Общая характеристика и химические свойства щелочных металлов

• Название: Общая характеристика и химические свойства щелочных металлов
• Анкор: Fizika ekzamen 2014
• Дата: 14.12.2021
• Размер: 192.31 Kb.
• Имя файла: 232.docx
• Тип: Документы; #303751
• страница: 4 из 7

11150 pm

155 pm П

но-уЧ’’™

^но H3P03+C12+H20=2HC1+H3P04

Na2HPO3+2AgNO3+H2O=Na2HPO4+2Ag+2HNO3

Фосфиты являются неплохими восстановителями, в ОВР окисляются до соединений фосфора 5

H3PO3+Cl2+H2O=2HCl+H3PO4

Na2HPO3+2AgNO3+H2O=Na2HPO4+2Ag+2HNO3

P4010+2H2O=4HPO3 (мета)

2HPO3+H2O=H4P2O7 (пиро)

H4P207+H20=2H3P04(орто)

Растворы мета- и пирофосфорной кислот достаточно трудно отличить,до сих пор для определения этих кислот используется буквально старинный рецепт мета-сворачивает яичный белок,пиро-нет.

Н₃РО₄ + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄ + 3HNO₃

Качественной реакцией на ион РО₄^3- является образование ярко-жёлтого осадка молибденофосфата аммония:

H₃PO₄ + 12(NH₄)₂MoO₄ + 21HNO₃ = (NH₄)₃PMo₁₂O₄₀ 6H₂O + 21NH₄NO₃ + 6Н₂О Получение в промышленности 4Р + 5О2 = Р4О10 Р4О10 + 6Н2О = 4Н3РО4

4. 
   Общая характеристика и химические свойства мышьяка, сурьмы и висмута.
   

Сульфиды мышьяка, сурьмы и висмута: их отношение к кислотам и к раствору сульфида аммония. Тиокислоты и их соли.

Галогениды мышьяка, сурьмы и висмута: их получение и гидролиз. Тиокислоты и тиосоли.

Мышьяк,сурьма,висмут.

Мышьяк и сурьма имеют ряд аллотропных модификаций.Наиболее устойчивы метал-ие формы серого^8) и серебристо- белого(8Ъ)цвета.Это хрупкие в-ва.Висмут- Ме серебристо-белого цвета с едва заметным розовым оттенком.Менее хрупок,чем сурьма.В подгруппе сверху вниз более стабильными становятся соед. с.о. +3.В целом для этих эл-ов хар-ны с.о. от -3до+5 .Встречаются в основном в виде сульфидов. Преимущественный способ получения:

Сульфид(обжиг)^- Оксид(°СД)^- Элемент Хим.св-ва:

Реакции простых веществ с серной к-той:

4As+6H2S04(конц)=As406+6S02+6H20

2Sb+6H2S04(конц)=Sb2(S04)3+3S02+6H20(Bi)

Bi пассив-ся в HNO3(конц). Взаимод.пр.вещ-в с азоткой:

As+5HNO3 (конц)=Ю AsO4+5NO2 + H2O

2Sb+10HN03(конц)=Sb205+10N02+5H20

As+HN03(разб)+H20=H3As03+N0

4Sb+4HN03(разб)=Sb406+4N0+2H20

Bi+4HN03(разб)=Bi(N03)3+N0+2H20

Метал-е Sb и Bi могут реагировать с HQ(конц)в присутствии окислителя

2Sb + 12HC1 + 3H2O2 = 2H3[SbCl6] + 6H2O.

В природе As, Sb и Bi встречаются в виде сульфидов As2S3, Sb2S3, Bi2S3

Крайне редко эти элементы встречаются в самородном виде. Природные сульфиды обжигают и обр-щиеся оксиды восст.коксом:

2As2S3 + 9O2 = 2As2O3 + 6SO2,

2As2O3 + 2C = As4+ 3CO.

При комнатной температуре As, Sb и Bi реагируют только с галогенами, образуя тригалогениды(ЭГ₃), а в случае сурьмы и пентагалогениды(ЭГ ₅). ). При спекании As, Sb и даже Bi с порошком активных Ме, образуются арсениды, антимониды и висмутиды.(Ca3As2,K3 Sb)

Сульфиды: Q2S3 и Э2S5 )

Получают взаимод. пр.вещ-в, либо взаимод. соответ. соед. в сильно кислой среде с H2S:

2As + 3S —As2S3

2Na3AsO4+6HCl+5H2S=As2S54+6Naa+8H2O

Bi2S3 - сульфид, остальные соединения - тиоангидриды. Имеют очень маленькие значения ПР, нерастворимы в мин. кислотах. Эти соед. можно перевести в растворимое состояние либо действием кислот-окислителей, например: Sb2S3+28HNO3(конц.)= Sb2O5+28NO2+3H2SO4+11H2O Bi2S3+24HNO3(конц.)= Bi2(SO4)3+ 24NO2 +12H2O Либо в щ. растворах:

Sb2S3+6KOH=K3SbS3+K3SbO3+3H2O Sb2S5+8KOH=K3 SbS4+K3 SbO4+K2-S+4H2O Sb2S5+16KOH=2K3 SbO4+5K2 S+8H2O

Сульфиды As, Sb и Bi проявляют некоторую аналогию свойств с оксидами тех же элементов. Подобно тому, как оксиды As и Sb при взаимод. со щелочами дают соли кислот Н3ЭО3 или Н3ЭО4, сернистые их производные обр. с растворимыми сульфидами Ме соли соответствующих тиокислот (аналог для сульфидасурьмы)

3 (NH4)2S + As2S3 = 2 (NH4)3AsS3 и 3 (NH4)2S + As2S5 = 2 (NH4)3AsS4

Bi2S3 с растворимыми сернистыми солями практически не реагирует. Сульфид этот, следовательно, ведёт себя аналогично почти нерастворимому в щелочах оксиду (Bi2O3).

Галогениды:

Галогениды As, Sb и Bi легко образуются при прямом взаимодействии элементов. Галогениды типа ЭГ3 известны для всех

рассм-ых эл-в и Hal, галогениды типа ЭГ5 более или менее устойчивы лишь производные фтора и SbCl5

Галогениды ЭГ3 и ЭГ5 сильно гидролизованы в водных растворах; AsCl3 и SbCl5 - практически нацело:

AsCl3+2H2O=HAsO2+3HCl

2SbCl5+5H2O=Sb2O5+10HCl

Галогениды Sb(III) и соли Bi(III) подвергаются гидролизу с образованием малорастворимых оксосолей: $ЬС13+ШО=$ЬОСЩхлористый антимонил)+2НС1 Bi(NO3)3+ШO=BЮNO34(нитрат висмутила) +2HNO3

BiI3 растворим в избытке йодида, при этом образуется непрочный комплекс, разрушаемый даже разбавлением раствора: BiB+KI^^KpiM]

Ион Bi3+ способен в растворе восстанавливаться до металла:

3K2[Sn(OH)4]+2Bi(NO3)3+6KOH=3K2[Sn(OH)6]+2Bi|+6KNO3

4. 
   Получение кислорода и пероксида водорода в промышленности и в лаборатории.
   

Реакции пероксида водорода в роли окислителя и восстановителя.

Кислород-самый распространенный на Земле элемент. Промышленные способы получения молекулярного кислорода:

перегонка жидкого воздуха, электролиз воды (точнее щелочного раствора). Возможные лабораторные способы получения O2:

2KClO3= (усл t, MnO2)=2KCl+3O2

2H2O2=(кат)=2H2O+O2

2KMnO4=(t)=K2MnO4+MnO2+O2

2Лучшим лабораторным способом получения пероксида водорода является обработка пероксида бария серной кислотой: BaO2+H2SO4=BASO4|+H2O2

В промышленности пероксид водорода получают, подвергая электролизу 50 мас.%-й раствор серной кислоты:

2H2SO4=^. ток)=H2S2O8+H2 H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2

Окислительные свойства у H2O2 выражены сильнее, чем восстановительные:

3H2O2+I2=2HIO3+3H2O Na₂SO₃ + H₂O₂ —— Na₂SO₄ + H₂O Mn(OH)₂ + H₂O₂ — MnO₂ + 2H₂O

В качестве окислителя используется концентрированный раствор H2O2, разбавленный же раствор выступает в качестве

восстановителя, особенно в присутствии серьезных окислителей, например:

2K2FeO4+3H2O2+5H2SO4=Fe2(SO4)3+2K2SO4+3O2+8H2O

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 —— 2MnSO4+K2SO4+5O2 + 8H2O

2AgNO₃ + H₂O₂ — 2Ag+O₂+2HNO₃

30) 2NaHCO3=(t)=Na2CO3+CO2+H2O

NaH2PO4=(t)=NaPO3 +H2O Na2HPO4=(t)=Na4P2O7 + H2O 2NaHSO4=(t)= Na2S2O7+H2O

4. 
   Общая характеристика и химические свойства серы, селена и теллура.
   

Получение и свойства сероводорода. Растворимость и гидролиз сульфидов. Отношение сульфидов к кислотам. Кислородсодержащие кислоты серы, селена и теллура: получение, кислотно-основные и окислительно­восстановительные свойства.

Взаимодействие металлов с серной кислотой.

Получение серной кислоты и сероводорода в промышленности.

Взаимодействие неметаллов с концентрированными серной и азотной кислотами.

Общая характеристика и химические свойства серы, селена и теллура.

Сера находится в земной коре в самородном виде, в виде сульфидов металлов (FeS2, ZnS, PbS, Cu2S), сульфатов металлов (Na2SO4*10H2O, CaSO4*2H2O).

Валентные возможности атома серы по методу ВС составляют 2, 4, 6; в соответствии с этим основные степени окисления в соединениях -2, +2, +4,+6. Соединения серы ст.ок. +2 крайне неустойчивы, а соед. ст.ок. +4 проявляют преимущественно восстановительные св-ва.

При небольшом нагреве, сера - достаточно хим. активное в-во. Горит на воздухе с обр. SO2, энергично сгорает в атмосфере F2, образуя SF6. При высокой температуре S(_r) и C^ образуют CS₂; при незначительном нагреве порошки серы и металлов спекаются, образуя сульфиды (ZnS, Al2S₃, K2S).

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO₃, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании:

S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4 конц. = 3SO2 + 2H2O

Сера диспропорционирует в горячем растворе щёлочи:

3S+6KOH ->2K2 S+K2 SO3+3 H2O

При переходе от S к Se и Te увеличивается склонность к проявлению нулевой степени окисления.

Se при нагревании, а Te при комн. темп. реагируют с водой:

Э + 2Н2О = ЭО2 + 2Н2

При сгорании Se и Te образуются оксиды ЭО2.

H2Se и H2Te получают обработкой селенидов и теллуридов растворами минеральных кислот:

MgЭ + H2SO4 = MgSO4 + ШЭ

Получение и свойства сероводорода. Растворимость и гидролиз сульфидов. Отношение сульфидов к кислотам. Получение H2S...

Действие минеральных кислот на сульфиды:

CaS+2HCl=H2S+CaC12;

Св-ва:

Окисление в условиях избытка кислорода:

2H2S+302=2S02+2H20;

Окисление в условиях недостатка кислорода:

2H2S+02=2S^) +2H20;

Сероводород в окислительно - восстановительных процессах проявляет восстановительные свойства, окисляясь, как правило, до S:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 --> 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Все кислые сульфиды очень легко растворимы в воде. Из нормальных сульфидов также легко растворимы сульфиды щелочных металлов. В водном растворе они очень сильно гидролизуются.

Поэтому их растворы имеют сильно щелочную реакцию. Нейтральные сульфиды щелочноземельных металлов как таковые в воде не растворяются. Однако при действии воды они претерпевают гидролитическое расщепление, например,

2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2 Растворимые сульфиды сильно гидролизованы:

S^2- + H₂O = HS^- + OH^-

Зачастую гидролиз протекает и по второй ступени:

HS^-+H2O = H2S + OH^-

Поэтому растворы сульфидов имеюN характерный запах сероводорода. Сульфиды Fe(III) , Al(III), Cr(III) и ряда дрцгих катионов М³⁺ не могут быть получены в водных растворах в силу взаимного усиления гидролиза: 2AlCl3 + 3K2S + 6H2O = 2Al(OH)3j + 3H2S| + 6KCl

Сульфиды в окислительно - восстановительных процессах проявляет восстановительные свойства, окисляясь, как правило, до S: 3K2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 ^ 3S + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O

В обычных условиях только HNO₃(конц) способна окислить сульфиды до иона SO/Хдо S+⁶):

FeS + 6HNO3(конц) = Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + 2H₂O + 3NO

Кислородсодержащие кислоты серы, селена и теллура: получение, кислотно-основные и окислительно­восстановительные свойства.

H₂SeO4 (селеновая к-та) _и И₆ТеОб (H₂TeO₄, теллуровая к-та) получаются при окислении соединений + 4 сильными окислителями:

H2SeO3+H2O2(конц)=H2SeO4+H2O

5Те0₂ + 2КМп0₄ + 6HN0₃ + 12 Н₂0—► 5Н₆Те0₆ + 2KN0₃ + 2Mn(N0₃)₂

Селеновая кислота по силе практически равна серной, теллуровая - очень слабая к-та. Соли селеновой к-ты похожи на сульфаты, соли теллуровой - существенно от них отличаются.

И селновая и теллуровая кислоты являются весьма сильными окислителями; H₂SeO₄ кинетически более сильный окислитель, чем серная:

H2SeO4 + 6 HI = 3I2 + Se(SeO2) + 4 H2O

2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3(SeO2) + 3H2O

Обезвоживанием селеновой и теллуровой кислот можно получить соединения ЭО₃. SeO3 похож на SO3, легко растворяется в воде, а TeO3 мало растворим в воде.

В ряду кислот H₂SO₃ - H2SeO3 - H₂TeO₃ отмечается усиление окислительной активности (падение восстановительной способности), падение силы кислот.

Взаимодействие металлов с серной кислотой.

Взаимодействие серной кислоты с металлами проходит различно в зависимости от её концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Из-за этого она взаимодействует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

Но свинец не растворяется в разбавленной кислоте, поскольку образующаяся соль PbSO4 нерастворима.

При взаимодействии с малоактивными металлами, например, с медью, кислота восстанавливается до SO2:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.

При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород. Так, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O 3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O 4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.

Получение серной кислоты и сероводорода в промышленности.

Стадии производства серной кислоты:

1. 
   Обжиг сульфидов:
   

4FeS₂ + 11O₂ (t)= 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2. 
   Каталитическое окисление SO2 (контактный мет од):
   

2SO2 + O2 (V2O5, t) — 2SO₃

Или окисление диоксидом азота (нитрозный метод):

502. 
     + NO — SO3 + NOt.
     

3. 
   Поглощение SO3
   

502. 
     + H₂O —— H₂SO₄
     

В промышленности сероводород получают как побочный продукт при очистке нефти, природного и промышленного газов. Взаимодействие неметаллов с концентрированными серной и азотной кислотами.

Концентрированные серная и азотная кислоты являются сильными окислителями. В азотной кислоте окислителем служит азот в степени окисления +5, в серной кислоте - сера в степени окисления +6.

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO₂:

S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6Ш2(газ) + 2H2O 3P+5HNO3(конц)+2H2O -> 3H3PO4+5NO(газ)

Концентрированная серная кислота очень активно взаимодействует с неметаллами.

Реакцию растворения углерода в горячей концентрированной серной кислоте можно представить уравнением С + 2 Н2SO4(конц) = СО2 + 2 SO2 + 2 Н2О

При окислении серы горячей концентрированной серной кислотой в качестве продукта окисления и продукта восстановления образуется диоксид серы:

S + 2 Н2SO4(конц) = 3 SO2 + 2 Н2О

Концентрированная серная кислота окисляет бромид — и иодид-ионы до свободных брома и иода:

2 КВг + 2 Н2SO4(конц) = K2S04 + SO2 + Br2 + 2Н2О 2 KI + 2 H2S04(koh^) = K2SO4 + SO2 + I2 + 2 Н2О

Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НС1 по реакции двойного обмена:

№С1 + Н2SO4(конц.) = NаНSO4 + НО

4. 
   Получение водорода в промышленности.
   

промышленное получение водорода C + H2O=(t) CO + H2 CH4 + Н20=(иат) CO + 3H2 2CH4 + 02 =а,кат) 2C0 + 4H2 2Ш0=(эл.ток) 2H2 + 02

4. 
   Общая характеристика и химические свойства галогенов.
   

Получение хлора, брома и хлората калия в промышленности.

Водородные соединения галогенов: получение и свойства.

Ассоциация молекул фтороводорода. Дифторид калия.

Окислительное действие хлора и брома в щелочной среде.

Оксиды хлора и иода: получение и свойства.

Сопоставление кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислородсодержащих кислот галогенов.

Получение и гидролиз галогенангидридов.

. общая хар-ка: в природе галогены встр в виде соед с металлами. хлориды, бромиды и йодиды в больших кол-вах присут в воде морей и океанов. при комн температуре F2 и C12 - газы, Br2 - жидкость , I2 - кристал вещ-во

химич св-ва: вален возм атомов: у фтора - 1, у осталь - 1,3,5,7. степ окис: у фтора только минус 1, у осталь минус 1, +1, +3, +5, +7. в случае брма хлора и йода возможны другие степ ок

фтор- самый реакционноспособный элем. т. к. у него самая высокая электроотрицательность, маленький размер атома, отсут d-орбитали. при комн темпер фтор реагирует со всеми простыми вещ-ми, кроме 02, N2, He, Ne и Ar. в атмосфере фтора воспламеняется большинство порошкообразных металлов и немет, например Ag + F2 = AgF2 ; 2Fe + F2 = 2FeF3 ; P4 + 10F2 = 4PF5

легко реаг фтор со слож вещ-ми, простым и кварцевым стеклом: SiO2 + 2F2 = SiF4 + 02 если осталь галогены раств в воде и слабо взаимод с ней, то фтор энергично реагир с водой 2F2 + H20 =0F2 + 2HF 2F2 + 2H2O = 4HF + 02

врем хранение фтора и проведение р-ий осуществ в ёмкостях, изготов из монель-металла. на поверх изделий из этого сплава в атмосфере фтора обр прочная, химически инертная пленка фторидов.

как уже отмечалось, осталь галогены раств в воде, их растворимость понижается в ряду Cl2-Br2-I2. в этом же ряду ослабевает взаимод Г2 с молекулами воды по ур-ю:

Г2 (р-р) + H20 =(обратимо) H с плюсом + Г с минусом + HOr

константы равновесия этой р-ии при комн темпер для Cl2 - 10 в минус 4, для Br2 - 10 в минус 9, для I2 - 10 в минус 11 при растворении Г2 в р-ах щелочей указанное равновесие смещается вправо:

Г2 + 2NaOH = NaOr + H20

в горячей воде мол-лы HOr, получающиеся за счет взаимод Г2 с холод водой, диспропорционируют, и суммарный процесс описыв ур-е: 3Г2 + 3H2O=(t, обратимо) HrO3+5Hr 3Г2 + 6K0H =(t) KT03 + 5Kr + 3H2O

реакционная способность галогенов резко ослабев от фтора к йоду. в реаль практике несмотря на то, что термодинамически хлор более сильный окислитель, чем бром, химики предпоч испль именно бром в качестве окислителя, т к Br2 - жидк, а Cl2- газ при обыч усл

получение хлора, брома и хлората калия в промышл:

2KCl + 2H2O =(эл.ток) 2K0H + H2 + Cl2 2NaBr + Cl2 = Br2 + 2KCl

хлорат калия - Cl₂ + 2K0H = KClO + KCl + H₂0, затем 3KClO = KClO₃ + 2KCl водородные соед галогенов: получение и св-ва:

фтороводод и хлоро водород получают действуя на крист-ие фториды и хлориды конц серной : CaF2 кр + H2SO4 конц =

CaS04 + 2HF, NaCl кр+ H2S04k = NaHS04 + HCl

получение HBr(C) и Ш(г) в подоб усл невозм из-за окисления получающихся галогенводородов конц серной, наиболее распростр способы получения бромоводорода, йодоводорода - гидролиз галогенангидридов, например:

PBr3 + 3H2O = H3PO4 + 3HBr

I2 + H2S = S + 2HI

BaI2 + H2SO4 = BaS04 + 2HI

HF - газ, наименее приближенный к инеальному; HF (ж) похож на воду (имеет электропроводность близкую к электропр воды)

темпер кипения жидких HCl HBr HI отрицательны, HF (ж) кипит при 19,5

в ряду HF - HCl - HBr - HI снижается термодинам устойчивость соед, резко умень термическая устойчивость, возрастает восс- ая активность и увелич сила кислот в водн р-ре

ассоциация молекул фтороводорода: в водном растворе HF, наз плавиковой к-ой, отмечается сильная межмолекулярная ассоциация, приводящая к тому, что основная форма существования частиц в растворе - димеры (HF)2. при нейтрализации плавиковой к-ы щелочью обр гидрофториды: 2HF + KOH = KHF2 + H2O, и лишь при избытке щелочи достигается полная нейтрализация

я не знаю про дифторид калия, ничего не нашла( окислительное действие хлора и брома в щелочной среде:

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:

С1₂ + 2 NaOH = Nad + NaClO + Н₂О

Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClO □ и применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:

3 С1₂ + 6 №ОН = 5 №С1 + №С1О₃ + 3 Н₂О

3 С1₂ + 6 КОН = 5 КС1 + КС1О₃ + 3 Н₂О

Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью.

При растворении брома в растворе щелочи на холоду образуются соли кислот:

Вг₂ + 2 №ОН = NaBr + NаВrО + Н₂О оксиды хлора и йода: получение и св-ва: удобным лабор методом получения С12О явл р-я:

2HgO+2C12=HgO*HgC12 + С12О

при комн темп С12О - красновато-желтый газ, мол-ла полярна и имеет уголковое строение С12О + H2O = 2HOC1

больший интерес предст С1О2, можно получить:

3KC1O3+3H2SO4=3KhSO4 + 2С1О2 + HC1O4 + H2O 2NaC1O3 + SO2 + H2SO4 = 2С1О2 + 2NaHSO4 (промыш)

2KC1O3 + H2C2O4 + H2SO4 = K2SO4 +2СО2 + 2С1О2 + 2H2O

С1О2 - бурый газ, мол-ла полярна и парамагнитна, имеет уголковое строение, формально явл ангидридом двух кислот 2С1О2 + 2NaOH = NaClO2 + NaClO3 +H2O реагир с водой:

6С1О2 + 2H2O = HC1 + 5HC1O3 а также:

5P4 + 20С1О2 = 4P4O10 + 4PC15

С12О6 - красноватая жидкость, образуется в р-ии: 2С1О2 +2O3 = С12О6 +2O2 также может рассм как смешанный ангидрид, поскольку в р-ре идет след процесс:

С12О6 + 2NaOH = NaClO3 + NaClO4 + H2O

наиболее стабильным кислородным соед хлора явл С12О7 - ангидрид хлорной к-ты, бесцв маслянистая жидк

получается при обезвоживании хлорной к-ты P4O10. мол-ла предст собой два тетраэдра

пероксидно есоед С12О8 можно получить: 2AgClO4 + I2 = С12О8 + 2AgI

соед нестабильно, сильный окисл

все оксиды хлора могут взрываться!

I2O5 -бесцв кристалы, получ при термич разложении: 2HIO3 = (250град) I2O5 + H2O I2O5 термически устойчив до 300 градусов. проявл окисл св-ва, исполь для обнар СО:

I2O5 + 5СО = 5СО2 + I2

I2O4 и I4O9 предст собой солеподобные соед

I2O4 = (IO)IO3 йодат йодила

I4O9 = I(IO3)3 йодат йода (3)

сопоставление кислотно-основных и окислительно-восстановительных св-в кислородсодеращих кислот галогенов HOC1, HOBr, HOI - малостабильные соединения, известны только в водных р-рах, слабые электролиты, хорошие ок-ли в кислых средах

2HOCl=(hv) 2HC1+O2 ; 2HOC1 = (^С^безвод) C12O+H2O; 3HOC1 =(t) HC1O3+2HC1 HOCl-HOBr-HOI окислительная активность и сила кислот ослабевает из к-т HTO2 известна лишь хлористая HC1O₂ (хлорит), устойчива в водных р-рах BaO2+2ClO2=Ba(ClO2)2+O2;

Ba(ClO2)2+H2SO4=BaSO4+2HClO2

к-ты БГО₃ (галогенноватые) известны все, варианты получения:

2NaClO₃+H₂SO₄=Na₂SO₄+2HClO₃;

Br₂+5 C1₂+6H₂O=2HB rO₃+10HCl;

I2+5H2O2=2HIO3+4H2O 3r₂+6KOH=(t) 5Kr+Kr0₃+3H₂0(t);

3MeOr=(t) 2МеГ+МеГО₃

все к-ты Hr0₃ - активные окислители

2HIO₃+5H₂C₂O₄=I₂+10CO₂+6H₂O; HIO₃+5HI=3I₂+3H₂O

в ряду HClO₃-HBrO₃-HIO₃ падение силы кислот и ослабление окисл активности

к-ты высш степ окис (+7) наз иалогенные кислоты:

C1₂O7+H₂O=2HC1O₄(на холоду) ;

KC1O4+H2SO4=KHSO4+HC1O4;

NaBrO3 + F2 +2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O I₂+7MnO₂+7H₂SO₄=2HIO₄+7MnSO₄+6H₂O получение и гидролиз галогенангидридов

При гидролизе галогенангидридов образуются две к-ты — кислородсодержащая и галогеноводородная; р-ция в большинстве случаев идет необратимо:

Клюшников ???