Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач - [53]

Наиболее слабой кислотой является хлорноватистая кислота HClO2 – хлористая к-та (хлориты)

Хлорная кислота (HClO4) является самой сильной из всех известных кислот.

Окислительная способность изменяется в обратном направлении. Поэтому HСlO является сильным окислителем и широко используется в легкой и текстильной промышленности при отбеливании различных материалов

HClO– → HCl + "O", "2"O" = O2

HClO → Cl2+1O + H2O

HClO → HCl-1 +HClO3

Устойчивость кислот уменьшается снизу вверх.

HBrO3 → Br2 + H2O + O2|

HJ+5O3

Устойчивость кислородосодержащих соединений со степенью окисления +5 возрастает от Cl к J. Однако, окислительная способность и относительная сила кислот изменяется в обратном направлении. В практике находит большое значение кислородосодержащие кислоты галогенов со степенью окисления +5, который используется в качестве исходных продуктов для получения окислителей и химически активных соединений.

Способы получения:

Ba(ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HClO3

Ba(OH )2 + Cl2 → Ba(OCl2) + Ba(Cl3)2

Br02 + Cl02 +H2O → HBr+5O3 + HCl-1

J2 – HNO3 → HJOконц3. + NO↑ + H2O

Важное значение в практике приобрела хлорная кислота, которую получают двумя способами:

1) действие минеральных кислот на соответствующие соли хлорной кислоты (перхлораты)

2) путем электролиза хлоратов

а) Cl₂⁺¹O

KСlO4 + H2SO4 → NСlO4 – KHSO4

конц.

HClO4 отгоняется с помощью водяного пара

[KCl+5O3 → KCL+7O4 + KCl-1]

Хлорная кислота является самой сильной из всех известных кислот. Насыщенные растворы являются сильнейшими окислителями. (Водные ее растворы – слабые окислители).

В присутствии HClO4 все остальные известные кислоты ведут себя как основания.

ЛЕКЦИЯ 24 Оксидогалогены

HCl <==> Cl2O↓ + H2O

Оксид Cl представляет собой темный газ, обладающий парамагнитными свойствами, являющийся сильным окислителем, а

также для получения гипохлоритов.

б) Cl+2O2

Темно-бурый газ, сильный окислитель, полученный при разложении хлорноватой кислоты (см. выше). При взаимодействии с водой:

ClO2 + H2O → HClO3 + HCl

ClO2 + KOH → KСlO3 + KСlO2

в) Cl2+4O4

Представляет собой светло-желтую жидкость, (открыта в

1970 г.), окислитель, неустойчивое соединение

г) Cl+6O3

Cl2O6 представляет собой красно-бурую жидкость, распадается по следующему уравнению:

Cl+62O6 + 2KOH → KCl+5O3 + KCl+7O4 + H2O

Обладает сильными окислительными свойствами.

д) Cl2+7O7

Маслянистая жидкость, полученная при действии фосфорного ангидрида на хлорную кислоту

6HClO4 + P2O5 → 3Cl2O7 + 2H3PO4

Представляет собой неустойчивое химическое соединение. Среди других, устойчивых оксидов галогенов известны J2O5 –

кристаллическое вещество, полученное в результате термического разложения

HJO3 → J2O5 – H2O

Применение галогенов (самостоятельно).

ЛЕКЦИЯ 25 Галогены

Расположение в периодической системе Д.И. Менделеева

Электронное строение.

Фтор 9F 1s22s22p5

Хлор      17Cl 1s22s22p63s23p5

Бром 35Br 1s22s22p63s23p5

Иод      53J 1s22s22p63p64s23d104p65s24d105p5

-I, +I, +3, -5, +7 -I, +I, +3, -5, +7 -I, +I, +3, -5, +7

Нахождение в природе и получение

Фтор: CaF2, Na3 (AlF6)

Хлор: NaCl, NaCl·KCl, KCl·MgCl2·6H2O

Бром: AgBr, в морской воде Иод: Ca(JO3) 2, в морской воде

F2: электролиз расплавов

A(+) 2F– – 2e → F2

Cl2: электролиз растворов, расплавов

Br2: 2Br-+Cl2=Br2+2Cl-

J2: 2J-+Cl2=J2+2Cl-

Основные физические свойства

Температура кипения,

°С

Фтор: газ

– 187

Хлор: газ

– 34

Бром: жидкость

58

Иод: крист.      184,5

Химические свойства и важнейшие соединения

Молекулы Г2 – окислители

В ряду F Cl Br J окислительная способность Г2 убывает, а восстановительная способность ионов F– увеличивается.

Свойства водородных соединений галогенов в растворе

α в 0,1 м р-ре, %

HF

9,0

слабая к-та

HCl

92,6

HBr

93,5

сильные к-ты

HJ

95,0

Для HF:

…F-H…F-H…F-H…

ЕсвязиН…F=34 кдж/моль

ионы – Г – – восстановители Пример: убывание окислительной активности Г2

F2+H2=2HГ; G0 = – 270 кдж/моль

(в темноте, на холоде, со взрывом)

Cl2+H2=2HCl; G0 = – 95,2 кдж/моль

(с горением)

Br2+H2=2HBr; G0 =-53,5 кдж/моль

(при нагревании)

J2+H2=2HJ; G0 = +1,3 кдж/моль

(при сильном нагревании)

Пример: увеличение восстановительной активности ионов Г-

2KBr– + 2H+62SO4 = Br02 + SO+42 + K2SO4 + 2H2O 8KJ– + 5H2SO+64 =4J0 2 + H2S-2 + 4K2SO4 – 4H2O S+6 + 2e– → S+4

S+6 + 8e– → S-2

ЛЕКЦИЯ 26 Элементы VII – В

Общая характеристика

К этой группе относятся d-элементы (Мп, Т, Re)

Основные степени окисления Мп +2, +4, +6, +7 встречаются

(+3, +5, 0)

Для Тс и Re +7 Координационное число

Мп (4, 6), Тс, Re (2, 4, 6, 7, 9)

Мп

Тс

Re

4123d5

5124d5

6125d5

Ч, нм

0.130

0.136

0.137

J, эв

7.44

7.28

7.88

Содержание, %

310-2

–

8 10-9

Т пл., °С

1245

2200

3190

Для Мп известно в природе несколько минералов.

МпО2 (пиролюзит) Мп3О4 (гаусманит) Мп2О3 (браунит)

Re –рассеянный элемент, встречается в рудах, сопутствующий Мо

Получение Мп при электролизе МпSO4 или проводят восстановление Мп из его оксидов углеродом, алюминием или кремнием.

МпО2 + Si – Мп + SiO2

Обычно процесс восстановления Мп из его руд происходит совместно с оксидом Fe. В этом случае происходит образование смеси Fe с Мп, которое получает название ферромарганец (Ф).

Ф является важнейшим продуктом в металлургической промышленности и используется как для получения Мп, так и для получения легируемых сплавов.