Хлорноватистая кислота HCl+1O
H–O–Cl
Физические свойства
Существует только в виде разбавленных водных растворов.
Получение
Получают растворением хлора в воде: Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
Химические свойства
HClO - слабая кислота и сильный окислитель:
· Разлагается, выделяя атомарный кислород:
HClO –на свету→HCl + O↑;
· Со щелочами образует соли – гипохлориты:
HClO + KOH → KClO + H2O;
· HClO - сильный окислитель:
2HI + HClO → I2 + HCl + H2O
Хлористая кислота HCl+3O2
H–O–Cl=O
Физические свойства: существует только в водных растворах.
Получение
Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4: 2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + 2CO2↑ + 2СlO2↑ + 2H2O;
2ClO2 + H2O2 → 2HClO2 + O2↑
Химические свойства
HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты – хлориты получают взаимодействием кислоты со щелочью:
HClO2 + KOH → KClO2 + H2O
Кислота диспропорционирует согласно уравнению:
4HClO2 → HCl + HClO3 + 2ClO2↑ + H2O
Хлорноватая кислота HCl+5O3
|
Физические свойства:
Устойчива только в водных растворах.
Получение
Получают действием на соли хлористой кислоты серной кислотой:
Ba(ClO3)2 + H2SO4 → 2HClO3 + BaSO4↓
Химические свойства
HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты: 6P + 5HClO3 → 3P2O5 + 5HCl;
HClO3 + KOH → KClO3 + H2O
KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40ºC) раствор KOH:
3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается: 4KClO3 –без кат→ KCl + 3KClO4; 2KClO3 –MnO2 кат→ 2KCl + 3O2↑
Хлорная кислота HCl+7O4
|
Физические свойства:
Бесцветная жидкость, t°кип. = 25ºC, t°пл.= -101ºC.
Получение
Взаимодействием перхлоратов щелочных металлов с серной кислотой:
KClO4 + H2SO4 → KHSO4 + HClO4
Химические свойства
HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты - перхлораты.
Хлорная кислота:
· Реагирует со щелочами: HClO4 + KOH → KClO4 + H2O;
· При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO4 –t°→ 4ClO2↑ + 3O2↑ + 2H2O;
KClO4 –t°→ KCl + 2O2↑
БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
Физические свойства
Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; ρ= 3,14 г/см3; t°пл. = -8ºC; t°кип. = 58ºC.
Получение
Окислением ионов Br - сильными окислителями:
MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O; Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2
Химические свойства
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.
Бром реагирует:
· с металлами: 2Al + 3Br2 → 2AlBr3;
· с неметаллами: H2 + Br2 ↔ 2HBr; 2P + 5Br2 → 2PBr5;
· с водой и щелочами: Br2 + H2O ↔ HBr + HВrO;
Br2 + 2KOH → KBr + KBrO + H2O;
· с сильными восстановителями: Br2 + 2HI → I2 + 2HBr;
Br2 + H2S → S + 2HBr
Бромистый водород HBr
Физические свойства
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; tкип. = - 67°С; tпл. = -87°С.
Получение
· действием на бромиды раствором ортофосфорной кислоты:
2NaBr + H3PO4 –tºC → Na2HPO4 + 2HBr↑;
· Гидролизом бромида фосфора: PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr↑
Химические свойства
Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:
· С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:
Mg + 2HBr → MgBr2 + H2↑;
· с оксидами металлов: CaO + 2HBr → CaBr2 + H2O;
· с основаниями и аммиаком: NaOH + HBr → NaBr + H2O;
Fe(OH)3 + 3HBr → FeBr3 + 3H2O; NH3 + HBr → NH4Br;
· 5) с солями: MgCO3 + 2HBr → MgBr2 + H2O + CO2↑;
AgNO3 + HBr → AgBr↓ + HNO3
Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе.
· HBr - сильный восстановитель:
2HBr + H2SO4(конц.) → Br2 + SO2↑ + 2H2O;
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.
ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г.
Физические свойства
Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском. ρ= 4,9 г/см3; tпл.= 114ºC; tкип.= 185ºC. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4).
Получение
Окислением ионов I- сильными окислителями:
Cl2 + 2KI → 2KCl + I2;
2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O
Химические свойства
Иод взаимодействует:
· c металлами: 2Al + 3I2 → 2AlI3 ;
· c водородом: H2 + I2 ↔ 2HI;
· с сильными восстановителями: I2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HI;
I2 + H2S → S + 2HI;
· со щелочами: 3I2 + 6NaOH → 5NaI + NaIO3 + 3H2O
Йодистый водород
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, tкип. = - 35°С; tпл. = - 51°С.
Получение
Получают взаимодействием:
· иода с сероводородной кислотой:
I2 + H2S → S + 2HI;
· фосфора с иодом: 2P + 3I2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HI↑
Химические свойства
Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:
HI → H+ + I -;
Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)
· HI - очень сильный восстановитель:
2HI + Cl2 → 2HCl + I2;
8HI + H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4H2O;
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 → 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O;
· Идентификация анионов I- в растворе производят с помощью реакций:
NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3;
HI + AgNO3 → AgI↓ + HNO3
Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.