Неорганическая химия

 Главная   Общая  Неорганическая  Органическая  Физическая  Поиск реакции 

ГАЛОГЕНЫ

Общая характеристика

К галогенам (солеобразующим) относятся элементы главной подгруппы 7 группы периодической системы: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I) и астат (At). Все галогены являются электронными аналогами с общей формулой внешнего электронного уровня ns2np5, где n - главное квантовое число внешнего электронного уровня - соответствует номеру периода, в котором находится галоген. Для всех галогенов характерна степень окисления -1. Для фтора она является единственной - других степеней окисления у него неизвестно. Для остальных галогенов известны положительные степени окисления от +1 до +7, причем наиболее характерны нечетные степени окисления. Электроотрицательность галогенов уменьшается от фтора к иоду, а радиус атома соответственно увеличивается.

В природе встречаются следующие стабильные изотопы галогенов: фтора - 19F, хлора - 5Cl и 37Cl, брома - 79Br и 81Br, иода - 127I.

     Галогены в природе находятся только в виде соединений, причем в состав этих соединений галогены входят (за редчайшим исключением) только в степени окисления -1. Практическое значение имеют минералы фтора: CaF2 - плавиковый шпат, Na2AlF6 - криолит, Ca5F(PO4)3 - фторапатит и минералы хлора: NaCl - каменная соль (это же вещество - главный компонент, обуславливающий соленость морской воды), KСl - сильвин, MgCl2*KCl*6H2O - карналлит, KCl*NaCl - сильвинит. Бром в виде солей содержится в морской воде, в воде некоторых озер и в подземных рассолах. Соединения иода содержатся в морской воде, накапливаются в некоторых водрослях. Существуют незначительные залежи солей иода - KIO3 и KIO4 - В Чили и Боливии.

Массовые доли галогенов в земной коре составляют: фтора – 6,25*10-4, хлора – 1,7*10-4, брома – 1,6*10-6, иода - 4*10-7. Общая масса астата на земном шаре по оценкам не превышает 30 г.

Простые вещества

     Все галогены образуют по одному простому веществу с молекулой состава Г2, где Г = F, Cl, Br, I. Межъядерное расстояние в молекулах галогенов возрастает от брома к иоду.

Физические свойства.

Фтор - бледно-зеленый газ, температура плавления -219оС, кипения -188оС, в воде растворен быть не может, так как интенсивно с ней взаимодействует.

Хлор - желто-зеленый газ, температура плавления -101оС, кипения -34оС, легко сжижается при 20оС и давлении 6 атм (0,6 Мпа), растворимость в воде при 20оС - 2,5 л в 1 л воды. Раствор хлора в воде практически бесцветен и называется хлорной водой.

Бром - красно-бурая жидкость, температура плавления -70оС, кипения +59оС, растворимость в воде при 20оС равна 0,02 г в 100 г воды. Раствор брома в воде - бромная вода - бурого цвета.

Иод - черно-фиолетовые с металлическим блеском кристаллы, плавятся при +113,6оС, температура кипения жидкого иода +185,5оС. Кристаллический иод легко возгоняется (сублимируется) - переходит из твердого в газообразное состояние. Растворимость в воде при 20оС равна 0,02 г в 100 г воды. Образующийся раствор светло-желтого цвета называется иодной водой. Значительно лучше, чем в воде, иод и бром растворяются в органических растворителях: четыреххлористом углероде, хлороформе, бензоле.

Все галогены обладают резким запахом, вдыхание их вызывает сильнейшее раздражение дыхательных путей и тяжелые отравления.

Химические свойства

В свободном состоянии все галогены проявляют очень высокую химическую активность и являются сильными окислителями. Окислительные свойства галогенов уменьшаются от фтора к иоду, в связи с этим более активный галоген (стоящий выше в группе) способен окислять ион Г- менее активного в его соединении с металлом или водородом, например:

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2

Наоборот, менее активный галоген способен вытеснять (восстанавливать) более активный галоген (окислитель) из его кислородсодержащих соединений, например:

Br2 + 2KClO3 = 2KBrO3 + Cl2
I2 + 2HClO4 = 2HIO4 + Cl2

Фтор: реагирует непосредственно практически со всеми веществами, образованными элементами периодической истемы, за исключением легких инертных газов, при этом элемент, с которым взаимодействует фтор, дает, как правило, высшую степень окисления, например:

S + 3F2 = SF6 - горение серы в атмосфере фтора.

С водородом:

H2 + F2 = 2HF - со взрывом при контакте газов

С золотом и платиной при нагревании:

2Au + 3F2 = 2AuF3        Pt + 2F2 = PtF4

Железо, медь, никель, алюминий, цинк при комнатной температуре со фтором не взаимодействуют из-за образования на их поверхности непроницаемой для фтора пленки фторида (пассивация).

Фтор реагирует со сложными веществами:

а) водой - энергично разлагает ее:

F2 + 2H2O = 4HF + O2

при этом в небольших количествах образуется OF2 и О3.

б) органическими веществами:

CH4+ 2F2 = C + 4HF - горение метана в атмосфере фтора.

Активность фтора настолько велика, что при нагревении (300-500оС) он реагирует с тяжелыми благородными газами (криптоном, ксеноном и радоном), например:

Xe + 2F2 = XeF4

Хлор: непосредственно взаимодействует с теми же простыми веществами, что и фтор, за исключением кислорода, азоота, углерода и инертныхгазов.

а) Водород горит в атмосфере хлора, смеси водорода и хлора взрываются при поджигании или интенсивном освещении:

H2 + Cl2 = 2HCl

б) Расплавленная сера взаимодействует с газообразным хлором при 130оС:

2S + Cl2 = S2Cl2 - в небольших количествах образуется и SСl2.

в) С фосфором:

2P + 3Cl2 = 2PCl3, а в случае избытка хлора:
2P + 5Cl2 = 2PCl5

г) С кремнием при 3000С:

Si + 2Cl2 = SiCl4

д) Хлор реагирует с металлами, при этом металлы сгорают в атмосфере хлора, например натрий:

2Na + Cl2 = 2NaCl

железо, хром:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

C чистым золотом хлор реагирует спокойно:

2Au + 3Cl2 = 2AuCl3

Хлор реагирует со сложными веществами:

е) С водой: в темноте обратимо:

Cl2 + H2O = HCl + HOCl

на солнечном свету хлорноватая кислота (HOCl) разлагается:

HOCl = HCl + [O]

суммарно процессы, протекающие при выдерживании хлорной воды на солнечном свету можно выразить уравнением:

2Cl2 + 2H2O = 4HCl + O2

ж) С водными растворами щелочей:

2KOH + Cl2 = KСl + KClO +H2O - с холодным раствором (t<30оС)
6KOH + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3H2O - с горячим раствором (t>70оС)

з) Окисляет некоторые соли, например:

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
Na2SO3 + Cl2 + H2O = Na2SO4 + 2HСl

и) Присоединяется по кратным связям к молекулам непредельных углеводородов:

CH2=CH2 + Cl2 = CH2Cl-CH2Cl

и замещает атомы водорода в молекулах предельных и ароматических углеводородов:

CH4 + Cl2 = CH3Cl + HСl

При поджигании в атмосфере хлора некоторые органические вещества сгорают, например скипидар горит коптящим пламeнем:

C10H16 + 8Cl2 = 16HCl + 10C

Особенности химических свойств брома и иода.

По химической активности бром сходен с хлором, у иода активность значительно меньше. При бромировании железа при 2000С образуется бромид железа (3):

2Fe + 3Br2 = 2FeBr3

а при взаимодействии железа с иодом (температура 300оС) получается только иодид железа (2):

Fe + I2 = FeI2 (FeI3 неизвестен)

При взаимодействии иода с фосфором образуется только PI3:

2P + 3I2 = 2PI3

Получение галогенов

Фтор - может быть получен только путем электролиза. В настоящее время используют электролиз расплава смеси KF и HF в никелевом электролизере (катод) с графитовым анодом. Электролизер снабжен пористой диафрагмой для предотвращения смешивания фтора и водорода. Полученный фтор хранят в никелевых баллонах.

Хлор - в промышленности получают при электролизе водных растворов хлоридов натрия или калия:

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2

Полученный хлор осушают концентрированной серной кислотой, сжижают под давлением и хранят в стальных баллонах.

В лаборатории для получения хлора используют окисление соляной кислоты различными окислителями, например:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + 2H2O + Cl2 - при нагревании

В качестве окислителей используются также K2Cr2O2, Сa(OСl)2, KMnO4, PbO2.

Бром и иод - получают в промышленности вытеснением их газообразным хлором из подземных рассолов (бром):

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2

или из золы морских водорослей и попутных буровых вод (иод):

2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2

В лаборатории бром и иод получают по реакции:

2NaBr + 2H2SO4 + MnO2 = Na2SO4 + MnSO4 + Br2 - при нагревании.

Астат - получен искусственно по ядерной реакции:

20783Bi + 42He = 21085At + 10n

Применение.

Фтор используют для получения фторосодержащих пластмасс (тефлон), теплоносителей для холодильных машин (фреоны).

Хлор применяют:

а) в производстве соляной кислоты

б) при получении хлорной извести

в) в производстве солей - гипохлоритов, хлоратов, перхлоратов

г) для дезинфекции воды

д) в производстве растворителей - дихлорэтана, четыреххлористого углерода

е) выделения некоторых металлов из руд (например золота)

Бром служит для получения бромида серебра (фотография), некоторых других бромидов и органических красителей.

Иод используют в медицине (раствор иода в этиловом спирте), в химическом анализе и для очистки редких металлов (“иодидное рафинирование”).

ГАЛОГЕНВОДОРОДЫ

Общая характеристика

Связь в молекулах галогеноводородов Н-Г ковалентная полярная, длина связи в ряду HF-HCl-HBr-HI возрастает, а прочность связи уменьшается. В связи с этим термическая устойчивость галогеноводородов уменьшается от фтора к иоду. Водородные связи наиболее сильные между молекулами HF, это приводит к заметной ассоциации молекул фтороводорода, например, при комнатной температуре, в основном, существует димер H2F2.

Физические свойства.

При обычных условиях (100 кПа, 22оС) все галогеноводороды бесцветные газы с резким запахом, ядовиты или обладают удушающим действием. Растворимость галогеноводородов в воде высока - при 0оС в одном объеме воды растворяется: 500 объемов HCl, 600 объемов HBr, 475 объемов HI. Растворимость HF в воде неограничена. Водный раствор HF называют плавиковой кислотой, HСl - соляной.

Химические свойства.

В водных растворах галогеноводороды диссоциируют как кислоты:

НГ = Н+ + Г-

Сила галогеноводородных кислот в ряду HF-HCl-HBr-HI возрастает, HF - слабая кислота, HCl и другие - сильные.

Фтороводород - способен реагировать с SiO2:

4HF + SiO2 (газ) = SiF4 (газ) + 2H2O
6HF (водн. р-р.)+ SiO2 = H2SiF6 (кремнийфтороводородная кислота)+ 2H2O

Вследствие димеризации фтороводород способен образовывать кислые соли, например при недостатке щелочи

KOH + 2HF = KHF2 + H2O

Хлороводород - из-за ограниченной растворимости HСl в воде при обычных условиях, массовая доля HCl в водном растворе не может превышать 0,37. Такой раствор называют концентрированной соляной кислотой. Соляная кислота проявляет свойства сильных кислот-неокислителей:

а) взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

б) с основными оксидами и амфотерными оксидами:

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
ZnO + 2HCl = ZnCl2+ H2O

в) с оснонованиями:

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

г) с солями - вытесняет более слабые кислоты:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2+ H2O

д) с аммиаком образует соли аммония:

NH3 + HCl = NH4Cl

е) сильными окислителями хлорид-оин может быть окислен до свободного хлора:

16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O

Бромоводород и иодоводород проявляют свойства, аналогичные хлороводороду, однако окисляются значительно легче, чем HСl, например, концентрированной серной кислотой:

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O
6HI + H2SO4 = 3I2 + S + 4H2O

Иодоводород проявляет настолько сильные восстановительные свойства, что восстанавливает Fe3+ до Fe2+:

2FeCl3 + 2HI = 2FeCl2 + I2 + 2HCl

и горит при поджигании в кислороде:

4HI + O2 = 2I2 + 2H2O
Получение галогеноводородов.

Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат:

CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF - при нагревании

Хлороводород в промышленности получают:

а) синтезом из простых веществ:

H2 + Cl2 = 2HCl

б) в реакциях хлорирования органических соединений:

RH + Cl2 = RCl + HCl

В лаборатории HCl получают действием концентрированной серной кислоты на NaCl или KСl:

NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl - при нагревании.

Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr3 и PI3:

PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr
PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI

иодоводород получают также пропусканием сероводорода в водную суспензию иода:

I2 + H2S = S + 2HI

Применение галогеноводородов и их солей.

Водный раствор HF (плавиковую кислоту) используют для травления стекла, очистки литья от материала литниковой формы (песка), получения солей - фторидов.

Соляная кислота применяется при травлении металлов, для получения хлоридов, безводный хлороводород используется в органических синтезах.

Бромоводород используют для получения бромидов, иодоводород - в качестве восстановителя.

Практическое применение имеют соли галогеноводородных кислот:

NaCl - в пищевой промышленности, сырье для химической промышленности, консервант

KСl - удобрение

ZnCl2 - в качестве флюса при пайке металлов

CaCl2 (безводный) - в качестве осушителя

AlCl3- катализатор в органических синтезах

HgCl2 - “сулема” - сильный яд

AgCl и AgBr - в фотографии

Аналитические реакции на иод и ионы галогенов.

Свободный иод дает интенсивное синее окрашивание с крахмалом.

F-: с CaCl2 образует белый осадок CaF2.

Cl-: при действии нитрата серебра дает белый творожистый осадок AgCl, который на свету постепенно темнеет.

Br-: с нитратом серебра образует светло-желтый осадок AgBr.

I-: при действии нитрата серебрa выпадает желтый осадок AgI.

Все перечисленные осадки плохо растворимы в азотной кислоте.

КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ

Фтор.

OF2 - фторид кислорода - светло-желтый газ, образуется при пропускании газообразного фтора в водный раствор NaOH с массовой долей 0,02:

2NaOH + 2F2 = 2NaF + OF2 + H2O
OF2 - единственное соединение, в котором кислород имеет степень окисления +2.Фторид кислорода - сильнейший окислитель:

2H2 + OF2 = 2HF + H2O

В атмосфере OF2 горит стекло:

SiO2 + OF2 = SiF4+ 2O2

При непосредственном взаимодействии кислорода и фтора в электрическом разряде при низких температурах образуются O2F2, O3F2, O4F4 - очень нестойкие соединения.

Хлор.

Хлор образует соединения с кислородом, в которых степень окисления хлора равна +1, +3, +4, +5, +6, +7.

Степень окисления +1. Известны: оксид Cl2O, хлорноватистая кислота HOCl и ее соли - гипохлориты.Cl2O - буровато-желтый газ с запахом, напоминающим запах хлора, ядовит. Получают оксид хлора (1) по реакции:

HgO + 2Cl2 = HgCl2 + Cl2O

Хорошо растворяется в воде с образованием хлорноватистой кислоты:

Cl2O + H2O = 2HOCl

Хлорноватистая кислота образуется также в хлорной воде в результате обратимой реакции:

Cl2 + H2O = HCl + HOCl

HOCl - слабая одноосновная кислота, существует только в водных растворах, легко разлагается:

а) под действием света, при этом образуется атомарный кислород:

HOCl = HCl + [O]

б) в присутствии водоотнимающих веществ, например P2O5:

2HOCl = H2O + Cl2O

в) при нагревании:

3HOCl = 2HCl + HClO3

Хлорноватистая кислота - сильнейший окислитель, например, в водных растворах окисляет серу и фосфор:

S + 3HOCl + H2O = H2SO4 + 3HCl
2P + 5HOCl + 3H2O = 2H3PO4 + 5HCl

Соли HOCl - гипохлориты образуются при пропускании газообразного хлора в холодный (t<30oC) раствор щелочи:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

При взаимодействии хлора с увлажненным гидроксидом кальция образуется хлорная (белильная) известь - смесь CaCl2 и Ca(OCl)2, формулу которой часто записывают в виде CaOCl2:

Ca(OH)2 + Cl2 = CaOCl2 + H2O

На воздухе хлорная известь медленно разлагается:

CaOCl2 + CO2 + H2O = CaCl2 + CaCO3 + 2HOCl

Дезинфицирующее и отбеливающее действие хлорной извести обусловлено окислительными свойствами образующейся HOCl.

Степень окисления +3. Известна хлористая кислота HClO2 и ее соли - хлориты.

HClO2 - слабая кислота, существует только в растворе, легко разлагается:

4HClO2 = HCl + HClO3 + ClO2 + H2O

Хлористая кислота и ее соли - окислители, например:

4NaI + NaClO2 + 2H2SO4 = 2I2 + 3Na2SO4 + NaCl + H2O

HClO2 получают из солей:

NaClO2 + H2SO4 = NaHSO4 + HClO2

а соли - при взаимодействии ClO2 со щелочами:

2ClO2 + 2NaOH = NaClO2 + NaClO3 + H2O

Степень окисления +4. Известен оксид ClO2 - бурый газ с резким запахом, ядовит, образуется при восстановлении хлоратов:

2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = NaHSO4 + 2ClO2

ClO2 взрывчат, при взрыве разлагается на простые вещества:

2ClO2 = Cl2 + 2O2

при взаимодействии с водой образует две кислоты - хлористую и хлорноватую:

2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO2

Степень окисления +5. Известна хлорноватая кислота HClO3 и ее соли - хлораты.

HClO2 - сильная кислота, в свободном состоянии разлагается:
3HClO3 = 2ClO2 + HClO4 + H2O

Водные растворы хлорноватой кислоты устойчивы. HClO3 проявляет свойства кислоты-окислителя, ее смеси с соляной кислотой растворяют золото:

2Au + HClO2 + 7HCl = 2HAuCl4 + 3H2O

Хлорноватая кислота может быть получена при действии серной кислоты на хлораты:

KClO3 + H2SO4 = KHSO4 + HClO3

Хлораты разлагаются при нагревании, например:

2KClO3 = 2KCl + 3O2 - при быстром нагревании или в присутствии катализатора (MnO2) или:
4KClO3 = KCl + 3KClO4 - при осторожном нагревании в отсутствии катализатора.

Хлораты образуются при пропускании хлора в горячий раствор щелочи, например:

6KOH + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Образующийся хлорат калия выделяют, охлаждая раствор - его растворимостьуменьшается при понижении температуры значительно сильнее, чем растворимость KСl.KClO3 - “бертоллетова соль” - применяется в пиротехнике и спичечной промышленности.

Степень окисления +6. Единственное соединение - оксид Cl2O6 (ClO3) - вязкая темно-коричневая жидкость, образуется при окислении ClO2 озоном:

2ClO2 + 2O3 = Cl2O6 + 2O2

С водой оксид хлора (6) образует две кислоты:

Cl2O6 + H2O = HClO3 + HClO4

а со щелочами - соли двух кислот:

Cl2O6+ 2KOH = KClO3 + KClO4 + H2O

Степень окисления +7. Существует оксид Cl2O7, хлорная кислотa HClO4 и ее соли - перхлораты.

Хлорная кислота - бесцветная, сильно дымящая на воздухе жидкость, может самопроизвольно взрываться при хранении или нагревании до 90oС. Водные растворы HClO4 устойчивы. Хлорная кислота - самая сильная из известных кислот. При обезвоживании HClO4 действием P2O5 при слабом нагревании образуется Cl2O7 - хлорный ангидрид:

2HClO4 + P2O5 = 2HPO3 + Cl2O7

При взаимодействии хлорного ангидрида с водой снова получается хлорная кислота:

Cl2O7 + 2H2O = 2HClO4

Хлорная кислота может быть вытеснена из ее солей нагреванием с серной кислотой:

KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4
Ba(ClO4)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO4

Соли хлорной кислоты - перхлораты - бесцветные кристаллические вещества, устойчивы до 300-6000С, при более высоких температурах разлагаются с выделением О2:

KClO4 = KCl + 2O2

Перхлораты калия, рубидия и цезия малорастворимы в воде. Перхлорат аммония взрывается при ударе или трении, т.к. содержит способный к окислению катион аммония.Получают перхлораты электролизом водных растворов хлоратов:

KClO3 + H2O = H2(катод) + KClO4(анод)

или осторожным нагреванием хлоратов без катализаторов.

Перхлораты калия и аммония применяются в качестве компонентов пиротехнических смесей и окислителей в твердотопливных реактивных двигателях.

В ряду кислородных кислот хлора наблюдается следующая закономерность:

повышение устойчивости, увеличение кислотности
------------------------------------------------------------------->
HOCl           HСlO2           HClO3           HClO4
<-------------------------------------------------------------------
усиление окислительных свойств

Бром.

Наиболее устойчивы кислородные соединения брома в степенях окисления +1 и +5.

Степень окисления +1: бромноватистая кислота HOBr и ее соли - гипобромиты. Сама кислота известна только в водных растворах, образуется при растворении брома в воде:

Br2 + H2O = HВr + HOBr

Бромноватистая кислота и ее соли - сильные окислители, например:

2Fe(OH)3 + 3NaOBr + 4NaOH = 2Na2FeO4 + 3NaBr +2H2O

Степень окисления +5. Бромноватая кислота HBrO3 и ее соли - броматы.

Бромноватая кислота образуется при термическом разложении бромноватистой кислоты:

3HOBr = 2HBr + HBrO3

или при действии хлора на бромную воду:

Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl

Соли HBrO3 - броматы - образуются при взаимодействии брома со слабонагретым раствором щелочи:

6KOH + 3Br2 = 5KBr + KBrO3 + 3H2O

Бромноватая кислота по свойствам очень похожа на хлорноватую кислоту.


Иод.

Кислородные соединения иод образует в степенях окисления +1, +3, +5, +7.

Степень окисления +1. Иодноватистая кислота HOI образуется при взаимодействии иода в водой:

I2 + H2O = HI + HOI

HOI - амфотерное соединение, для которого основные свойства преобладают над кислотными:

I+ + OH- = HOI = H+ + OI-

Соли иодноватистой кислоты - гипоиодиты - при нагревании разлагаются:

3KOI = 2KI + KIO3

Степень окисления +3. В этой степени окисления иод ведет себя как металл, образуя соли иода (3), например, фосфат IPO4, перхлорат I(ClO4)3, ацетат I(CH3COO)3. Водой соли иода (3) разлагаются:

5IPO4 + 9H2O = I2 + 5H3PO4 + 3HIO2

Степень окисления +5. Иодноватая кислота HIO3 и ее соли - иодаты. HIO3 - бесцветные, хорошо растворимые в воде кристаллы, при нагревании разлагаются:

2HIO3 = H2O + I2O5

Оксид иода (5) проявляет окислительные свойства:

I2O5 + 5CO = I2 + 5CO2

- эта реакция применяется для определения СО в воздухе.

Иодноватую кислоту можно получить окислением иода концентрированной HNO3:

3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O

или окислением водного раствора иода хлором (аналогично бромноватой кислоте).

Степень окисления +7. Иодная кислота HIO4 и ее соли - периодаты.

Иодную кислоту можно получить действием хлорной кислоты на иод:

2I2+ 2HClO4 = 2HIO4 + Cl2

или электролизом раствора HIO3:

HIO3 + H2O = H2(катод) + HIO4(анод)

Из раствора иодная кислота кристаллизуется в виде ортоиодной кислоты H5IO6 - пятиосновной кислоты - известны соли, например Ag5IO6, Ba5(IO6)2 и др. Также существуют мезоидная кислота H3IO5 и метаиодная HIO4. Соли иодной кислоты - периодаты - могут быть получены окислением иодатов сильными окислителями, например хлором, в щелочной среде:

NaIO3 + Cl2 + 2NaOH = NaIO4 + 2NaCl + H2O

Межгалогенные соединения.

При непосредственном взаимодействии галогенов друг с другом образуются межгалогенные соединения: фториды, например ClF, ClF3, BrF, BrF3, IF, IF5, IF7, хлориды BrCl, ICl, ICl3, бромид IBr. Эти соединения очень реакционноспособны и неустойчивы. Они являются сильнейшими окислителями, например в атмосфере ClF3 горят стекло, оксиды алюминия, магния, кальция:

2Al2O3 + 4ClF3 = 4AlF3 + 3O2 + 2Cl2


    © Короленко М.В., 2009-2016                      *7723*23*109*

          Индекс цитирования          Эта страница помогла? Покажите ее друзьям!