8.3. Соединения

Галогениды. Известные фториды – твердые, кроме XeF₈, вещества, довольно устойчивые при обычных условиях (кроме KrF₂, XeF₈). Для сохранения XeF₈ необходимо снижение температуры до –196С. Формулы и некоторые свойства известных фторидов элементов подгруппы приведены в табл. 8.4.

Таблица 8.4

Формулы и некоторые свойства известных фторидов благородных газов

Степень окисления элемента	Формула фторида	Агрегатное состояние при обычных условиях. Цвет	Температура плавления, С
+2	KrF2	Бесцветные кристаллы	Разлагается при 20С
	XeF2		140
+4	KrF4	Твердые летучие вещества	–
	XeF4		114
	RnF4		–
+6	XeF6	Бесцветные кристаллы	46
	RnF6		–
+8	XeF8	Газ. Желтый	–

Способы получения. Фториды криптона и ксенона получают синтезом из простых веществ. Состав фторидов зависит от условий процесса:

Хе + F₂ → XeF₂ (электроразряд или ультрафиолетовое излучение);

Хе + 2F₂ → XeF₄ (400С, атмосферное давление);

Хе + 3F₂ → XeF₆ (высокая температура, избыток фтора, давление 6 МПа);

Хе + 4F₂ → XeF₈ (высокая температура, избыток фтора, давление 20 МПа);

Химические свойства. ЭF₂ способны к комплексообразованию с фторидами неметаллов: XeF₂ + 2SbF₅ → Xe[SbF₆]₂.

ЭF₂, ЭF₄, ХеF₆ довольно энергично реагируют с водой. Продукты гидролиза зависят от условий:

ХеF₄ + Н₂О_(пар) → ХеOF₂ + 2HF (низкая температура);

ХеF₆ + Н₂О_{(влага воздуха)} → ХеOF₄ + 2HF;

ХеОF₄ + 2Н₂О_{(недост.)} → ХеO₃ + 4HF;

ХеОF₄ + 5Н₂О_(изб.) → Н₆ХеO₆ + 4HF.

При нагревании, а также гидролизе в кислой и щелочной среде фториды Э (II, IV) диспропорционируют:

2XeF₂ → XeF₄ + Xe; 3XeF₄ → 2XeF₆ + Xe.

Схемы гидролиза XeF₄:

– кислая среда: 3Xe⁺⁴ → 2Xe⁺⁶ + Xe;

– щелочная среда 2Xe⁺⁴ → Xe⁺⁸ + Xe.

ЭF₄, XeF₆ – сильные окислители, при нагревании легко окисляют многие вещества: XeF₄ + Pt + 2HF → H₂[PtF₆] + Xe; XeF₄ + 4KI → 2I₂ + Xe + 4KF.

Оксиды. Известны оксиды ксенона (VI) и (VIII) – ХеО₃ и ХеО₄. ХеО₃ – белое нелетучее твердое вещество, сильно взрывчатое, хорошо растворимо в воде; ХеО₄ – светло-желтый газ, взрывчат

Способы получения

ХеО₃: гидролиз XeF₆ и XeOF₄ (см. выше).

ХеO₄: действие безводной серной кислоты на перксенат бария при низкой температуре: Ba₂XeO₆ + 2H₂SO₄ → 2BaSO₄ + XeO₄ + 2H₂O.

Химические свойства

Оксиды ксенона (VI) и (VIII) – неустойчивые соединения, разлагаются уже при комнатной температуре, особенно легко ХеО₄: 2ХеО₃ → 2Хе + 3О₂;

5ХеO₄ → Хе + 4ХеО₃ + 4O₂.

ХеО₃ и ХеО₄ – кислотные оксиды; сильные окислители; ХеО₃ при действии очень сильных окислителей сам окисляется:

ХеО₃ + Ва(ОН)₂ → ВаХеО₄ + Н₂О;

ХеО₃ + 6KI + 6HCl → 3I₂ + Xe + 6KCl + 3H₂O;

XeO₃ + O₃ + 4NaOH → Na₄XeO₆ + O₂ + 2H₂O.

Гидроксиды. Оксиду ксенона (VI) соответствуют гидроксиды Н₂ХеО₄ и Н₆ХеО₆. Это неустойчивые соединения, в свободном виде существующие только при низких температурах; в водном растворе – кислоты средней силы.

В водном растворе ХеО₃ устанавливается равновесие

ХеО₃ + Н₂О ⇄ Н₂ХеО₄ ⇄ Н⁺ + НХеО₄^–,

значительно сдвинутое влево.

При взаимодействии со щелочами водного раствора ХеО₃ образуются соли – ксенаты состава Ме^IНХеО₄, Ме^I₂ХеО₄, Ме^IIХеО₄, Ме^II₃ХеО₆.

Известны также малорастворимые соли гидроксида ксенона (VIII) – перксенаты щелочных металлов Ме₄ХеО₆ и бария Ва₂ХеО₆.

Гидроксиды ксенона (VI), ксенаты и перксенаты – сильные окислители; перксенаты – самые сильные из известных окислителей:

Н₆ХеО₆ + 6НСl → 3Cl₂ + Хе + 6Н₂О.

При действии очень сильных окислителей ксенаты окисляются; для них характерны реакции диспропорционирования:

Na₂XeO₄ + O₂ + 2NaOH → Na₄XeO₆ + O₂ + H₂O;

2BaXeO₄ → Ba₂XeO₆ + Xe + O₂.