35 Ионные реакции

Ионные реакции — это химические процессы, которые протекают в растворе или в расплаве между свободными ионами. Для ионных реакций характерно, что они протекают очень быстро (практически моментально), так как в реакционной системе вещества содержатся в виде ионов, способных к реакции. В этом их отличие от реакций между молекулами, для осуществления которых необходимо обеспечить разрыв химических связей с последующим образованием новых связей. Поэтому молекулярные реакции протекают значительно медленнее, чем ионные. Химические реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления элементов,— это окислительно-восстановительные реакции Реакции, которые протекают при сохранении степеней окисления элементов, называются обменными. В настоящем разделе рассматриваются обменные реакции, идущие при участии ионов.Степень протекания .обменных реакций с участием ионов в водном растворе зависит от того, в какой мере среди продуктов оказываются слабые электролиты, газы или малорастворимые вещества, выпадающие в осадок. В 1803 г. французский химик Бертолле сформулировал правило (правило Бертолле), согласно которому обменные ионные реакции протекают практически до конца, если продуктами реакции являются газы, осадки или неэлектролиты.Уравнения ионных реакций. Реакции с участием электролитов (настоящих и потенциально сильных) записываются в виде системы двух уравнений — молекулярного и ионного. Для составления ионных уравнений необходимо знать уравнения электролитической диссоциации реагентов и продуктов. Как и в 'молекулярных уравнениях, в ионных уравнениях слева записывают формулы реагентов, а справа — формулы продуктов, указанные в виде отдельных ионов. Формулы слабых потенциальных электролитов, в том числе и воды, а также газообразных и твердых веществ (уходящих из водного раствора в виде газа или осадка) оставляют в молекулярном виде.. В обменной реакции в водном растворе, описываемой молекулярным уравнением Na2CQ3 + 2НС1 = 2NaCl + СО2 {г) + Н2О участвуют Na2CO3 (соль), НС1 (кислота) H.NaCl (соль)—Сильные электролиты (см. 7.3), НгО — слабый электролит (см. 7.4) и СОг — газ, уходящий из сферы реакции,Формулы всех сильных электролитов можно записать в виде сумм составляющих их ионов, тогда химическое уравнение принимает вид:

2Na+ + СО23- + 2Н+ + 2G1" = 2Na+ + 2 СГ + СО2-(г) + Н2О Такая запись представляет собой полное ионное уравнение реакции. Очевидно, что ионы Na+ и С1~ не принимают непосредственного участия в реакции (число этих ионов одинаково слева и справа в уравнении), поэтому часто их формулы просто опускают и составляют сокращенное ионное уравнение реакции: СО23- + 2Н+ = СО2(Г) + Н2О Сокращенные ионные уравнения выражают химическую сущность протекающих реакций между ионами (в данном примере — между карбонат-ионами и катионами водорода). Совокупная запись молекулярного и сокращенного ионного уравнения реакции наглядно отображает химизм реакции. Однако отдельно записанные сокращенные ионные уравнения отображают не одну реакцию, а множество подобных реакций. Так, указанное выше сокращенное ионное уравнение реакции между ЫагСО3 и HCI означает, что так реагируют между собой не только карбонат натрия и хлороводородная кислота, но и любой другой хорошо растворимый (т. е. находящийся в водном растворе) карбонат и любая другая сильная кислота. Примеры. к2со3 + H2SO4 = K2SO4 + со2 (г) + н2о Cs2CO3 + 2HNO3 = 2CsNO3 + СО2 (г) + Н2О Для карбонатов, мало растворимых в воде (как СаСО3) ионное уравнение реакции будет иным. Пример. СаСО3 (т) + 2НС1 = СаС12 + СО2 (г) + Н2О СаСО3(т) +2Н+ = Саг+ + СО2(г) + Н2О

Аналогично записываются ионные реакции с образованием осадков. Пример. Са2+ + 2F" = CaF2 (T) Ионное уравнение этой реакции относится не только к конкретным реагентам (хлориду кальция и фториду натрия), но и ко всем тем хорошо растворимым солям кальция и фторидам, которые в результате обменной реакции образуют нерастворимый фторид кальция: Ca(NO3)2 + 2KF = CaF2 (т) + 2KNO3 Са(СЮ4)2 + 2NH4F = CaF2 (т) + 2NH4C1O4 >

Реакции нейтрализации В соответствии с теорией электролитической диссоциации реакция нейтрализации — это взаимодействие катионов водорода и гидроксид-ионов с образованием молекул воды. В общем виде ионное уравнение реакции нейтрализации записывается так: Н+ + ОН" = Н2О С учетом, что катионы водорода находятся в водном растворе в виде ионов Н3О+, уравнение реакции нейтрализации записывается в общем виде так:Н3О+ + ОН" = 2Н2О Реакции нейтрализации являются одновременно и реакциями солеобразования. В результате взаимодействия сильных оснований с сильными кислотами в водном растворе среда становится нейтральной Примеры. Са(ОН)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 -f 2Н2О 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2О Объяснение реакции нейтрализации в рамках более современной протонной теории Бренстеда. Гидролиз Растворы солей, образованных катионами слабых оснований или анионами слабых кислот, показывают либо кислую реакцию (рН < 7), либо щелочную (рН > 7). В рамках ионной теории Аррениуса это объясняется протеканием реакций гидролиза. В общем случае гидролиз определяется как взаимодействие соли с водой: Соль + Вода •—> Кислота + Основание Гидролиз — это реакция, обратная нейтрализации. Гидролиз Возможность и характер протеканий гидролиза определяется природой соли, т. е. природой кислоты и основания, из которых образована соль.1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются и их водные растворы нейтральные Пример.2KOH+H2SO4 = K2SO4 + 2H2O (pH = 7) 2. Водные растворы солей, образованных анионами слабых кислот и катионами сильных оснований, имеют щелочную реакцию.Пример. Нитрит натрия NaNO2 — соль сильного основания NaOH и слабой кислоты HNO2 — диссоциирует в водном растворе на катионы натрия И нитрит-ионы, а на последующей стадии нитрит-ионы обратимо реагируют с водой: NaNO3 = Na+ + NO2" NO" + H2O =*=* HNO2 + OH- (pH>7) В результате гидролиза реакция раствора нитрита натрия щелочная (РН>7).Если соль образована анионами многоосновной слабой кислоты, то продуктом реакции гидролиза будет гидроанион — анион кислотного остатка, содержащий водород.Пример. Гидролиз карбоната натрия описывается следующими двумястадиями:Na2CO3=2Na+ + CO32- СО32- + Н2О= HCO3-+ OH- (рН>7) 3. Водные растворы солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот, имеют кислую реакцию.Пример. Нитрат аммония NH4NO3 — соль слабого основания (гидрата аммиака) NH3-H2O и сильной азотной кислоты HNO3— диссоциирует в водном растворе на катионы аммония и нитрат-ионы, на последующей стадии катионы аммония обратимо реагируют с водой:NH4NO3 = NH4+ + NO3 NH4++H2O ^=fc NH3-H2O + H+; H++H2O=H3O+ (pH<7)В результате гидролиза раствор нитрата аммония показывает кислую реакцию (рН<7).(Если соль образована катионами мкогоосновных оснований, то продуктом гидролиза будет гидроксокатион основания,Пример. Гидролиз сульфата железа(П) протекает по следующим двум стадиям:FeSO4 = Fe2+ + SO2" Fe2+ + H2O=FeOH+ + H+; H+ + H2O = H3O+(pH < 7)4. Для хорошо растворимых солей, образованных анионами слабой кислоты и катионами слабого основания, реакция растворов зависит от степени протекания обратимых стадий взаимодействия с водой, ?

Примеры. 1. Гидролиз нитрита аммония протекает по следующим стадиям: NH4NO2 = NH4+ + NO2- NH4++H2O = NH3-H2O + H+; H+ + H2O = H3O+ NO2-+H2O = HNO2 + OH- Известно, что гидролиз катионов аммония протекает полнее, следовательно, больше образуется катионов Н+ (по сравнению с анионами ОН-), поэтому раствор будет слабокислотным (рН < 7).2. Гидролиз ацетата аммония протекает по следующим стадиям: NH4CH3COO = NH4+ + СН3СОО- NH4+ + H2O= NH3-H2O + H+; H+ + H2O = H3O+

CH3COO- + H2O :<=>: СН3СООН+ОН- Степень протекания обеих обратимых реакций одинаковая, поэтому раствор ацетата аммония нейтральный (рН =7). 3. Раствор цианида аммония имеет сильнощелочную реакцию (рН > 7) вследствие большей степени протекания второй из обратимых реакций гидролиза: NH4CN = NH4+ + CN- NH4- + H2O = NH3-H2O + H+; H++ H2O = H3O+CN- + H2O = HCN + OH- Обратимая реакция гидролиза соли протекает тем полнее, чем более слабыми являются образующие соль кислота или (и) основание. Так, из основания и кислоты, образующих цианид аммония NH4CN, более слабым "электролитом является циановодород, чем гидрат аммиака. Поскольку реакция раствора обеспечивается относительно более сильным электролитом, то раствор цианида аммония должен быть щелочным.Обобщая все высказанное, можно утверждать, что если соль образована более сильной кислотой (по сравнению с силой основания), то раствор соли будет кислым; если соль образована более сильным основанием (по сравнению с силой кислоты), то раствор соли будет щелочным. Таким образом, сила кислот и оснований, образующих соль, должна рассматриваться во взаимосвязи .Если в воду (при растворении солей и их полной диссоциации) вводятся анионы, которые могут образовать с катионами водорода малодиссоциирую-щие молекулы или ионы, то некоторое количество ионов Н+ оказывается связанным, а равное количество ионов ОН" остается свободным, обусловливая щелочную реакцию раствора (см. ниже первый пример). Наоборот, если катионы соли связывают некоторое количество ионов ОН~, то равное коли чество ионов Н+ остается свободным, обусловливая кислую среду раствора этой соли (см. ниже второй пример). Примеры. 1. Раствор сульфида натрия имеет щелочную среду, так как Na2S =2Na++ S2-'; H2O= Н++ ОН- H++S2-= HS- 2. Раствор нитрата железа имеет кислую реакцию, так как Fe(NO3)3 = Fe3+ + 3NO-3; Н2О = Н++ ОН" Fe3+ + OH = FeOH2+ Более современное объяснение механизма гидролиза солей в рамках протонной теории Бренстеда Реакции осаждения Электролиты (кислоты, основа.ния, соли) обладают различной растворимостью в воде. При смешивании растворов двух хорошо растворимых электролитов возможно образование малорастворимых веществ, выпадающих из раствора в виде осадка. Реакции осаждения — ионные реакции, протекающие с образованием малорастворимых веществ. Чем ниже растворимость образующегося вещества, тем меньше свободных ионов этого вещества остается в растворе, а значит, в большей степени реакция приближается к необратимой.

Пример. AgNO3 + NaCl = AgCl(T)- + NaNO3 Ag++Cr = AgCl(T) Растворимость хлорида серебра(1) составляет всего «10-5 моль/л. Следовательно, после смешивания, например 0,0Ш растворов нитрата серебра (I) и хлорида натрия, в конечном растворе остаточная концентрация ионов Ag+ и С1~ чрезвычайно низкая, поскольку основное количество этих ионов переходит в осадок AgCl.Хлорид серебра (I) AgCl можно получить также из других хорошо растворимых реагентов: 2AgC104 + ВаС!2 = 2AgCl(T) + Ва(С1О4)2 AgNO3 + НС1 = AgCl(T) + НС1 При выборе реагентов следует учитывать, что и второй продукт реакции может оказаться нерастворимым, как,-например: 2AgF + СаС12 == 2AgCl(T) + CaF2(T) 2Ag+ + 2F" + Са2+ + 2СГ = 2AgCl(T) + CaF2(T) (полное ионное уравнение этой реакции сокращению не поддается).В аналитической химии образование осадка AgCl часто используется для обнаружения как катионов серебра(1), так и хлорид-ионов. При анализе раствора на присутствие катионов Ag+ к нему до бавляют несколько капель разбавленного раствора НС1 или NaCl; если раствор испытывают на присутствие ионов С1~, то к нему добавляют несколько капель разбавленного раствораAgNG3.Другой, очень распространенной качественной реакцией в аналитической химии является образование практически нерастворимого сульфата бария BaSO4 (его растворимость в воде также мала, как и растворимость AgCl), Сокращенное ионное уравнение этой реакции таково: Ba2++SO2- = BaSO4(T) Ее можно использовать для обнаружения в растворе как катионов бария, так и сульфат-ионов.

В рассмотренных случаях гидролизу подвергается не все количество находящейся в растворе соли, а только часть его. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, — степень гидролиза — зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли. Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА — кислота, МОН — основание, МА — образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:МА + Н2О = НА + МОН. Этому равновесию отвечает константа:

[НА] [МОН] = КС

[МА] [Н2О]

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая КС[H2О] = КГ,

получим: КГ = [НА] [МОН]

[МА]

Величина КГ называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше КГ, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации

39Галогены.В свободном состоянии галогены образуют простые вещества, состоящие из двухатомных молекул F2, Cl2> Вг2, 12.Гидроксиды элементов в высшей степени окисления (с минимальным содержанием воды) образуются для С1, Вг и I. По аналогии с гидроксидами элементов VIA группы кислотные свойства уменьшаются от хлора к иоду: НСЮ4 [т: е. С1(ОН)7 —ЗН2О = НС1О4] — очень сильная кислота, Н5Ю6 — очень слабая. Для одного и того же элемента с понижением положительной степени окисления кислотные свойства уменьшаются: так, они снижаются в ряду НСЮ4—НСЮз—НС1О2—НС1О. В сравнении с соответствующими соединениями VIA группы все кислоты VI1A группы имеют более сильный кислотный характер.Водородные соединения — галогеноводороды в водных растворах являются кислотами, их сила повышается от HF (слабая кислота) к HI (сильная кислота); соединение HAt еще мало изучено. Напротив, их устойчивость к окислению понижается от HF к HI. Галогеноводороды проявляют в водном растворе более сильные кислотные свойства, чем халькогеноводороды.Реакционная способность галогенов по отношению к металлам и водороду понижается от F к I; по отношению к кислороду она уменьшается. В соответствии с этим более реакционноспособный галоген замещает менее реакционноспособный галоген в соединениях, например:

2KI + С12 = 2КС1 + 12(2Г + С12 = 12 + 2СГ) но 2КСЮ3 + 12 = 2КЮ3 + С12

Галогенид-ионы F-, С1~, Вг~, I- бесцветны, однако некоторые галоге-ниды даже с бесцветными катионами окрашены. Это объясняется тем, что весьма небольшие и высокозарядные катионы сильно электрически «деформируют» электронную оболочку больших по размеру галогенид-ионов (особенно \~), т. е. оттягивают электронную плотность от 1~ к себе (окраску некоторых иодидов см. в 17.6). Подобное поведение обнаруживают теллуриды, селеаиды, сульфиды и оксиды.ФТОРР Растворимые фториды ядовиты; многие органические соединения фтора, такие как фторуглероды CCI2F2, наоборот, абсолютно безвредны для человека, но есть и ядовитые соединения, например монофторуксусная кислота CH2F—COOH.

Получение. 1. Электролиз фторида калия KF в жидком фтороводороде с применением специальных графитовых или никелевых анодов в аппаратах, изготовленных из магния или меди (на поверхности этих металлов образуется защитная фторидная пленка).2. Нагревание некоторых фторидов, в которых степень окисления металла в катионе является неустойчивой для данного элемента, например фторида кобальта(III):2CoF3 = 2CoF2+F2

Простое вещество фтор F2 — желтовато-зеленый газ с очень резким запахом. Фтор — самый реакционноспособный неметалл; соединяется со всеми другими элементами, кроме Не, Ne и Аг, и образует соответствующие фториды. Реагирует с водородом при низких, порядка —200 °С, температурах без взрыва. Вытесняет остальные галогены и кислород из их соединений с водородом и металлами, например разлагает воду:2Н2О + 2F2 = 4HF + О2

Применение. Впервые фтор был использован в 1941 г. для получения UF6 и далее для разделения изотопов урана по летучести их фторидов. Используется для фторирования органических соединений, для получения высокотемпературного пламени (например, при горении водорода во фторе достигается температура 3700СС).СОЕДИНЕНИЯ ФТОРА Фтороводород HF — бесцветный газ с удушающе кислым запахом, образующий во влажном воздухе туман. При —19,6 °С сжижается. Ниже 90 °С фтороводород ассоциирован, например, до H2F2. Получают из фторидов, например технического флюорита, действием концентрированной серной кислоты:CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF. а также как побочный продукт в производстве суперфосфата из апатита (см. 15.10). Фтороводород разъедает стекло и другие силикаты с образованием газообразного SiF4:SiO2 + 4HF = SiF4 + 2Н2ОПрименяют для изготовления матового стекла и для получения других соединений фтора, например различных фторуглеродов и фторопластов .Фтороводородная кислота —водный раствор фтороводорода, концентрированные растворы HF называют плавиковой кислотой. Промышленность выпускает 72 %-, 50 °/о- и 40 %-ые растворы. Это кислота средней силы. Фто-роводородную кислоту хранят в полиэтиленовой посуде. Ядовита и вызывает болезненные ожоги и язвы. Применяют для изготовления надписей на стекле, для травления чугуна, для получения других соединений фтора .Фториды — соединения элементов с фтором. Фторид натрия NaF - твердое вещество, т. пл. 922 °С. Ядовит. Предохраняет древесину от гниения; добавляется в небольших дозах в питьевую воду, для предупреждения кариеса зубов. Фторид кальция CaF2 (т. пл. 1403°С) в природе встречается в виде минерала флюорита, в отличие от других галогенидов кальция CaF2 мало растворим в воде. Используется в металлургии как компонент флюсов. Гексафторалюминат (Ш) натрия Na3[AlF6] встречается в природе в виде минерала криолита; в больших количествах синтезируется искусственно и используется как среда (в расплавленном состоянии) в производстве алюминия из А1гО3. Для всех щелочных элементов и для аммония известны комплексные гидродифториды, 'например K[HF2]. О фторидах благородных газов см. разд. 18. Комплексные фторсодержащие кислоты: тетрафтороборат(Ш) водорода H[BF4] (см. 13.3) и гексафторосиликат(1У) водорода (гексафторо-кремниевая кислота) H2[SiF6] ХЛОРПолучение. 1. Основной промышленный способ — электролиз хлоридов щелочных металлов или хвостовых отходов хлороводородной кислоты, получаемых при хлорировании органических соединений.2. Окисление хлороводорода воздухом в присутствии катализаторов —• хлоридов меди(П) и железа(Ш) (процесс Дикона):4НС1 + О2 = 2Н2О + 2С12Способ также используется в промышленности.3. Окисление хлороводорода перманганатом калия, оксидом марган-ua(IV), гипохлоритом кальция и др., например:2КМпО4 + 16НС1 (конц.) = 2КС1 + 2МпС12 + 8Н2О + 5С12 МпО2 + 4НС1 (конц.) = МлСЬ + 2Н2О + С12 Са(СЮ)2 + 4НС1 (конц.) = СаС12 + 2Н2О + 2С12Эти способы применяют для получения хлора в лабораторных условиях.

Свойства Простое вещество С12 — желто-зеленый, негорючий газ с удушающим запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха. Умеренно растворим в воде (образуется «хлорная вода»). Хлор очень реакциоыноспо-собен, вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; со многими элементами образует хлориды. Порошкообразные сурьма, мышьяк и раскаленное железо сгорают в газообразном хлоре, например:2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Сплав томпак загорается в хлоре, а чистое золото реагирует спокойно с образованием АиС1з.Смеси газообразных хлора и водорода взрываются при нагревании или освещении:Н2 + С12 +=* 2НС1При насыщении хлором холодного раствора щелочи подучаются хлориды и гипохлориты:2NaOH + С12 = NaCl + NaCIO + Н2ОУглеводороды при действии С12 образуют (по реакциям замещения ила присоединения) соответствующие хлорпроизводные, например:СН4 + С1а = CH3CI + НС1 Применение. Хлор относится к продуктам основного химического производства (см. схему выше). Жидкий сухой хлор перевозят в железнодорожных цистернах и перекачивают по стальным трубопроводам; в продажу хлор поступает в стальных баллонах с вентилями из оловянно-цинковой бронзы.СОЕДИНЕНИЯ ХЛОРА Хлороводород НС1Получение. 1. Прямой синтез путем сжигания водорода в хлоре:

Н2 + С12=2НС1 2. Взаимодействие хлорида натрия с концентрированной серной кислотой при умеренном (реакция 1) или сильном нагревании (реакция 2):NaCl+H2SO4 = NaHSO4 + HCl (1)2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl (2)3. Хлорирование органических соединений, например бензола; выделяется как побочный продукт:СвН6 + С12=С6Н5С1 + НС1Свойства Бесцветный газ с сильным запахом. Гигроскопичный, во влажном воздухе образует туман. Хорошо растворяется в воде; водные растворы называются хлороводородной кислотой (концентрированный раствор — соляная кислота). В воде хлороводород полностью распадается на ионы:НС1 = Н+ + СГ; Н+ + Н2О = Н3О+При контакте с аммиаком образуется хлорид аммония, твердые частицы которого в воздухе создают белый дым:NH3 + HC1 = NH4C1

Реагирует с ацетиленом под действием катализатора с образованием ви-нилхлорида:СН==СН + НС1 —> СН2=СНС1Хлороводородная кислота — бесцветная жидкость, дымит на воздухе; в продажу поступает с содержанием «38 % НС1 {соляная кислота). Хлороводородная кислота с содержанием 0,4—0,5 °/о НС1 входит в состав желудочного сока. Окислительными свойствами не обладает (кислота-неокислитель), реагирует с неблагородными металлами с выделением газообразного водорода:2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2

(2А1 + 6НЭО+ = 2А13+ + ЗН2)При взаимодействии хлороводородной кислоты с сильными окислителями образуется газообразный хлор (см. 17.4, получение хлора).Применение. Газообразный хлороводород служит сырьем в производстве хлороводородной кислоты, хлоридов и винилхлорида (далее переводимого в поливинилхлорид). Хлороводородная кислота используется при травлении металлов, в качестве паяльной жидкости (Zn + HCl), для извлечения металлов из руд, для получения хлоридов и хлора.

Хлориды — соединения элементов с хлором.Большинство хлоридов металлов хорошо растворимо в воде. Исключения составляют: AgCl, Hg2Cljh T1C1, PbClj, в холодной воде они очень мало растворимы.

Обнаружение. Из растворов, содержащих ионы С1~, при подкислении азотной кислотой и добавлении раствора AgNOe выпадает белый хлопьевидный осадок AgCl, постепенно темнеющий на свету, который растворяется в растворе аммиака.

Кислородсодержащие кислоты и их солиХлорная кислота НС1О4 — легкоподвижная взрывчатая жидкость, при умеренном разбавлении принимает маслообразную консистенцию. Весьма неустойчива. Водный раствор (72 %-ый, азеотропная смесь) кипит при 203 °С. Сильная кислота в водном растворе. Из растворов солей калия осаждает белый перхлорат калия КС1О4, который используется как аналитический реактив.Хлорноватая кислота НСЮз устойчива только в водном растворе при содержании ее до 40 %. Хлораты образуются при пропускании газообразного хлора через горячий раствор щелочи:6NaOH + ЗС12 = NaC103 + 5NaCl + ЗН2О

Хлораты — сильные окислители. Так, при растирании смеси хлората калия с серой происходит взрыв (аналогичный опыт с фосфором опасен для жизни!); древесная лучина, погруженная в расплавленный хлорат, загорается с интенсивно дымящим пламенем. При нагревании хлораты (легче, чем перхлораты)

отдают свой кислород; разложение каталитически ускоряется МпО2 (пиро люзит):2КСЮз = 2КС1 + ЗО2Хлорат калия (тривиальное название бертолетова соль) КС1ОЭ исполь зуется в производстве спичек, взрывчатых веществ и пиротехнически, средств. Хлорат натрия NaC103 применяют как гербицидное средство дл: борьбы с сорняками.Хлористая кислота НС1О2 известна только в разбавленном водном рас творе, очень неустойчива. Хлорит натрия NaC102 используют как отбели вающее средство.

Хлорноватистая кислота НСЮ существует только в разбавленном рас творе; сама кислота и ее соли (гипохлориты) — сильные окислители. Обра зуется в «хлорной воде» Гипохлорит натрия NaCIO и гипозйюрит калия КСЮ являются действую щим началом белящего щёлока (лабарракова вода, жавелевая вода), обра зующегося при насыщении растворов NaOH и КОН хлором на холоду, на пример2КОН + С12 = КС1 + КСЮ + Н2ОБелящий щёлок имеет запах хлорноватистой кислоты, выделяющейся вслед ствие гидролиза гипохлорита (неверно утверждение, что белящий щёлок пах нет хлором). Он обладает хорошими отбеливающими, дезинфицирующими i дезактивирующими свойствами; на его дезактивирующем действии основа! метод обезвреживания цианидосодержащих сточных вод гальванически} цехов. -

Хлорная известь, получаемая в промышленности из хлора и гашено? извести Са(ОН)2, представляет собой смесь гипохлорита кальция Са(С1О); с СаС12 и Са(ОН)2. Применяют как отбеливающее и дезинфицирующее сред ство. Чистый гипохлорит Са(СЮ)2 используется для дезактивации боевыл отравляющих веществ.

Оксиды хлораГептаоксид дихлора СЬО? (ангидрид хлорной кислоты) — бесцветная летучая маслообразная жидкость. Взрывоопасен. Получают путем отнятия воды от хлорной кислоты с помощью Р4О10:4НСЮ4 + Р4О10 = 2С12О7 + 4НРО3

Диоксид хлора С1О2— желтый газ с острым характерным запахом, Взрывается при нагревании. Получают из хлората калия и концентрированной серной кислоты:ЗКСЮз + 3H2SO4 = 3KHSO4 + НСЮ4 + Н2О + 2СЮ2Оксид дихлора С12О — бурый газ. Реагирует с водой с образованием хлорноватистой кислоты:С12О + Н2О = 2НС1О Взрывоопасен.БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯПолучение. 1. Промышленный способ — вытеснение хлором из бромидов, содержащихся, например, в хвостовых щёлоках калиевого производства:MgBr2 + С12 = MgCl2 + Вг2 2. Из бромидов, диоксида марганца и серной кислоты:4КВг + МпО2 + 2H2SO4 = 2K2SO4 + MnBr2 + 2Н2О + Вг2Способ используется в лабораторных условиях.

Свойства Простое вещество Вг2 — интенсивного темно-красного цвета жидкость, пары ее имеют резкий удушливый запах. Хорошо растворяется в хлороформе, сероуглероде и бензоле, мало растворяется в воде (образуется «бромная вода»).

Бром раздражающе действует на кожу и органы дыхания. Быстро разрушает древесину, резину. Вступает в реакции соединения со многими простыми веществами (образуются бромиды), вытесняет иод из иодидов, а сам вытесняется из бромидов хлором и фтором. С углеводородами по реакциям замещения и присоединения образует бромпроизводные.Применение. Бром используется для получения бромидов и органических бромзамещенных соединений, например красного красителя эозина, бромсо-держащих лекарственных средств, монобромэтаиа СгН5Вг и 1,2-дибромэтана ВгСН2СН2Вг, которые добавляются в этилированный бензин для перевода свинца в летучий бромид свинца(П) РЬВг2.Соединения брома. Соединения брома аналогичны соединениям хлора.

ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯПолучение. 1. Обработка иодата (содержащегося в чилийской селитре) гидросульфитом натрия (промышленный способ):2NaIO3 + 5NaHSO3 = 2Na2SO4 + 3NaHSO4 + H2O + I22. Из иодсодержащей золы морских растений вытеснением хлором.3. Нагревание смеси иодида калия, диоксида марганца и концентрированной серной кислоты Способ применяется в лабораторных условиях.Свойства. Простое вещество Ь — серо-черные, с металлическим блеском кристаллы с острым запахом. Очень летучее вещество (кристаллы иода могут полностью исчезнуть из открытого сосуда вследствие испарения). При медленном нагревании иод сублимируется; пары иода имеют интенсивно-фиолетовую окраску. При быстром нагревании или при нагревании в запаянном сосуде плавится, превращаясь в черную жидкость. Хорошо растворяется в этаноле с образованием коричневого раствора («йодная настойка»), а также в сероуглероде и хлороформе (растворы фиолетового цвета) и в бензоле (красная окраска раствора). В воде иод очень мало растворим, но легко переходит в бесцветный раствор иодида калия, окрашивая его в бурый цвет («йодная вода»), отвечающий образованию комплексного иона [I(I)j]~, или упрощенно *|. Из «йодной воды» иод извлекается с помощью выше названных органических растворителей.Иод менее реакдионноспособен, чем фтор, хлор и бром, последние вытесняют иод из иодидов, например:2Nal + Br2 = 2NaBr + I2; Тем не менее иод очень агрессивен; реагирует со многими простыми веществами, образуя иодиды, разрушает резину и т. п. При взаимодействии с тиосульфатом натрия дает иодид и тетратионат натрия:2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaIЭта реакция лежит в основе аналитического метода, называемого иодомет-рией.

Обнаружение. Свободный иод окрашивает крахмал в интеисивио-синий цвет; соединения иода с крахмалом не реагируют.

Применение. Иод используется в производстве лекарств и в химическом анализе.Соединения иода. Соединения иода аналогичны соединениям брома. Астат At — короткоживущий радиоактивный элемент, период полураспада изотопа 210At равен 8,3 ч. В земной коре содержится не более 30 г астата. Т. пл. «300°С, т. кип. «370°С. По химическим свойствам (соединениям) астат похож и на иод, и на полоний