41451

ОКСИГЕНОВМІСНІ СПОЛУКИ ГАЛОГЕНІВ

Реферат

Химия и фармакология

Оксигеновмiсні сполуки хлору їх особливості.Оксигеновмiсні сполуки хлору їх особливості. Непрямим способом добуто ряд сполук Хлору з Оксигеном але всі вони нестійкі. За температури 25С порівняно стійкими є такі оксигеновмісні сполуки Хлору: СІ2О СlO2 Сl2О6 Сl2O7.

Украинкский

2013-10-24

837 KB

21 чел.

ОКСИГЕНОВМІСНІ СПОЛУКИ ГАЛОГЕНІВ

1.Оксигеновмiсні сполуки хлору їх особливості. 

2.Бром. Йод. Властивості брому та йоду.

1.Оксигеновмiсні сполуки хлору їх особливості.

Хлор безпосередньо з киснем не взаємодіє, що зумовлено невеликою енергією зв'язку СІ—О і неможливістю використати високі температури для здійснення такої реакції, оскільки для неї ΔS < 0.

Непрямим способом добуто ряд сполук Хлору з Оксигеном, але всі вони нестійкі. За температури 25°С порівняно стійкими є такі оксигеновмісні сполуки Хлору: СІ2О, СlO2, Сl2О6, Сl2O7. З оксигеновмісних сполук Хлору найстійкішими є солі оксигеновмісних кислот, найменш стійкими—оксиди і кислоти.

Оксид хлору(І) СІ2О можна добути за реакцією

Сl2О темно-жовтий дуже вибухонебезпечний газ з різким запахом, температура плавлення його становить -116 °С, температура кипіння -2°С; отруйний, за кімнатної температури повільно розкладається на O2 та Cl2. Молекула СІ2О полярна, має кутову форму, < СlOСl дорівнює 111°, довжина зв'язку ОСІ становить 0,170 нм, μ = 0,3•1029 Клм. Під час розчинення СІ2О у воді утворюється кислота НСlO, яка називається гіпохлоритною.

Гіпохлоритну кислоту можна добути гідролізом хлору:

Гідроліз хлору є реакцією самоокиснення-самовідновлення. Гіпохлоритна кислота НСlO — дуже слабка, слабкіша за Н2СО3(К=5•10-8) і надзвичайно нестійка.

Розбавлений розчин її поступово розкладається, в цьому разі відбуваються перетворення, які можна розділити на три типи:

1) реакція внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення:

2) реакція розкладу:

3) реакція самоокиснення-самовідновлення:

Кожному типу перетворень відповідають певні умови, змінюючи які, можна провести реакцію практично цілком у якому-небудь одному напрямку. Під дією світла відбувається реакція згідно з рівнянням (І), за наявності зневоднювальних сполук реакція (2), у разі нагрівання реакція (3).

Тому під час пропускання хлору в холодний і гарячий розчини гідроксиду калію реакції відбуваються за різними рівняннями:

тобто в гарячому розчині КОН замість гіпохлориту калію КСlO утворюється хлорат КСІО3.

 Гіпохлоритна кислотасильний окисник. Завдяки утворенню НСlO під час взаємодії хлору з водою виявляються вибілювальні властивості хлору (сухий хлор не вибілює).

 Вибілювальні властивості суміші розчинів солей гіпохлоритної НСlO і хлоридної НСl кислот, що носить назву «жавелевої води», зумовлюються розкладанням гіпохлориту калію під дією оксиду карбону(ІV), що міститься у повітрі:

Внаслідок взаємодії хлору з гідроксидом кальцію утворюється хлорне, або білильне, вапно змішана сіль хлоридної і гіпохлоритної кислот:

Хлорне вапно це білий порошок з різким запахом, має сильні окисню-вальні властивості.

Його використовують для вибілювання тканин, паперу, для дезінфекції. Під дією оксиду карбону(ІV) у вологому повітрі хлорне вапно розкладається з виділенням гіпохлоритної кислоти НСlO, яка і вибілює рослинні волокна:

Оксид хлору(ІV) СІО2 добувають за реакцією

Ця реакція є реакцією самоокиснення-самовідновлення; вона доводить, що кислота НСlO3 сполука нестійка.

Солі хлоратної кислоти НСlO3 називаються хлоратами. Майже всі хлорати добре розчиняються у воді, отруйні. Найширше застосовується хлорат калію (бертолетова сіль) КСІО3.

Окиснювальні властивості хлоратів у розчині, на відміну від НСlO3, виявляються слабко.

Хлорат калію під час нагрівання за наявності каталізатора (МnО2) легко розкладається:

Суміші бертолетової солі з різними горючими речовинами здатні вибухати під впливом удару. Тому бертолетову сіль застосовують для виготовлення запалів, у піротехніці, сірниковій промисловості.

У разі нагрівання хлорату калію без каталізатора він розкладається згідно з рівнянням

Оксид хлору(ІV) можна добути також за реакцією

Цей газ має жовто-зелене забарвлення, різкий запах, температуру кипіння 11°С, температуру плавлення -59 °С, отруйний, здатний вибухати. Молекула СlO2; має кутову будову (< ОСlO = 117°), довжина зв'язку СІО становить 0,149 нм; молекула СІО2 полярна, її дипольний момент μ = 0,59•1029 Клм. Оксид хлору(ІV) сильний окисник. З водою і лугом взаємодіє з утворенням відповідно кислот і солей:

Обидві реакції є реакціями диспропорціонування. Дією озону на СlO2 добувають оксид хлору(VІ):

який є темно-червоною рідиною з температурою плавлення 3,5 °С. За кімнатної температури оксид хлору(VІ) димить на повітрі. Рідкий оксид хлору(VІ) діамагнітний, а газова фаза над ним парамагнітна, з цього можна зробити висновок, що за кімнатної температури відбувається деполімеризація:

Під час взаємодії СІ2О6 з водою і лугами йде реакція диспропорціонування:

Внаслідок реакції утворюється суміш хлорату і перхлорату калію, останній погано розчиняється у воді.

Перхлорат каліюце сіль перхлоратної кислоти НСlO4. Перхлорати утворюються легше, ніж відповідна кислота.

Перхлоратну кислоту добувають, діючи на перхлорат калію або натрію концентрованою сульфатною кислотою:

Її можна добути також під час взаємодії оксиду хлору(VІ) з водою:

У цьому разі вона перебуває в суміші з хлоратною кислотою. НСlO4досить рухлива рідина з температурою плавлення -101 °С. У чистому вигляді її добувають, переганяючи за низького тиску суміш перхлорату і Н2SO4.

Перхлоратна кислота НСlO4 необмежене розчиняється у воді, концентрована НСlO4 (> 72 %) димить на повітрі, вона є найсильнішою з усіх відомих кислот.

Солі НСlO4, за винятком КСlO4, RbСlO4, СsСlO4, NH4СІО4, добре розчиняються у воді.

Перхлоратна кислота слабкіший окисник, ніж хлоратна.

Ангідрид перхлоратної кислоти Сl2О7 можна добути внаслідок взаємодії цієї кислоти з ангідридом фосфатної кислоти:

Оксид хлору(VІІ) Сl2O7оліїста безбарвна рідина з температурою плавлення -90 °С і температурою кипіння 83 °С. Будова молекули Сl2O7 має форму двох пірамід СlO3, які сполучені вершинами через атом Оксигену.

СІ2О7 значно стійкіший, ніж СІ2О і СlO2 у разі нагрівання здатний вибухати. Під час розчинення Сl2O7 у воді утворюється Перхлоратна кислота НСlO4.

Порівнюючи оксигеновмісні кислоти хлору за окиснювальними властивостями і силою, можна зробити висновок: зі збільшенням ступеня окиснення Хлору сила кислоти зростає, а окиснювальна здатність зменшується.



2.Бром. Йод. Властивості брому та йоду.

Бром і Йод повні аналоги. Завдяки наявності одного неспареного електрона на останньому енергетичному рівні (s2p5) Бром і Йод дуже подібні до Флуору і Хлору. У сполуках Бром і Йод виявляють ступені окиснення -1, 0, +1, +3, +5, стійкими є також сполуки Йоду(VII). Однак найбільш характерними є ступені окиснення -1 і +5.

Бром і Йод досить поширені елементи на Землі. Атомний вміст Брому

дорівнює 3•10-5, Йоду — 10-4 %.

Бром і Йод трапляються у морській воді, у водах деяких озер у вигляді бромідів калію, магнію, натрію; Йод здебільшого нагромаджується у тканинах деяких водоростей. Значна кількість Йоду є в підземних бурових водах; у вигляді солей КІО3 і КІO4 він міститься у покладах селітри в Чилі і Болівії.

В організм людей і тварин Йод надходить з водою та рослинною їжею і накопичується в основному у щитовидній залозі. У разі нестачі Йоду розвивається захворювання зоб. Щоб запобігти йому, необхідно добавляти у воду для пиття йодовмісні сполуки.

У разі вдихання простої речовини брому подразнюються слизові оболонки. Бром спричинює появу опіків і виразок на шкірі. У разі отруєння бромом рекомендується вдихати пару діетилового етеру та етанолу.

Розчинність простих речовин брому і йоду у воді порівняно невелика, краще вони розчиняються в органічних розчинниках. За наявності розчинів КВr та КІ розчинність брому і йоду зростає, що пояснюється хімічною взаємодією брому і йоду з відповідними галогенідами, внаслідок якої утворюються полігалогеногалогеніди типу КI3, КІ5 і навіть КI9.

Бром і йод можна добути аналогічно хлору окисненням бромоводню та йодоводню різними окисниками, наприклад:

Оскільки хлор сильніший окисник, під час добування брому і йоду часто як окисник використовують хлор:

Витіснення брому та йоду хлором застосовують не тільки в лабораторних, а й у заводських масштабах.

Йод добувають з йодидів, що містяться в нафтових водах, фільтруючи їх крізь шар хлориду аргентуму. Оскільки розчинність АgІ нижча, ніж АgСІ, то розчинні йодиди внаслідок взаємодії з сіллю Аргентуму, осаджуються:

Розкладаючи йодид аргентуму, добувають вільний йод.

Бром і йодсильні окисники. Оскільки в ряду ВrІАt спорідненість до електрона зменшується, в цьому ряду зменшується також і окиснювальна здатність простих речовин. Про це свідчить зіставляння величин їхніх стандартних потенціалів.

Послаблення окиснювальної здатності яскраво виявляється під час взаємодії галогенів з воднем. Так, фтор реагує з вибухом навіть на холоді (за температури -253 °С), НВr може утворюватись із простих речовин лише в разі достатнього нагрівання, а НІ в разі такого сильного нагрівання, що значна його частина піддається термічному розкладанню:

Бром і йод здатні безпосередньо сполучатися з металами і неметалами, але менш активно, ніж хлор і фтор.

Так, бром реагує з алюмінієм досить повільно, з деяким експозиційним періодом. Бром і йод активно взаємодіють з фосфором, бором, силіцієм: з фтором і хлором утворюють сполуки ВrF3, ІF5, IF7, IСl, ІСІ3, які виявляють властивості чистих галогенів.

Бромоводень і йодоводень—гази, які добре розчиняються у воді. Їхні водні розчини є сильними кислотамибромідна і йодидна кислоти. Солі бромідної і йодидної кислот називаються бромідами і йодидами.

Броміди і йодиди, подібно до фторидів і хлоридів, можуть бути оснoвними, амфотерними і кислотними. Кислотні броміди і йодиди здатні гідролізувати повністю:

Більшість бромідів та йодидів добре розчиняється у воді. Винятком є АgВr, АgІ, СuВr, СuІ, РbВr2, РbI2 і деякі інші.

У ряду НF-НСl-НВr-НІ сила кислот зростає. Причина цього стає зрозумілою при зіставлянні енергій та довжин зв'язків у молекулах (табл. 1). У такій самій послідовності зменшується стійкість молекул кислот і збільшується їхня відновна активність. Наприклад, НF і НСІ з концентрованою сульфатною кислотою не взаємодіють, НВr відновлює Н2SO4 до SO2, а НІ навіть до Н2S:

Таблиця 1. Деякі характеристики галогеноводнів

Формула сполуки

Довжина зв'язку, нм

Енергія зв'язку, кДж/моль

Ступінь дисоціації 0,1 н водного розчину

НF

0,091

566,1

0,08

НСІ

0.127

431,4

0,926

НВr

0,141

366,5

0,935

НІ

0.170

298,4

0,950

Тому на відміну від НF і НСІ бромоводень і йодоводень добувають гідролітичним розкладанням бромідів і йодидів фосфору, а не взаємодією бромідів і йодидів калію з концентрованою Н2SO4:

Для Брому і Йоду також відомі оксигеновмісні сполуки, в яких галогени виявляють ступені окиснення +1, +3, +5, +7. Так, під час взаємодії галогенів з холодними розчинами лугів утворюється суміш галогенідів і солей гіпогалогенітних кислот НОГ:

Кислоти НВrО та НІО, що називаються гіпобромітною і гіпойодитною, у вільному стані нестійкі, дуже швидко розкладаються, належать до слабких кислот. У ряду НСlOНВrОНІО їх сила зменшується.

Кислоти НВrО і НІО у водному розчині піддаються диспропорціонуванню (особливо швидко ця реакція йде для НІО):

а далі процес відбувається з утворенням вільного йоду:

Кислоти НСlO, НВrО, НІО належать до сильних окисників:

Окиснювальна активність кислот у ряду НСlO-НВrО-НІО послаблюється. Солі НВrО та НІО називаються гіпобромітами та гіпойодитами, вони стійкіші, ніж відповідні кислоти. У водних розчинах за кімнатної температури ці солі піддаються повільному диспропорціонуванню, в разі нагрівання швидкість реакції зростає:

Бромат калію КВrO3 та йодат калію КІО3 солі броматної та йодатної кислот. Броматну НВrО3, та йодатну НІО3 кислоти можна добути окисненням бромної або йодної води хлором:

Йодатну кислоту добувають також окисненням йоду концентрованою нітратною кислотою:

У вільному стані броматна кислота нестійка, вона розкладається на Вr2, О2 і Н2О. Йодатна кислота НІО3стійка кристалічна сполука, розкладається лише під час нагрівання з утворенням йодатного ангідриду I2О5 і Н2О (для НСlO3 та НВrО3 ангідридів не виявлено).

Йодатний ангідрид виявляє окиснювальні властивості, у разі нагрівання до температури 300 °С розкладається на йод і кисень.

Кислоти НСlO3, НВrО3, НІО3 належать до сильних одноосновних кислот. НСlO3 дисоціює практично повністю, константа дисоціації НІО3 дорівнює 0,2.

У ряду НСІО3—НВrO3НІО3 сила кислот послаблюється. В такій самій послідовності послаблюються й окиснювальні властивості цих кислот.

Бромати і йодати сильні окисники, особливо їх окиснювальна здатність зростає у разі нагрівання.

Окисненням йодатів хлором у лужному середовищі добувають солі перйодатної кислоти:

Перйодатна кислота кристалізується з водного розчину з двома молекулами води НІО42О.

Практично добуто солі5IO6 та Аg5ІО6, тому можна вважати, що НІO42О не кристалогідрат, а ортоперйодатна кислота H5ІО6.

Йон IO5-6 має форму октаедра, в центрі якого розміщений атом Йоду. Н5ІО6безбарвна кристалічна сполука, розчинна у воді, з температурою плавлення 122 °С.

Кислотні властивості перйодатної кислоти НІO4 значно слабкіші, а окиснювальні сильніші, ніж перхлоратної кислоти НСlO4. Оксид йоду(VII) I2O7 не добуто. Під час нагрівання Н5ІО6 розкладається:

Сполуки брому(VІІ) добуто недавно окисненням бромату калію фторидом ксенону(ІІ):

Внаслідок взаємодії броматів із вільним фтором також утворюються сполуки Брому з найвищим ступенем окиснення:

Сполуки Брому і Йоду знаходять широке застосування. У більшості органічних синтезів використовуються бром та йод, бромід і йодид фосфору, йодоводень. Бромід аргентуму застосовується у фотосправі.

Із солей бромідної НВr кислоти важливим є бромід натрію, який використовується у медицині як заспокійливий засіб для лікування нервових хвороб. Під назвою «білий йод» у медицині застосовуються також йодиди натрію і калію.

Запитання для самоконтролю

1.Чому енергія дисоціації молекули хлору значно більша за енергію дисоціації молекули фтору?

2.Як змінюються властивості галогенів у підгрупі зверху вниз?

3.Охарактеризуйте зміну властивостей хлоридів за групами і періодами періодичної системи залежно від характеру хімічного зв'язку.

4.Як змінюються сила оксигеновмісних кислот Хлору та їх окиснювальні властивості із збільшенням ступеня окиснення Хлору?

5.Напишіть рівняння реакцій гідролізу кислотних бромідів і йодидів.

6.Як змінюється сила галогеноводневих кислот? Наведіть приклади.




 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

72088. Кадровое планирование на предприятии 527 KB
  Целью данной работы является исследование процесса кадрового планирования предприятия как основы эффективного функционирования в рыночной среде. Конкретизируя цель, следует отметить, что в ходе написания работы следует решить следующие задачи: ознакомление с экономико-организационной...
72091. Разработка практических рекомендаций, направленных на тушение пожара холодной насосной установки № 104 нефтетерминала ОАО «ЛИСКИ-ТЕРМИНАЛ» 2.85 MB
  Пожары на предприятиях нефтехимической промышленности в 2,5 раза больше среднего убытка, приходящегося на один пожар по всей стране. Кроме прямых убытков от пожаров на промышленных предприятиях по производству нефтехимической продукции, необходимо учитывать косвенные убытки...
72094. Эффективность использования финансовых ресурсов предприятия ООО «Маджерик» 274.75 KB
  Цель дипломной работы - провести анализ эффективного использования финансовых ресурсов предприятия ООО «Маджерик», а также предложить мероприятия по совершенствованию использования финансовых ресурсов. Для достижения данной цели необходимо решить следующие задачи: Рассмотреть теоретические основы управления финансовыми ресурсами предприятия...
72095. Разработка и проектирование локальной вычислительной сети для ООО “Карнавал” 3.67 MB
  Характеристика подразделений и видов их деятельности Данная организация состоит из: коммерческой службы финансовой службы административно-хозяйственной части и руководство исполнительной дирекцией рисунок 1 Коммерческая служба объединяет ряд отделов: Отдел рекламы определяет планирование и направление рекламных...