Кисневі кислоти йоду
ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА
Галогени(від грец. Halos - сіль та geneimo - народжую) - елементи головної підгрупи VII групи періодичної системи: фтор, хлор, бром, йод, астат.
Таблиця. Електронна будова та деякі властивості атомів та молекул галогенів
1) Загальна електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня - ns2 np5.
2) Зі зростанням порядкового номера елементів збільшуються радіуси атомів, зменшується електронегативність, слабшають неметалеві властивості (збільшуються металеві властивості); галогени - сильні окисники, окисна здатність елементів зменшується зі збільшенням атомної маси.
3) Молекули галогенів складаються із двох атомів.
4) Зі збільшенням атомної маси забарвлення стає темнішим, зростають температури плавлення та кипіння, а також щільність.
5) Сила галогеноводородних кислот зростає із збільшенням атомної маси.
6) Галогени можуть утворювати з'єднання один з одним (наприклад, BrCl)
ФТОР І ЙОГО СПОЛУЧЕННЯ
Фтор F2- відкрив А. Муассан у 1886 р.
Фізичні властивості
Газ зеленувато-жовтого кольору; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.
Електроліз розплаву гідрофториду калію KHF2:
Хімічні властивості
F2 - найсильніший окислювач із усіх речовин:
Фтороводород
Фізичні властивості
Безбарвний газ, добре розчинний у водіt° пл. = - 83,5 ° C; t° кіп. = 19,5 ° C;
Хімічні властивості
1) Розчин HF у воді – слабка кислота (плавикова):
Солі плавикової кислоти - фториди
2) Плавікова кислота розчиняє скло:
SiF4 + 2HF ® H2[SiF6] гексафторкремнієва кислота
ХЛОР І ЙОГО СПОЛУКИ
Хлор Cl2- відкрито К. Шееле в 1774 р.
Фізичні властивості
Газ жовто-зеленого кольору, t°пл. = -101 ° C, t ° кип. = -34 °С.
Окислення іонів Cl - сильними окислювачами або електричним струмом:
електроліз розчину NaCl (промисловий спосіб):
Хімічні властивості
Хлор – сильний окислювач.
1) Реакції з металами:
2) Реакції з неметалами:
3) Реакція з водою:
4) Реакції з лугами:
Cl2 + 2KOH – 5 °C ® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH – 40 °C ® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
5) Витіснює бром та йод з галогеноводородних кислот та їх солей.
З'єднання хлору Хлористий водень
Фізичні властивості
Безбарвний газ з різким запахом, отруйний, важчий за повітря, добре розчинний у воді (1: 400). t°пл. = -114 ° C, t ° кип. = -85 °С.
1) Синтетичний метод (промисловий):
2) Гідросульфатний спосіб (лабораторний):
Хімічні властивості
1) Розчин HCl у воді – соляна кислота – сильна кислота:
2) Реагує з металами, що стоять у ряді напруг до водню:
3) з оксидами металів:
4) з основами та аміаком:
HCl + KOH ® KCl + H2O
Утворення білого осаду хлориду срібла, нерозчинного в мінеральних кислотах використовується як якісна реакція для виявлення аніонів Cl - в розчині.
Хлориди металів - солі соляної кислоти, їх одержують взаємодією металів з хлором або реакціями соляної кислоти з металами, їх оксидами та гідроксидами; шляхом обміну з деякими солями
Більшість хлоридів розчиняються у воді (за винятком хлоридів срібла, свинцю та одновалентної ртуті).
Кисневмісні кислоти хлору
Хлорноватакислота HCl +1 O
H–O–Cl
Фізичні властивості
Існує лише у вигляді розбавлених водних розчинів.
Хімічні властивості
HClO - слабка кислота та сильний окислювач:
1) Розкладається, виділяючи атомарний кисень
HClO – на світлі ® HCl + O
2) З лугами дає солі – гіпохлорити
HClO + KOH ® KClO + H2O
Хлориста кислота HCl +3 O2
Фізичні властивості
Існує лише у водних розчинах.
Утворюється при взаємодії пероксиду водню з оксидом хлору (IV), який одержують із бертолетової солі та щавлевої кислоти в середовищі H2SO4:
Хімічні властивості
HClO2 - слабка кислота та сильний окислювач; солі хлористої кислоти - хлорити:
2) Нестійка, при зберіганні розкладається
Хлорнувата кислота HCl +5 O3
Фізичні властивості
Стійка лише у водних розчинах.
Хімічні властивості
HClO3 - Сильна кислота та сильний окислювач; солі хлорнуватої кислоти - хлорати:
KClO3 - Бертолетова сіль; її отримують при пропусканні хлору через підігрітий (40°C) розчин KOH:
Бертолетову сіль використовують як окислювач; при нагріванні вона розкладається:
4KClO3 – без кат ® KCl + 3KClO4
2KClO3 – MnO 2 кат ® 2KCl + 3O2
Хлорна кислота HCl +7 O4
Фізичні властивості
Безбарвна рідина, t ° кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.
Хімічні властивості
HClO4 - дуже сильна кислота та дуже сильний окислювач; солі хлорної кислоти – перхлорати.
2) При нагріванні хлорна кислота та її солі розкладаються:
БРІМ І ЙОГО З'ЄДНАННЯ
Бром Br2- відкрито Ж. Баларом в 1826 р.
Фізичні властивості
Бура рідина з важкими отруйними парами; має неприємний запах; r= 3,14 г/см 3 ; t°пл. = -8 ° C; t ° кип. = 58°C.
Окислення іонів Br - сильними окислювачами:
Хімічні властивості
У вільному стані бром – сильний окислювач; а його водний розчин - "бромна вода" (що містить 3,58% брому) зазвичай використовується як слабкий окислювач.
1) Реагує з металами:
2) Реагує з неметалами:
3) Реагує з водою та лугами:
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O
4) Реагує із сильними відновниками:
Бромистий водень HBr
Фізичні властивості
Безбарвний газ, добре розчинний у воді; t ° кип. = -67 ° С; t°пл. = -87 °С.
Хімічні властивості
Водний розчин бромистого водню - бромистоводнева кислота ще сильніша, ніж соляна. Вона входить у самі реакції, як і HCl:
2) З металами, що стоять у ряді напруги до водню:
3) з оксидами металів:
4) з основами та аміаком:
NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Солі бромистоводневої кислоти називаються бромідами. Остання реакція - утворення жовтого, нерозчинного в кислотах осаду срібла броміду служить для виявлення аніону Br - в розчині.
6) HBr – сильний відновник:
З кисневих кислот брому відомі слабка бромновата HBr +1 O і сильна бромновата HBr +5 O3.
ЙОД І ЙОГО СПОЛУЧЕННЯ
Йод I2- відкрито Б. Куртуа в 1811 р.
Фізичні властивості
Кристалічна речовина темно-фіолетового кольору із металевим блиском. r= 4,9 г/см 3 ; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Добре розчинний в органічних розчинниках (спирті, CCl4).