Главная страница Случайная страница
Разделы сайта
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
Свойства гидроксидов элементов главной подгруппы VII группы
|
|
| Степень окисления | Формула | Название | Агрегатное состояние, цвет | Кд, сила кислоты | Название солей |
| +1 | HClO | Хлорноватистая кислота | Существует только в растворе | 3, 4× 10–8, слабая кислота | Гипохлориты |
| HBrO | Бромноватистая кислота | Существует только в растворе | 2× 10–9, слабая кислота | Гипобромиты | |
| HIO | Иодноватистая кислота | Существует только в растворе | 1× 10–11, слабый амфотерный электролит | Гипоиодиты | |
| +3 | НClO2 | Хлористая | Существует только в растворе | 1, 1× 10–2, кислота ср. силы | Хлориты |
| +5 | НClO3 | Хлорноватая кислота | Существует только в растворе | Сильная кислота | Хлораты |
| HBrO3 | Бромноватая кислота | Существует только в растворе | Сильная кислота | Броматы | |
| HIO3 | Иодноватая кислота | Бесцветные кристаллы | 0, 2, кислота ср. силы | Иодаты | |
| +7 | HClO4 | Хлорная кислота | Подвижная жидкость | Сильная кислота | Перхлораты |
| HBrO4 | Бромная кислота | Существует только в растворе | Сильная кислота | Перброматы | |
| H5IO6 | Иодная кислота | Бесцветные кристаллы | КдI = 5× 10–4, КдII = 2× 10–7, КдIII = 10–15, слабая кислота | Периодаты |
Все гидроксиды хорошо растворимы в воде. HClO4, HIO3, H5IO6 известны в свободном виде, остальные гидроксиды в свободном виде нестойки, существуют лишь в разбавленных водных растворах или не получены.
Способы получения. HClO, HBrO получают по реакциям:
KClO + CO2 + H2O → KHCO3 + HClO; Cl2 + H2O ⇄ HClO + HCl.
HClO – очень слабая кислота, слабее угольной, весьма нестойкая.
HIO: HgO + 2I2 + H2O → 2HIO + HgI2.
HHalO3 получают:
1) действием сильных кислот на соли:
Ba(HalO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HHalO3 (Hal = Cl, Br);
NaIO3 + H2SO4 
NaHSO4 + HIO3;
2) окислением галогенов сильными окислителями:
Hal2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HHalO3 + 10HCl (Hal = Br, I);
3I2 + 10HNO3(конц.) → 6HIO3 + 10NO + 2H2O.
HClO4, H5IO6 – разложением перхлоратов и периодатов серной кислотой:
KClO4 + H2SO4(конц.) → KHSO4 + HClO4;
Ba5(IO6)2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
Химические свойства. HIO – слабый амфотерный электролит с преобладанием основных свойств, остальные гидроксиды – кислородсодержащие кислоты. H5IO6 – пятиосновная кислота, образующая средние и кислые соли. Кислотные свойства одноосновных кислот усиливаются с увеличением степени окисления галогена и уменьшением его порядкового номера (при одинаковой степени окисления).
Кислородсодержащие кислоты галогенов неустойчивы. HHalO, HClO2, HHalO3 (кроме HIO3) существуют только в разбавленных растворах. HClO4, HIO3, H5IO6 легко разлагаются при нагревании. В зависимости от условий возможны различные типы разложения:
HClO(р-р) 
HCl + O (этим объясняется отбеливающее действие хлора);
2HClO → Cl2O + H2O (в присутствии водоотнимающего вещества);
3HHalO HHalO3 + 2HHal (Hal = Cl, Br, I);
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O; 4HBrO3 → 2Br2 + 5O2 + 2H2O;
2HIO3 I2O5 + H2O; 4HClO4 4ClO2 + 3O2 + 2H2O.
Гидроксиды галогенов – сильные окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением степени окисления и порядкового номера галогена (при одинаковой степени окисления):
5HClO + I2 + H2O → 2HIO3 + 5HCl;
HClO3 + 5HCl → 3Cl2 + 3H2O;
2HBrO3 + 4SO2 + 3H2O → 4H2SO4 + Br2O;
HIO3 + 5HI → 3I2 + 3H2O.
Для HHalO, HClO2, HClO4 характерны также реакции диспропорционирования.
|
|