Смекни!
smekni.com

Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия» (для студентов инженерно технологического факультета) (стр. 23 из 24)

Гal2 + H2OHГal + HГalO

5) Гal взаимодействует с растворами щёлочей, продукты зависят от температуры

Cl2 +NaOH → NaCl + NaClO + H2O

t >70ºC

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 2H2O

с I2 один продукт, NaIO3, а NaIO – не образуется.

I2 + NaOHNaI + NaIO3 + H2O

В ряду Cl2 – Br2 – I2 – металлические свойства усиливаются, что связано с увеличением размера атома. Поэтому I2 реагируя с концентрированной HNO3, образует катион I+, или присутствует в кислотном остатке в виде IO3-.

I2 + AgNO3 → AgI + INO3

I2 + HNO3 конц.→ HIO3 + NO2 + H2O

IСlO4 – перхлорат йода, йод в катионной форме неустойчив

Водные растворы HГаl – кислоты, сила кислот ↓ увеличивается.

  1. Способы получения галогеноводородов и их свойства

HF H2 + F2 – не получается из-за высокой Q

1)СaF2 + H2SO4 CaSO4↓ + 2HF

t летуча

2)KHF2 KF + HF

HCl 1) H2 + Cl2 → 2HCl

2) NaClк + H2SO4 конц. NaHSO4 + HCl

3) BCl3 + H2O → H3BO3 + HCl↑

Протекает ОВР

NaBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + Na2SO4 + H2O

NaI + H2SO4 → I2 + S + Na2SO4 + H2O

(H2S)

Поэтому HBr и HI получают гидролизом галогенидов фосфора.

PBr5 + 4H2O → H3PO4 + 5HBr-

PBr3 + H2O → HBr↑+ H3PO3-

PI3 + 3H2O → H3PO3 + 3HI

Безводный HF неэлектролит, а в жидком HF возможны процессы ионизации.

2HF → H+ + HF2-

3HF → HF2- + H2F+

Жидкий HF образует целые цепочки, состоящие из молекул HF- (6,8) (HF)4, (HF)6, (HF)8, только при t = 3500ºС возможен разрыв связи H – F.

Вследствие наличия сильной водородной связи даже в парах молекулы HF ассоциированы. HF может смешиваться с Н2О в неограниченном количестве, образуя слабую плавиковую кислоту, при этом между молекулами HF и Н2О также возникают водородные связи.

HF хранят в сосудах из платины или полиэтилена. В стеклянном сосуде хранить нельзя т. к. в стекле есть SiO2, а плавиковая кислота разрушает стекло.

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O – реакция травления стекла

SiF4 + 2HF = H2[SiF6]

Для HF характерны обычные свойства кислот

Zn + 2HF = ZnF2 +H2

3HF + Al(OH)3 = AlF3 +3H2O

HF + KOH = KHF2 + H2O

NH3 +2HF = NH4HF2

Фториды – в основном нерастворимые соединения. Как и другие бинарные соединения они бывают:

Основные - галогениды металлов.

Амфотерные - с амфотерными элементами.

Кислотные - с неметаллами.

2KF +SiF4 K2[SiF6]

3NaF + AlF3 Na3[AlF6] 2KF + BeF2K2[BeF4]

O K O K

3SiF4 + 2AlF3 → Al2[SiF6]3

K O

2KI + HgI 2→ K2[HgI4] KBr + AlBr3 → K[AlBr4]

К О

Для элементов 2-го периода К.ч. = 4

3-го периода К.ч. = 6

Основные фториды гидролизуются, только растворимые в воде:

2NaF + H2ONaHF2 + NaOH

Кислотные гидролизуются с образованием 2-х кислот:

Свойства НCl, НBr, НI

Водные растворы – сильные кислоты, галогениды – сильные восстановители:

t

2HCl- + O2 ↔ 2H2O-2 + Cl20процесс Дикона

при t < 6000С окислитель - кислород, при высоких – хлор, поэтому процесс может протекать в прямом и обратном направлениях.

HI- + O2 HI+5O3 +H2O

Восстановительные свойства НГаl проявляются в реакциях с кислотами:

HBr + H2SO4 к. → Br2 + S +H2O

HI I2 (H2S)

HBr + H2SO4 разб. Br2 + SO2 +H2O

I2

Для всех этих кислот характерны реакции с Ме, с основными оксидами, с основаниями и некоторыми солями. НCl при взаимодействии с сильными окислителями окисляется до свободного хлора.

PbO2 + 4HClPbCl2 + Cl2 + H2O

Гидролиз галогенидов

Основной галогенид – с образованием сильного электролита:

MgCl2 + HOHMgOHCl + HCl

2KF + HOH → KHF2 + KOH

Кислотный галогенид - с образованием 2-х кислот

PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl

4. Кислородсодержащие соединения галогенов

Галогены непосредственно с кислородом не взаимодействуют. Это обусловлено небольшой энергией связи Г-О и невозможностью использовать высокие температуры для осуществления реакций окисления, т.к. для них ∆S0 <0, оксиды получают косвенным путём.

При 25ºС сравнительно стабильны следующие кислородные соединения:

+1 +4 +6 +7

Cl2O ClO2 Cl2O6 Cl2O7

в соединениях с О2 хлор проявляет степени окисления (с. о.):

с. о. +1 +3 +4 +5 +6 +7

оксид Cl2O ClO2

Cl2O4 Cl2O6 Cl2O7

кислота HClO HClO2 HClO2 HClO3 HClO3 HClO4

HClO3 HClO4

Если сопоставить свойства кислот со структурой молекул, то можно отметить следующее: с ростом степени окисления хлора уменьшается число несвязывающих электронных пар и происходит постепенное достраивание кислородного окружения хлора до тетраэдрического.

Увеличение силы кислот HClO – HСlO4 обусловлено тем, что с ростом числа кислородных атомов электронные облака всё больше стянуты к центральному атому и связь Н – О становится всё более полярной.

Окислительные свойства уменьшаются, у оксо-анионов

ClO-, ClO2-, ClO3-, ClO4- - увеличивается прочность связи кислорода с хлором.

Оксикислоты хлора

Возрастание силы кислот связано с увеличением количества кислорода, который оттягивает на себя электронную плотность и прочность связи Н – О ослабевает.

Возрастание устойчивости связано с увеличением степени окисления хлора и большим количеством электронов, принимающих участие в образовании связи. Во всех соединениях Cl – в sp3 гибридизации.

Самая высокая окислительная способность у хлорноватистой кислоты, за счет атомарного кислорода.

HСlO = HCl + O

Реакции разложения HClO

1. HClOHСl + O

2. 2HCl+1OHCl- + HCl+3O2

3. 2HClOCl2O + H2O

Cl2 + H2O → HCl + HClO

ClF + H2O → HClO + HF

Cl2 +KOHхол → KCl + KClO + H2O