухом69.

Хлорит натрия широко применяется в текстильной промышлен­ности для отбеливания тканей, пряжи, волокна. При этом дости­гается высокое качество отбелки без уменьшения прочности во­локна. Он используется также в качестве исходного материала для получения небольших количеств двуокиси хлора.

Хлорат калия используют главным образом в спичечной про­мышленности, в пиротехнике, в небольших количествах в фарма­цевтической промышленности, а также во взрывной технике.

Состав технической бертолетовой соли должен соответствовать данным табл. 113.

ТАБЛИЦА 113

Состав технической бертолетовой соли (по ГОСТ 2713-70)

Хлорат калия (в пересчете на сухое вещество), не ме­ Нее.....

Влага, не более...............................................................................

Не растворимые в воде вещества, не более................................

Хлориды (в пересчете на СаС12), не более..................................

Сульфаты (в пересчете на CaS04), не более................................

Броматы (в пересчете на КВг03), не более...................................

Щелочь (в пересчете на СаО), не более.......................................

Органические вещества, не более.................................................

Тяжелые металлы (в пересчете на РЬ), не более. . . . Железо (Fe), не Солее

Хлорат натрия применяют в качестве гербицида и дефолианта (в ограниченных количествах вследствие его гигроскопичности). В основном его используют в качестве полупродукта для производ­ства других хлоратов, перхлората калия, хлорной кислоты, дву­окиси хлора и хлорита натрия. Некоторые (небольшие) количества хлората натрия используют для беления целлюлозы. Описано при­менение NaC103 для изготовления свечей, являющихся источником кислорода на атомных подводных лодках70.

Состав технического хлората натрия, кристаллического и рас­твора (или пульпы), согласно ГОСТ 12257-66, должен соответ­ствовать требованиям, приведенным в табл. 114.

ТАБЛИЦА U4

Состав технического хлората натрия (ГОСТ 12257-66)

0,7* 0,3* 0,2*

* В пересчете иа 100%-ный продукт.

Бертолетову соль и хлорат натрия упаковывают в мешки ] полиэтиленовой или поливинилхлоридной пленки, вложенные стальные оцинкованные или покрытые перхлорвиниловым лаком барабаны, или в мешки из хлориновой ткани (также с вкладышем из пленки).

Хлорат кальция является гербицидом общего действия и ши­роко используется для уничтожения сорняков.

Хлорат магния также служит гербицидом и, кроме того, яв­ляется дефолиантом, применяемым для предуборочного снятия листьев хлопчатника 71>72, а в больших дозах может служить дес - сикантом для предуборочного подсушивания хлопчатника и других растений.

Хлорат магния (дефолиант), согласно ГОСТ 10483-66, дол­жен содержать 60 ± 2% Mg(C103)2 6Н20 и не более 0,6% не рас­творимого в воде остатка; температура начала его плавления должна быть не ниже 44°. Его транспортируют в герметичных ба­рабанах из черной кровельной стали или в бумажных битумиро - ванных дублированных пятислойных мешках с вкладышем из полиэтиленовой или поливинилхлоридной пленки.

Перхлораты применяют в производстве взрывчатых и пиротех­нических материалов52"73. Предложены74 смеси, содержащие ~60% КС104, образующие гигроскопичный дым для регулирова­ния атмосферных осадков.

Среди перхлоратов особенное значение имеет перхлорат аммо­ния, используемый для изготовления бездымных взрывчатых ве­ществ75"76. Перхлораты тяжелых металлов и хлорную кислоту используют в качестве электролитов в гальванопластике, при це­ментации и др. В присутствии НС104 получают на электролитиче­ски полированной меди плотные, блестящие осадки палладия77. Указывают78 на возможность реэкстракции рения хлорной кисло­той из органических растворителей.

Хлор

Фтор

Главная подгруппа VII группы

У элементов главной подгруппы, которые называются "галогены", на внешнем электронном уровне, имеющем общее строение...ns 2 p 5 , не достает одного электрона до устойчивого восьмиэлектронного уровня. Энергия сродства к электрону достаточно велика и галогены очень активны по отношению к металлам и неметаллам. Бурно идут реакции с водородом, образующиеся галогеноводороды растворяясь в воде дают кислоты сила которых растет сверху вниз по группе. Фтор, не имеющий d-подуровня, проявляет в своих соединениях только степень окисления -1, остальные галогены могут проявлять степени окисления -1, +1, +3, +5, +7.

В природе встречается в виде CaF 2 – флюорит, KHF 2 – бифторид. Простое вещество F 2 в промышленности получают электролизом расплава бифторида. F 2 - газ желтоватого цвета с удушающим запахом, крайне ядовит, химически чрезвычайно активен.

Химические свойства

1. Фтор взаимодействует со всеми простыми веществами, кроме гелия, неона и аргона:

3F 2 + Cl 2 = 2ClF 3 ;

3F 2 + S = SF 6 ;

5F 2 + 2P = 2PF 5 ;

2. При взаимодействии F 2 со щелочами образуется фторид кислорода (OF 2):

2F 2 + 2NaOH = 2NaF + OF 2 + H 2 O

OF 2 - бесцветный газ, по запаху напоминает озон, сильно ядовит. Это единственное соединение, где кислород имеет степень окисления +2.

3. Так как взаимодействие F 2 + H 2 = 2HF происходит со взрывом, фтористый водород получают не прямым синтезом, а по реакции:

CaF 2 + H 2 SO 4(конц) = CaSO 4 + 2HF

HF - легко кипящая жидкость (Т кип. = +20 о С), с водой смешивается в любых соотношениях. 40%-ный раствор HF в воде называется плавиковой кислотой. Плавиковая кислота – кислота средней силы. Это вещество одно из самых опасных по физиологическому воздействию: ядовита, при попадании на кожу вызывает долго не заживающие язвы, разрушает зубы. Органику обугливает эффективней серной кислоты.

В растворе молекулы плавиковой кислоты сильно ассоциированы за счет водородных связей. Наиболее прочны димеры, поэтому правильнее записывать формулу плавиковой кислоты следует в виде H 2 F 2 . Известны многочисленные соли этого димера (KHF 2 и др).

4. Практическое значение имеет реакция взаимодействия плавиковой кислоты с оксидом кремния (он входит в состав стекла):

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O

Эта реакция лежит в основе нанесения узоров и рисунков на стекло.

Применение . F 2 используется при производстве фторорганических соединений, например фторопласта (тефлона). Тефлон - белый плотный полимер, устойчивый во всех агрессивных средах вплоть до +350 o С. Фтор придает высокую эластичность резине в интервале температур от -80 о С до +200 о С.

В природе встречается в виде различных соединений, основным из которых является NaCl – поваренная соль, электролизом водного раствора которой на аноде получают хлор. Простое вещество Cl 2 - газ желто-зеленого цвета. При -34 о С легко сжижается. Ядовит. Плохо растворим в воде.

Химические свойства

1. Хлор обладает несколько меньшим сродством к электрону, чем фтор, однако остается очень активным неметаллом. Многие реакции с участием Cl 2 идут со взрывом. Cl 2 является сильным окислителем. Не реагирует с кислородом, углеродом, азотом. Вступает в реакции со сложными молекулами:

2NO + Cl 2 = 2NOCl – хлористый нитрозил;

CO + Cl 2 = COCl 2 – фосген;

Хлорированием метана в промышленности получают следующие соединения:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl – хлористый метил

CH 3 Cl + Cl 2 = CH 2 Cl 2 – хлористый метилен

СH 2 Cl 2 + Cl 2 = CHCl 3 – хлороформ

CHCl 3 + Cl 2 = CCl 4 – четыреххлористый углерод

2. Хлористый водород можно получить прямым синтезом из простых веществ:

Cl 2 + H 2 = 2HCl

эта реакция относится к фотохимическим, т. е. идущая под действием света.

В лабораторных условиях хлористый водород обычно получают из NaCl при нагревании с концентрированной серной кислотой:

NaCl + H 2 SO 4(конц) = NaHSO 4 + HCl

Хлористый водород – газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде с образованием соляной кислоты (предел растворимости 38%). Соляная кислота сильнее, чем плавиковая, не ядовита. В концентрированном состоянии является восстановителем:

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl (конц) = 2KCl + 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O

HClO – хлорноватистая кислота. Ей соответствует кислотный оксид Cl 2 O. Соли называются гипохлоритами.

HClO 2 – хлористая кислота. Кислотный оксид Cl 2 O 3 не получен. Соли – хлориты.

HClO 3 – хлорноватая кислота. Кислотный оксид Cl 2 O 5 не получен. Соли – хлораты.

HClO 4 – хлорная кислота. Кислотный оксид - Cl 2 O 7 . Соли – перхлораты.

1) HClO – желтоватая жидкость. Существует только в растворах. Получается при взаимодействии хлора с водой (без нагревания):

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

Соли этой кислоты получаются при действии на щелочь хлора:

2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O

используется как отбеливатель в текстильной промышленности.

2) HClO 2 , HClO 3 – не имеют ангидридов (кислотных оксидов). Соли этих кислот применяют в пиротехнике и взрывных работах. Наибольшее значение имеет KClO 3 – хлорат калия (бертолетовая соль), получаемая насыщением горячей щелочи хлором:

3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

Хлораты - сильнейшие окислители. При ударе или нагревании взрываются.

3) Известен оксид ClO 2 , который можно получить по реакции:

2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 ­ + H 2 O + 2ClO 2 ­

ClO 2 – зелено-желтый газ, при растворении в воде дает смесь кислот:

2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3

4) Осторожным нагреванием хлораты можно перевести в перхлораты, из которых можно получить хлорную кислоту:

KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4

Хлорная кислота HClO 4 – подвижная жидкость, очень взрывоопасная, самая сильная из всех известных кислот. Почти все ее соли хорошо растворимы в воде.

5) В ряду HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 сила кислот растет, а окислительная способность падает.

Хлор находит широкое применение в химической промышленности для получения хлористого водорода и соляной кислоты, синтеза хлорорганических веществ, обеззараживания питьевой воды, в текстильной промышленности для отбеливания тканей, в производстве ядохимикатов.

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3/2009

ЗАНЯТИЕ 29

10-й класс (первый год обучения)

Галогены и их важнейшие соединения

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названий.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства (на примере хлора).

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения (на примере хлора).

7. Хлороводород и хлориды.

8. Kислородсодержащие кислоты хлора и их соли.

Галогены («солероды») расположены в VIIа подгруппе периодической системы. K ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены относятся к р -элементам, имеют конфигурацию внешнего энергетического уровня ns 2 p 5 . Поскольку на внешнем уровне атомов галогенов находится 1 неспаренный р -электрон, характерная валентность равна I. Kроме фтора, у атомов всех галогенов в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, поэтому возможны валентности III, V и VII.

Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 0 (валентность I),

Cl*: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 1 (валентность III),

Cl**: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 2 (валентность V),

Cl***: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3 (валентность VII).

Галогены являются типичными неметаллами, проявляют окислительные свойства. Степень окисления галогенов в соединениях с металлами и водородом –1; во всех кислородсодержащих соединениях галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления +1, +3, +5, +7, например:

Вниз по подгруппе изменяется агрегатное состояние галогенов, уменьшается растворимость в воде, увеличивается радиус атома, уменьшаются электроотрицательность, неметаллические свойства и окислительная способность (фтор – самый сильный окислитель). Для соединений галогенов: от Cl – к I – увеличивается восстановительная способность галогенид-ионов. В ряду бескислородных и кислородсодержащих кислот происходит усиление кислотных свойств:

Название фтора произошло от греческого слова – разрушающий, поскольку плавиковая кислота, из которой пытались получить фтор, разъедает стекло. Хлор получил свое название благодаря окраске от греческого слова – желто-зеленый – цвет увядающей листвы. Бром назван по запаху жидкого брома от греческого слова – зловонный. Название йода произошло от греческого слова – фиолетовый – по цвету парообразного йода. Радиоактивный астат назван от греческого слова – неустойчивый.

По ф и з и ч е с к и м с в о й с т в а м фтор – трудносжижаемый газ светло-зеленого цвета, хлор – легко сжижающийся газ желто-зеленого цвета, бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета, йод – твердое кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском, легко подвергается возгонке (сублимации). Все галогены, кроме йода, обладают резким удушливым запахом, токсичны.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Все галогены проявляют высокую химическую активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Химические свойства галогенов рассмотрим на примере хлора:

(F 2 – со взрывом; Br 2 , I 2 – на свету и при повышенной температуре.)

Металлы (+):

2Na + Cl 2 = 2NaCl;

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3 .

Неметаллы (+/–):*

N 2 + Cl 2 реакция не идет.

Основные оксиды (–).

Kислотные оксиды (–).

Основания (+/–):

Kислоты (+/–):

2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 ,

HCl + Br 2 реакция не идет.

Соли (+/–):

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2 ,

KCl + Br 2 реакция не идет.

В п р и р о д е в свободном виде галогены не встречаются из-за высокой химической активности. Среди наиболее распространенных соединений хлора можно выделить каменную или поваренную соль (NaCl), сильвинит (KCl NaCl), карналлит (KCl MgCl 2). Большое количество хлоридов содержится в морской воде. Хлор входит в состав хлорофилла. Природный хлор состоит из двух изотопов 35 Cl и 37 Cl. Подчеркнем, что в случае хлора число нейтронов в атоме возможно рассчитать только для каждого изотопа в отдельности:

35 Cl, p = 17, e = 17, n = 35 – 17 = 18;

37 Cl, p = 17, e = 17, n = 37 – 17 = 20.

В п р о м ы ш л е н н о с т и хлор получают электролизом водного раствора или расплава хлорида:

Л а б о р а т о р н ы е м е т о д ы получения (действие концентрированной соляной кислоты на различные окислители):

MnO 2 + 4HCl (конц.) = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O,

2KMnO 4 + 16HCl (конц.) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2 O,

KClO 3 + 6HCl (конц.) = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O,

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl (конц.) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O,

Ca(ClO) 2 + 4HCl (конц.) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O.

Х л о р о в о д о р о д и х л о р и д ы

Хлороводород (HCl) – бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды растворяется 450 объемов хлороводорода). Молекула образована по типу ковалентной полярной связи. Водный раствор хлороводорода называется соляной кислотой. Kонцентрированная соляная кислота «дымит» на воздухе, максимальная концентрация хлороводорода в растворе составляет 35–36 %. Это сильная кислота, проявляющая все характерные свойства кислот:

HCl H + + Cl – ,

2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2 ,

HCl + Cu реакция не идет,

2HCl + CaO = CaCl 2 + H 2 O,

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O,

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2 .

Kачественной реакцией на соляную кислоту и ее соли (хлориды) является реакция с раствором нитрата серебра:

Ag + + Cl – -> AgCl,

AgNO 3 + NaCl -> AgCl + NaNO 3 .

Хлороводород можно получить:

Прямым синтезом из водорода и хлора (синтетический способ):

Действием концентрированной серной кислоты на твердые хлориды – сульфатный способ (аналогично можно получить HF, но нельзя получить HBr и HI):

NaCl (тв.) + H 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 .

С ростом степени окисления хлора сила кислот резко возрастает. Так, хлорноватистая кислота очень слабая (слабее угольной), а хлорная кислота – самая сильная из всех известных кислот.

K и с л о р о д с о д е р ж а щ и е к и с л о т ы х л о р а и и х с о л и

Kислотные оксиды	Cl 2 O	Cl 2 O 3	Cl 2 O 5	Cl 2 O 7
Kислоты	HClO Хлорноватистая	HClO 2 Хлористая	HClO 3 Хлорноватая	HClO 4 Хлорная
Графические формулы кислот	H–O–Cl	H–O–Cl=O
Названия и примеры солей	Гипохлорит натрия NaClO	Хлорит натрия NaClO 2	Хлорат натрия NaClO 3	Перхлорат натрия NaClO 4

Хлорноватистая кислота (HClO) – слабая, очень неустойчивая.

Соли этой кислоты (гипохлориты) являются очень сильными окислителями. Наибольшее применение находит смешанная соль соляной и хлорноватистой кислот – хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

Хлорноватая кислота (HClO 3) – существует только в разбавленных растворах. Сама кислота и ее соли (хлораты) являются сильными окислителями. Наиболее известной солью этой кислоты является хлорат калия (бертолетова соль).

5KClO 3 + 6P = 3P 2 O 5 + 5KCl,

KClO 3 + 3MnO 2 + 6KOH = KCl + 3K 2 MnO 4 + 3H 2 O,

4KClO 3 + 3K 2 S = 4KCl + 3K 2 SO 4 .

Многие соли кислородсодержащих кислот хлора термически неустойчивы, например:

2KClO 3 2KCl + 3O 2 ,

4KClO 3 3KClO 4 + KCl (без катализатора),

3KClO KClO 3 + 2KCl,

KClO 4 KCl + 2O 2 .

Тест по теме «Галогены и их важнейшие соединения»

1. Газ имеет плотность 3,485 г/л при давлении 1,2 атм и температуре 25 °С. Установите формулу газа.

а) Фтор; б) хлор;

в) бромоводород;

г) хлороводород.

2. Явление перехода вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое, называется:

а) конденсация; б) сублимация;

в) возгонка; г) перегонка.

3. Природный хлор представляет собой смесь изотопов с массовыми числами 35 и 37. Рассчитайте изотопный состав хлора, приняв его относительную атомную массу за 35,5.

а) 75 % и 25 %;

б) 24,4 % и 75,8 %;

в) 50 % и 50 %;

г) недостаточно данных для решения задачи.

4. Хлор можно получить, проводя электролиз:

а) расплава хлорида калия;

б) раствора хлорида калия;

в) расплава хлорида меди;

г) раствора хлорида меди.

5. Раствор фтороводорода в воде называют:

а) жавелевой водой;

б) плавиковой кислотой;

в) белильной известью;

г) фтороводородной кислотой.

6. Оксид хлора(V) является ангидридом следующей кислоты:

а) хлорноватистой; б) хлорноватой;

в) хлористой; г) хлорной.

7. При прокаливании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца в качестве катализатора образуются:

а) хлорид калия и кислород;

б) перхлорат калия и хлорид калия;

в) перхлорат калия и озон;

г) гипохлорит калия и хлор.

8. K подкисленному раствору, содержащему 0,543 г некоторой соли, в состав которой входят литий, хлор и кислород, добавили раствор йодида натрия до прекращения выделения йода. Масса выделившегося йода составила 4,57 г. Название исходной соли:

а) гипохлорит лития; б) хлорит лития;

в) хлорат лития; г) перхлорат лития.

9. В молекулах галогенов химическая связь:

а) ковалентная полярная;

б) ковалентная неполярная;

в) ионная;

г) донорно-акцепторная.

10. Хлор, в отличие от фтора , при определенных условиях может реагировать с:

а) водой; б) водородом;

в) медью; г) гидроксидом натрия.

Kлюч к тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
б	б, в	а	а, б, в, г	б, г	б	а	в	б	г

Задачи и упражнения на галогены и их соединения

Ц е п о ч к и п р е в р а щ е н и й

1. Хлорид калия -> хлор -> хлороводород -> хлорид кальция -> хлороводород -> хлор -> хлорат калия.

2. Хлор -> бертолетова соль -> хлорид калия -> соляная кислота + диоксид марганца + вода -> хлор -> хлорид меди(II) -> хлор.

3. Хлорид калия -> хлор -> хлорат калия -> хлорид калия -> калий.

4. Хлорид калия -> хлор -> хлороводород -> хлор -> гипохлорит калия.

5. Хлорид натрия -> хлороводород -> хлор -> бертолетова соль -> хлорид калия -> гидроксид калия -> гипохлорит калия.

6. Хлорат калия -> А -> В-> С -> А -> нитрат калия (вещества А, В, С содержат хлор, первые три превращения – окислительно-восстановительные реакции).

7. Оксид кальция -> гидроксид кальция -> белильная известь -> хлорид кальция -> кальций.

8. Бромид натрия -> хлорид натрия -> хлор -> хлорная известь -> карбонат кальция -> гидрокарбонат кальция -> углекислый газ.

9. Йодид натрия -> йод -> йодид калия -> йодид серебра.

10. Гипохлорит калия -> хлорат калия -> перхлорат калия -> хлорид калия.

У р о в е н ь А

1. Сосуд с 200 г хлорной воды выдержали на прямом солнечном свету и собрали выделившийся газ, объем которого при н.у. составил 0,18 л. Определите состав хлорной воды (массовую долю хлора).

Ответ. 0,57 %.

2. Газ, полученный прокаливанием 9,8 г бертолетовой соли, смешан с газом, полученным на аноде в результате полного электролиза расплава 22,2 г хлорида кальция. Полученную смесь газов пропустили через 400 г 2%-го горячего раствора гидроксида натрия. Определите состав полученного раствора.

Ответ . 2,38 % NaCl; 0,84 % NaClO 3 .

3. Рассчитать массу соли и объем газа (н.у.), образовавшихся при разложении 17 г соли, окрашивающей пламя горелки в желтый цвет и содержащей 27,06 % металла, 16,47 % азота и 56,47 % кислорода. Kакая масса бертолетовой соли потребуется для получения такого же количества газа?

Ответ . 13,8 г NaNO 2 ; 2,24 л O 2 ; 8,13 г KClO 3 .

4. Kакой объем хлора (н.у.) можно получить из 1 м 3 раствора (плотность 1,23 г/см 3), содержащего 20,7 % хлорида натрия и 4,3 % хлорида магния?

Ответ . 61,2 м 3 .

5. Газ, выделившийся на аноде при электролизе 200 г 20%-го раствора хлорида натрия, пропустили через 400 г 30%-го раствора бромида калия. K полученному раствору добавили избыток раствора нитрата серебра. Определите количественный состав выпавшего осадка.

Ответ . 59,4 г AgBr; 98,154 г AgCl.

У р о в е н ь Б

1. Через трубку с порошкообразной смесью хлорида и йодида натрия массой 3 г пропустили 1,3 л хлора при температуре 42 °С и давлении 101,3 кПа. Полученное в трубке вещество прокалили при 300 °С, при этом осталось 2 г вещества. Определите массовые доли солей в исходной смеси.

Ответ . 45,3 % NaCl; 54,6 % NaI.

2. Смесь йодида магния и йодида цинка обработали избытком бромной воды, полученный раствор выпарили. Масса сухого остатка оказалась в 1,445 раза меньше массы исходной смеси. Во сколько раз масса осадка, полученного после обработки такой же смеси избытком карбоната натрия, будет меньше массы исходной смеси?

Ответ. В 2,74 раза.

3. Для окисления 2,17 г сульфита щелочно-земельного металла добавили хлорную воду, содержащую 1,42 г хлора. K полученной смеси добавили избыток бромида калия, при этом выделилось 1,6 г брома. Определите состав осадка, содержащегося в смеси, и рассчитайте его массу..

(BaSO 4) = (BaSO 3) = 0,01 моль,

m(BaSO 4) = (BaSO 4) M (BaSO 4) = 0,01 233 = 2,33 г.

Ответ . 2,33 г BaSO 4 .

4. Через 800 г 10%-го водного раствора хлорида натрия пропустили ток. После окончания процесса электролиза соли весь выделившийся на аноде газ поглотили горячим раствором, получившимся в результате электролиза. Определите состав раствора, полученного после поглощения газа.

Ответ . В растворе 8,35 % NaCl и
3,03 % NaClO 3 .

5. Плотность смеси хлора с водородом при давлении 0,2 атм и температуре 27 °С равна 0,0894 г/л. Хлороводород, полученный при взрыве 100 л (н.у.) такой смеси, растворили в 500 г 10%-й соляной кислоты. Найдите массовую долю хлороводорода в полученном растворе.

Ответ . 17 %.

K а ч е с т в е н н ы е з а д а ч и

1. Назовите вещества А, В и С, если известно, что они вступают в реакции, описываемые приведенными ниже схемами; напишите полные уравнения реакций этих схем:

А + Н 2 -> В,

А + Н 2 О В + С,

А + Н 2 О + SО 2 -> В + … ,

С -> В + … .

Ответ . Вещества: А – Сl 2 ,
B – HCl; С – HClO.

2. Газ А под действием концентрированной серной кислоты превращается в простое вещество В, которое реагирует с сероводородной кислотой с образованием простого вещества С и раствора исходного вещества А. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – HBr; B – Br 2 ; С – S.

3. При пропускании хлора через раствор сильной кислоты А выделяется простое вещество В и раствор приобретает темную окраску. При дальнейшем пропускании хлора вещество В превращается в кислоту С и раствор обесцвечивается. Назовите вещества А, В и С, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – HI; B – I 2 , C – HIO 3 .

4. Приведите примеры реакций, в ходе которых происходит полное восстановление свободного брома: а) в кислом водном растворе; б) в щелочном водном растворе; в) в газовой фазе.

Ответ. Уравнения реакций:

5. Kакие вещества вступили в реакцию и при каких условиях, если в результате образовались следующие вещества (указаны все продукты без коэффициентов): а) хлорид бария и гидроксид калия; б) бромид кальция и бромоводород; в) хлорид калия и пентаоксид фосфора. Напишите полные уравнения реакций.

Ответ. Уравнения реакций:

а) Ba(ClO) 2 + 2KH = BaCl 2 + 2KOH;

б) CaH 2 + 2Br 2 = CaBr 2 + 2HBr;

в) 5KClO 3 + 6P 5KCl + 3P 2 O 5 .

6. Для дегазации необходимо 254 г хлорной извести. В лаборатории имеются: кальций, диоксид марганца, натрий, цинк, хлорид натрия, серная кислота, вода, фосфор, сера, сульфат бария. Kакие реагенты и в каком количестве потребуются? Напишите полные уравнения реакций.

Ответ. 142 г Ca; 830,7 г NaCl; 308,85 г MnO 2 ;
1391,6 г H 2 SO 4 .

Уравнения реакций:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ,

NaCl (тв.) + H 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,

MnO 2 + 4HCl = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O,

2Cl 2 + 2Ca(OH) 2 Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O.

7. K водному раствору йодида калия по каплям приливают свежеприготовленную хлорную воду. Объясните, почему вначале появляющаяся окраска раствора затем исчезает. Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.

Ответ. Уравнения реакций:

2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2 ,

I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl.

* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.

Продолжение следует

При повышении ст .ок . хлора устойчивость кислот тоже растет .

Рост стабильности объясняется:

а) упрочнением связей в анионах за счет уменьшения числа НЭП у хлора,

б) увеличением отношения числа π-перекрываний к количеству σ-связей от 0/1 в ClO − до 3/4 в ClO − 4 . Сравните графические формулы кислот:

H – O - Cl , H - O - Cl = O, H – O – Cl = O Н – O – Cl = О

в) от НСlO к HClO 4 растет симметрия аниона (как за счет увеличения

числа атомов кислорода, так и в результате снижения поляризующего действия

водорода из-за ослабления его связи с анионом).

г) снижается угол атаки атома 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 природа галогена. 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 кислотному типу в меньшей степени 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 + HNO 3 → INO 3 + H 2 O .

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, KClO 3 (бертолетова соль) окисляет йодид-ионы лишь в кислой среде, а KClO - и в нейтральной.

2.8.1. Хлорноватистая кислота HCl +1 O H–O–Cl (гипохлориты)

Физические свойства. Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение.

Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO

Химические свойства.

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

1) Разлагается, выделяя атомарный кислород

HClO – на свету → HCl + O HClO – об. усл. → H 2 O + Cl 2 O НClO --- t → НCl + НClO 3

2) Со щелочами дает соли - гипохлориты

HClO + KOH → KClO + H 2 O СаОСl 2 – белильная известь (хлорка)

СаОСl 2 + СО 2 + H 2 O → СаСО 3 + СаСl 2 + HClO (HCl + O)

3)с сильным восстановителем НI

2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 O

2.8.2. Хлористая кислота HCl +3 O 2 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 H 2 SO 4:

2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2СlO 2 + 2H 2 O

2ClO 2 + H 2 O 2 → 2HClO 2 + O 2

Химические свойства

HClO 2 - слабая кислота и сильный окислитель.

1)HClO 2 + KOH → KClO 2 + H 2 O

KClO 2 + КI + H 2 SO 4 → I 2 +KCl + K 2 SO 4 + H 2 O

2) Неустойчива, при хранении разлагается

4HClO 2 → HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O

5HClO 2 ---t→ 3HClO 3 + Cl 2 + H 2 O

2.8.3. Хлорноватая кислота HCl +5 O 3 (хлораты)

Физические свойства: Устойчива только в водных растворах.

Получение: Ba (ClO 3) 2 + H 2 SO 4 → 2HClO 3 + BaSO 4 ↓

Химические свойства

HClO 3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты –

хлораты:

6P + 5HClO 3 → 3P 2 O 5 + 5HCl HClO 3 + KOH → KClO 3 + H 2 O

- KClO 3 - Бертоллетова соль ; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH: 3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO 3 – без кат → KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 кат → 2KCl + 3O 2

2.8.4. Хлорная кислота HCl +7 O 4 (перхлораты)

Физические свойства: Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.

Получение: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4

Химические свойства:

HClO 4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель;

соли хлорной кислоты - перхлораты .

1) HClO 4 + KOH → KClO 4 + H 2 O

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO 4 – t° → 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O KClO 4 – t° → KCl + 2O 2

Бромистый водород HBr (БРОМИДЫ)

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

Получение

1) 2NaBr + H 3 PO 4 – t ° → Na 2 HPO 4 + 2HBr 2) PBr 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 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 → MgBr 2 + H 2

3) с оксидами металлов:

CaO + 2HBr → CaBr 2 + H 2 O

4) с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr → NaBr + H 2 O Fe(OH) 3 + 3HBr → FeBr 3 + 3H 2 O NH 3 + HBr → NH 4 Br

5) с солями

MgCO 3 + 2HBr → MgBr 2 + H 2 O + CO 2

Качественая реакция: AgNO 3 + HBr → AgBr↓ + HNO 3

Образование нерастворимого в кислотах желтого осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.

6) восстановительные свойства:

2HBr + H 2 SO 4 (конц.) → Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 → 2HCl + Br 2

Из кислородных кислот брома известны

Слабая бромноватистая HBr +1 O и

Сильная бромноватая HBr +5 O 3 .

Иодистый водород (йодиды)

Физические свойства: Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде,

t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

Получение:

1) I 2 + H 2 S → S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O → 2H 3 PO 3 + 6HI

Химические свойства

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI ↔ H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 → BaI 2 + 2H 2 O

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

2) HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl 2 → 2HCl + I 2

8HI + H 2 SO 4 (конц.) → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

5HI + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5HIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO4 + 9H 2 O

3) Качественая реакция: Образование нерастворимого в кислотах темно-желтый осадка йодида серебра, служит для обнаружения аниона йода в растворе.

NaI + AgNO 3 → AgI↓ + NaNO 3 HI + AgNO 3 → AgI↓ + HNO 3

3.0.1. Кислородные кислоты йода (йодаты)

а) Йодноватая кислота HI +5 O 3

Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде.

Получают: 3I 2 + 10HNO 3 → 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O

HIO 3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель.

б) Йодная кислота H 5 I +7 O 6

Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде,

t°пл.= 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.