Галогены: Часть 2

Видео

Конспект

Итак, перейдём к рассмотрению соединений галогенов с водородом.

Общая формула этих соединений — $HHal$, где $Hal$ — фтор, хлор, бром или иод. Прежде всего, обсудим физические свойства. Галогеноводороды при стандартных условиях — газообразные вещества. Водные растворы этих соединений, благодаря их полярности, хорошо растворяются в воде, образуя растворы с кислотными свойствами. Таким образом, водные растворы галогеноводородов являются кислотами. Слабой кислотой является лишь раствор фтороводорода в воде – плавиковая кислота ($HF$), остальные — сильные кислоты. В ряду от раствора хлороводорода ($HCl$) в воде – соляной кислоты – к раствору иодоводорода – иодоводородной кислоте ($HI$) – сила кислот возрастает. Иодоводородная кислота ($HI$) — одна из самых сильных минеральных кислот.

Плавиковая кислота ($HF$) обладает особыми свойствами, например, взаимодействует со стеклом или оксидом кремния (IV), который входит в состав стекла. Реакция с оксидом кремния (IV) может быть записана следующим образом: $

SiO_2 + 4HF\ (газ) \rightarrow SiF_4\uparrow + 2H_2O.

$ Образуется тетрафторид кремния ($SiF_4$) — газ, который улетучивается. В водных растворах и при избытке $HF$ также возможно образование сильной гексафторокремниевой кислоты $H_2[SiF_6]$: $

SiO_2 + 6HF \rightarrow H_2[SiF_6] + 2H_2O.

$

Раствор $HF$ в воде называется плавиковой кислотой. $HCl$ — соляная кислота, $HBr$ — бромоводородная кислота, $HI$ — иодоводородная кислота. Все галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде.

Далее рассмотрим реакции гидролиза, например, гидролиз трихлорида фосфора ($PCl_3$): $$

PCl_3 + 3H_2O \rightarrow H_3PO_3 + 3HCl,

$$ в результате которого образуется фосфористая кислота ($H_3PO_3$) и хлороводород ($HCl$). При взаимодействии с щелочью образуются соответствующие соли. Следует помнить, что фосфористая кислота — двухосновная, поэтому даже при избытке щелочи образуется средняя соль состава $Na_2HPO_3$: $$

H_3PO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2HPO_3 + 2H_2O

$$ $$

PCl_3 + 5NaOH \rightarrow Na_2HPO_3 + 3NaCl + 2H_2O

$$

Сходная реакция происходит при гидролизе пентахлорида фосфора ($PCl_5$): $$

PCl_5 + 4H_2O \rightarrow H_3PO_4 + 5HCl

$$ Образуется ортофосфорная кислота ($H_3PO_4$) и хлороводород ($HCl$). С щелочью: $$

PCl_5 + 8KOH \rightarrow K_3PO_4 + 5KCl + 4H_2O

$$ образуется ортофосфат калия ($K_3PO_4$), хлорид калия ($KCl$) и вода. В этих реакциях степень окисления фосфора не меняется, что характерно для классического гидролиза.

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты хлора, брома и иода. Хлор образует наибольшее количество кислородсодержащих кислот, их названия необходимо знать.

$HClO$ — хлорноватистая кислота (соли — гипохлориты).

$HClO_2$ — хлористая кислота (соли — хлориты).

$HClO_3$ — хлорноватая кислота (соли — хлораты).

$HClO_4$ — хлорная кислота (соли — перхлораты).

Бром образует:

$HBrO$ — бромноватистая кислота (соли — гипобромиты).

$HBrO_3$ — бромноватая кислота (соли — броматы).

$HBrO_4$ — бромная кислота (соли — перброматы).

Иод образует:

$HIO$ – иодноватистая кислота (очень неустойчивая) (соли – гипоиодиты)

$HIO_3$ — иодноватая кислота (очень устойчивая) (соли — иодаты).

$H_5IO_6$ (можно представить, как $HIO_4 \cdot 2H_2O$) — ортоиодная кислота. Увеличение координационного числа с 4 до 6 объясняется большим размером атома иода, позволяющим разместить большее число атомов кислорода вокруг атома иода. Важно отметить, что иодная кислота ($H_5IO_6$) в водном растворе при реакции со щелочами ведет себя как трёхосновная кислота, в концентрированных щелочах образуются соли, содержащие анион $H_2IO_6^{3-}$ анионы.

Среди этих соединений наибольший интерес представляют соединения хлора. Наиболее распространённым является гипохлорит натрия ($NaClO$), который используется для обеззараживания воды в бассейнах и водоёмах, предотвращая развитие микроорганизмов и цветение воды.

Гипохлорит натрия $NaClO$ проявляет свойства сильного окислителя. Например, при взаимодействии с сульфитом натрия: $

NaClO + Na_2SO_3 \rightarrow Na_2SO_4 + NaCl.

$

Хлор в гипохлорите натрия переходит из степени окисления +1 в -1 (выступает в качестве окислителя), а сера в сульфите натрия ($Na_2SO_3$) переходит из степени окисления +4 в +6 (выступая в реакции в качестве восстановителя). Стехиометрическое соотношение реагентов в данной реакции 1:1.

Теперь перейдем к рассмотрению другой соли — хлората калия $KClO_3$, известного как бертолетова соль. Это соединение при нагревании разлагается. При нагревании без катализатора происходит диспропорционирование хлора: $

4KClO_3 \xrightarrow{t^{\circ}C} KCl + 3KClO_4.

$ Если же использовать катализатор, такой как $MnO_2$, при нагревании, то продукты разложения — хлорид калия и кислород: $

2KClO_3 \xrightarrow{t^{\circ}C} 2KCl + 3O_2.

$ Перхлорат калия при более высокой температуре также разлагается на $KCl$ и $O_2$. Однако в учебных заданиях подчеркивается различие: без катализатора при умеренном нагревании преобладает диспропорционирование, а с катализатором выделяется кислород и хлорид калия. Хлорат калия является сильным окислителем и часто применяется в твердом виде.

Примером окислительной способности хлората калия служит реакция с фосфором: $

6P + 10KClO_3 \rightarrow 3P_2O_5 + 10KCl.

$ Реакция не протекает спонтанно при смешивании красного фосфора и хлората калия из-за высокой энергии активации. Для инициирования требуется внешнее воздействие: нагревание, поджигание или даже удар молотком, создающий трение. Реакция протекает чрезвычайно интенсивно. Аналогичная реакция наблюдается с серой, как в процессе зажигания спичек: $

2KClO_3 + 3S \rightarrow 2KCl + 3SO_2.

$ Еще один пример окислительной способности хлората калия — сплавление хлората калия с оксидом хрома(III) в присутствии твердого $NaOH$ при нагревании: $

4KClO_3 + 2Cr_2O_3 + 8NaOH \rightarrow 2Na_2CrO_4 + 4KCl + 2NaCl + 6H_2O.

$ Эти реакции демонстрируют, что даже относительно слабый восстановитель, такой как $Cr_2O_3$, может быть окислен хлоратом калия при сплавлении, что широко используется для получения соединений с повышенными степенями окисления.

Хотя галогены в целом являются сильными окислителями, иод $I_2$ проявляет также восстановительные свойства. Ни один другой галоген не подвергается окислению в аналогичных условиях. Пример — реакция иода с концентрированной азотной кислотой: $

2I_2 + 10HNO_3 \rightarrow 4HIO_3 + 10NO_2 + 2H_2O.

$

Другая реакция — с 30%-ным пероксидом водорода: $

I_2 + 5H_2O_2 \rightarrow 2HIO_3 + 4H_2O.

$ Продукт — иодноватая кислота $HIO_3$, наиболее устойчивое соединение иода в таких условиях. Эти реакции четко иллюстрируют восстановительную способность иода и заслуживают особого внимания в изучении.