2.5.4. Химические свойства.

Взаимодействие галогеноводородных кислот (кроме HF) с металлами происходит в соответствии с рядом напряжений.

Исключение составляют реакции вытеснения водорода из иодоводородной кислоты медью (E⁰ (Cu²⁺ / Cu⁰) = 0,34 В), серебром (E⁰ (Ag⁺ / Ag⁰) = 0,80 В) и ртутью

(E⁰ (Hg²⁺ /Hg⁰) = 0,85 В). Их протекание обусловлено образованием соответственно малорастворимого продукта CuI и очень прочных комплексов: [AgI ₂]⁻ и [HgI₄ ] ²⁻ . В этих соединениях σ-связь стабилизирована π-дативным взаимодействием за счет НЭП металла (Cu, Ag или Hg) и свободной d-орбитали йодид-иона. По этой же причине соли

AgI и HgI₂ малорастворимы.

2.6. Особенности плавиковой кислоты (фтористый водород)

2.6.1. Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;

Получение:( минерал флюорит CaF₂) + H₂SO₄(конц.) → CaSO₄ + 2HF↑

2.6.2. Химические свойства

1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):

HF ↔ H⁺ + F^-

Соли плавиковой кислоты – фториды

2) Плавиковая кислота растворяет стекло:

SiO₂ + 4HF (газ)→ SiF₄↑+ 2H₂O SiF₄ + 2HF (газ)→ H₂[SiF₆] гексафторкремниевая кислота

SiO₂ + 4HF (р-р)→ H₂[SiF₆] + 2H₂O

2.7. Хлористый водород

2.7.1.Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде

(1 : 500), t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.

Получение

1) Синтетический способ (промышленный):

H₂ + Cl₂ → 2HCl

2) Гидросульфатный способ (лабораторный):

NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) → NaHSO₄ + HCl↑

2.7.2.Химические свойства

1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота, ее соли – хлориды.

HCl ↔ H⁺ + Cl^-

2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑

3) с оксидами металлов:

MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O

4) с основаниями и аммиаком:

HCl + KOH → KCl + H₂O 3HCl + Al(OH)₃ → AlCl₃ + 3H₂O HCl + NH₃ → NH₄Cl

5) с солями - если выпадает осадок или выделяется газ:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑ HCl + AgNO₃ → AgCl↓ + HNO₃

Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑

CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O Ba(OH)₂ + 2HCl → BaCl₂ + 2H₂O

Pb(NO₃)₂ + 2HCl → PbCl₂↓ + 2HNO₃

Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).

Качественая реакция: Cl^- + Ag → AgCl ↓ (белый творож.)

2.8. Кислородсодержащие кислоты хлора

При повышении ст.ок. хлора устойчивость кислот тоже растет.

Рост стабильности объясняется:

а) упрочнением связей в анионах за счет уменьшения числа НЭП у хлора,

б) увеличением отношения числа π-перекрываний к количеству σ-связей от 0/1 в ClO⁻ до 3/4 в ClO⁻⁴ . Сравните графические формулы кислот:

O

II

H – O - Cl , H - O - Cl = O, H – O – Cl = O Н – O – Cl = О

II II

O O

в) от НСlO к HClO₄ растет симметрия аниона (как за счет увеличения

числа атомов кислорода, так и в результате снижения поляризующего действия

водорода из-за ослабления его связи с анионом).

г) снижается угол атаки атома хлора (т.е. его пространственная доступность для взаимодействия).

Кислотные свойства гидроксидов галогенов. Кислотно-оснóвные свойства

любого гидроксида зависят от соотношения прочностей связей H − O и O − Э во

фрагменте H − O − Э. Очевидно, чем больше электроотрицательность элемента, тем в большей степени электронная плотность от связи H − O смещена на связь O – Э

(H − O − Э) и тем более кислотные свойства проявляет гидроксид.

Поэтому важным фактором является природа галогена. Так, при переходе от хлора к йоду в соответствие с уменьшением значения Э.О. кислотные свойства гидроксидов снижаются. Причем настолько, что йодноватистая кислота диссоциирует по кислотному типу в меньшей степени НIO → Н⁺ + IO^- (K _d = 4 ∙10⁻¹³),

чем по основному: IOH → I⁺ + OH⁻ (K _d = 3 ∙10⁻¹⁰).

Возможна даже реакция нейтрализации (но обратимая): IOH + HNO₃ → INO₃ + H₂O .

Соли кислот хлора, как более устойчивые (чем кислоты) соединения, все

выделены в свободном состоянии, но и их активность увеличивается с понижением ст.ок. Cl. Так, KClO₃ (бертолетова соль) окисляет йодид-ионы лишь в кислой среде, а KClO - и в нейтральной.

2.8.1. Хлорноватистая кислота HCl⁺¹O H–O–Cl (гипохлориты)

Физические свойства. Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение.

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

Химические свойства.

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

1) Разлагается, выделяя атомарный кислород

HClO –^{на свету}→ HCl + O↑ HClO –^{об. усл.}→ H₂O + Cl₂O НClO --- ^t→ НCl + НClO₃

2) Со щелочами дает соли - гипохлориты

HClO + KOH → KClO + H₂O СаОСl₂ – белильная известь (хлорка)

СаОСl₂ + СО₂ + H₂O → СаСО₃ + СаСl₂+ HClO (HCl + O↑)

3)с сильным восстановителем НI

2HI + HClO → I₂↓ + HCl + H₂O

2.8.2. Хлористая кислота HCl⁺³O₂ H–O–Cl=O (хлориты)

Физические свойства. Существует только в водных растворах.

Получение

Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H₂SO₄:

2KClO₃ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2CO₂↑ + 2СlO₂↑ + 2H₂O

2ClO₂ + H₂O₂ → 2HClO₂ + O₂↑

Химические свойства

HClO₂ - слабая кислота и сильный окислитель.

1)HClO₂ + KOH → KClO₂ + H₂O

KClO₂ + КI + H₂SO₄ → I₂ +KCl + K₂SO₄ + H₂O

2) Неустойчива, при хранении разлагается

4HClO₂ → HCl + HClO₃ + 2ClO₂↑ + H₂O

5HClO₂ ---t→ 3HClO₃ + Cl₂↑ + H₂O

2.8.3. Хлорноватая кислота HCl⁺⁵O₃ (хлораты)

Физические свойства: Устойчива только в водных растворах.

Получение: Ba (ClO₃)₂ + H₂SO₄ → 2HClO₃ + BaSO₄↓

Химические свойства

HClO₃ - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты –

хлораты:

6P + 5HClO₃ → 3P₂O₅ + 5HCl HClO₃ + KOH → KClO₃ + H₂O

- KClO₃ - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH: 3Cl₂ + 6KOH → 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO₃ –^{без кат}→ KCl + 3KClO₄ 2KClO₃ –^{MnO2 кат}→ 2KCl + 3O₂↑

2.8.4. Хлорная кислота HCl⁺⁷O₄ (перхлораты)

Физические свойства: Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.

Получение: KClO₄ + H₂SO₄ → KHSO₄ + HClO₄

Химические свойства:

HClO₄ - очень сильная кислота и очень сильный окислитель;

соли хлорной кислоты - перхлораты.

1) HClO₄ + KOH → KClO₄ + H₂O

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO₄ –^t°→ 4ClO₂↑ + 3O₂↑ + 2H₂O KClO₄ –^t°→ KCl + 2O₂↑