Химия галогенов

 

1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение галогенов
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения галогенов
5. Способы получения галогенов
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с серой
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором 
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.1.6. Взаимодействие с галогенами
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с водой
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
6.2.3. Взаимодействие с солями и галогеноводородами
6.2.4. Взаимодействие с восстановителями

Галогеноводороды
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Диссоциация
3.3. Взаимодействие с солями
3.4. Восстановительные свойства
3.5. Взаимодействие с оксидом кремния (IV)

Соли-галогениды
Способы получения галогенидов
Химические свойства галогенидов

Кислородсодержащие кислоты галогенов
 1. Хлорноватистая кислота и ее соли 
 2. Хлористая кислота и ее соли 
 3. Хлорноватая кислота и ее соли 
 4. Хлорная кислота и ее соли 

 

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы  (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация  галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns2np5.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная концигурация хлора:

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние. 

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal2. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Галоген  F Cl Br I
Электронная формула … 2s22p5 … 3s23p5 … 4s24p5 … 5s25p5
Электроотрицательность 4,0 3,0 2,8 2,5
Степени окисления -1 -1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние Газ Газ Жидкость Твердые кристаллы
Цвет Светло-желтый Жёлто-зелёный Буровато-коричневый Тёмно-серый с металлическим блеском
Запах Резкий Резкий, удушливый Резкий, зловонный Резкий
T плавления –220оС –101оС –7оС 113,5оС
Т кипения –188оС –34оС 58оС 185оС

 

Внешний вид галогенов:

 Фтор            

Хлор              

Бром              

Йод                 

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Степень окисления Типичные соединения
+7 Хлорная кислота  HClO4

Перхлораты MeClO4

+5 Хлорноватая кислота HClO3

Хлораты MeClO3

+3 Хлористая кислота HClO2
+1 Хлорноватистая кислота HClO

Гипохлориты MeClO

–1 Хлороводород HCl, Хлориды MeCl

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве  хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na+    +    Cl

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–):     Na+  +1e  →  Na0      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na+    +    2Cl   →     2Na º    +   Cl2º

Суммарное уравнение электролиза  расплава хлорида натрия:

2NaCl   →  2Na    +   Cl2

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na+    +    Cl

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–):      2H2O   +    2e    →    H2°    +   2OH      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H2O   +    2Cl  →  H2°↑    +   2OH   +   Cl2°↑

Суммарное уравнение электролиза  раствора хлорида натрия:

2NaCl    +    2H2O   →     H2↑   +   2NaOH    +   Cl2

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO2    +    4HCl     →   MnCl2    +    Cl2↑    +   2H2O

Или перманганатом калия:

2KMnO4    +    16HCl     →   2MnCl2    +   2KCl     +     5Cl2↑    +   8H2O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO3    +    6HCl     →     KCl     +     3Cl2↑    +   3H2O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K2Cr2O7    +    14HCl     →   2CrCl3    +   2KCl     +     3Cl2↑    +   7H2O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF2  →  2K + H2 + 2F2

3. Получение  брома. 

Бром можно получить окислением ионов Br сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr +  Cl2   →   Br2   +  2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO2   +   4HBr   →   MnBr2   +   Br2 + 2H2O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI +  Cl2   →   I2   +  2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO2 + 2H2SO4   →   I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

F2  +  O2  →  OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S   +   Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S   +  3F2  →   SF6

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P    +   5Cl2   →  2PCl5

2P    +   3Cl2   →  2PCl3

2F2  +   C   →   CF4

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl2   +   2Fe   →  2FeCl3

I2   +   Fe   →  FeI2

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl2   +   Cu   →  2CuCl2

I2   +   2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

3Cl2   +  2Al   →  2AlCl3

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F2  +  H2  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl2  +  H2  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br2  +  H2  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

Br2  +  H2  ↔   2HBr

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2  +  F2  →  2ClF

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl2    +   H2O   ↔  HCl   +  HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлорную кислоту:

Cl2    +   6H2O   ↔  5HCl   +  HClO3  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F2   +   2H2O   →    4HF   +   O2

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl2    +   2NaOH (хол.)  →  NaCl   +   NaClO   +   H2O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl2   +   6NaOH (гор.)  →  5NaCl   +   NaClO3   +    3H2O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2    +   2Са(OH)2(хол.)  →  СaCl2   +   Сa(ClO)2   +   2H2O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl2    +   2NaI   →   2NaCl   +   I2

Cl2    +   2NaBr   →  2NaCl   +   Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl2   +   F2    →   2Cl+F

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl2   +   I2   +  H2O   →   HCl   +   HIO3

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl2    +    H2S   →    S    +   2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl2     +     H2O     +     Na2SO3    →   2HCl   +   Na2SO4

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl +   3H2O2   →  2HCl   +   2H2O   +   O2

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl2    +   2H2O   →  4HCl   +  O (на свету или кип.)

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота. 

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

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

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl +   H2    →    2HCl

Химические свойства галогеноводородов

1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства. Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами. Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например, хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl    +    CaO    →   CaCl2    +   H2O

 6HCl     +     Al2O3     →   2AlCl3    +    3H2O

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H2O

2HCl     +     Cu(OH)2    →     CuCl2    +   2H2O

2HCl     +     Zn(OH)2    →     ZnCl2    +   2H2O

HCl     +     NH3    →     NH4Cl

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например, соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe    +   2HCl      →     FeCl2   + H2

2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

HF    ↔   H+    +    F

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl    ↔   H+    +    Cl

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl     +     CaCO3    →     CaCl2    +   2H2O   +  CO2

Качественная реакция на галогенид-ионы  взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl   +    AgNO3    =    AgCl↓    +    HNO3 

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr    +   AgNO3    =    AgBr↓   +    HNO3

Осадок иодида серебра желтого цвета:

HI    +    AgNO3    =    AgI↓   +    HNO3

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br2   +   2HI   →  I2   +   2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

4HCl    +    MnO2    →   MnCl2   +    Cl2   +   2H2O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI),  концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

2HBr   +   H2SO4(конц.)  →   Br2    +   SO2   +  2H2O

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

14HBr      +    K2Cr2O7   →    2KBr  +    2CrBr  +    3Br2    +    7H2O

Или с оксидом марганца (IV):

 4HBr    +  MnO2   →   MnBr2   +   Br2   +   2H2O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr   +   H2O2   →   Br2   +   2H2O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI    +   2FeCl3  →   I2   +   2FeCl2   +  2HCl

или с сульфатом железа (III):

2HI    +   Fe2(SO4)3    →   2FeSO4   +   I2   +   H2SO4

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):

2HI   +  NO2  →   I2   +   NO   +    H2O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI    +   S     →   I2     +    H2S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

SiO2   +   4HF   →   SiF4  +  2H2O

SiO2   +   6HF(изб)  →  H2[SiF6]  +   H2O

Галогениды металлов

Галогениды  это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.


Способы получения галогенидов

1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами. При этом галогены проявляют свойства окислителя.

Например, хлор взаимодействует с магнием и кальцием:

Cl2    +   Mg   →   MgCl2

Cl2   +   Ca   →   CaCl2

При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):

3Cl2   +   2Fe   →  2FeCl3

2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.

Например, соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида железа (II):

Fe  +  2HCl   →   FeCl2   +  H2

3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных  и амфотерных оксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:

2HCl    +    CaO   →  CaCl2    +   H2O

Еще пример: взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

6HCl     +     Al2O3    →    2AlCl3    +    3H2O

4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований  и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H2O

Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:

2HCl     +     Cu(OH)2    →     CuCl2    +   2H2O

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

2HCl     +     Zn(OH)2    →     ZnCl2    +   2H2O

5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.

Например, гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородом с образованием бромида натрия:

HBr     +   NaHCO3    →   NaBr    +    CO2↑    +   H2

Взаимодействие с нитратом серебра –  качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:

HCl   +    AgNO3   →    AgCl↓    +    HNO3

HBr   +    AgNO3   →    AgBr↓    +    HNO3

HI   +    AgNO3   →    AgI↓    +    HNO3

Химические свойства галогенидов

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.

Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

NaCl   +  AgNO3   →    AgCl↓    +  NaNO3 

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg  +  CuCl2   →  MgCl2  +  Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na  +  ZnCl2(раствор)  ≠  

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr   →    2K    +   Br2

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr    +    2H2O    →    H2↑   +   2KOH    +   Br2↑        

4. Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr   +    2H2SO4 (конц.)    →    4K2SO4    +   4Br2   +   SO2   +    2H2O

Еще пример: йодид  калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI   +   2CuCl2   →   2CuI↓   +    I2↓   +    4KCl

2KI    +    2FeCl3    →   I2↓    +   2FeI2    +    2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI   +    5H2SO4 (конц.)  →    4K2SO4    +   4I2   +   H2S  +    4H2O          или

8KI    +   9H2SO4  (конц.)  →    4I2↓ +    H2S↑     +    8KHSO4     +    4H2O

KI    +   3H2O   +  3Cl2  →   HIO3   +  KCl   +   5HCl

10KI   +  8H2SO4   +  2KMnO4  →  5I2   +   2MnSO4   +   6K2SO4   +   8H2O

6KI    +  7H2SO4   +  K2Cr2O7   →  Cr2(SO4)3    +   3I2    +   4K2SO4    +   7H2O

2KI    +   H2SO4   +   H2O2   →   I2    +   K2SO4    +   2H2O

2KI    +   Fe2(SO4)3    →  I2   +    2FeSO4   +  K2SO4

2KI    +   2CuSO4   +   K2SO3   +    H2O   →   2CuI   +   2K2SO4   +   H2SO4

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl    +    NH3    →  [Ag(NH3)2]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl  →  2Ag    +   Cl2

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

Степень окисления галогена +1 +3 +5 +7
Формула HClO HClO2 HClO3 HClO4
Название кислоты Хлорноватистая Хлористая Хлорноватая Хлорная
Устойчивость и сила Существует только в растворах,  слабая кислота Существует только в растворах,  слабая кислота Существует только в растворах,  сильная кислота Сильная кислота
Название соответствующей соли Гипохлориты Хлориты Хлораты Перхлораты

 Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в  разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1. Диспропорционирование хлора в холодной воде:

Cl2    +   H2O   ↔  HCl   +  HClO  

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.

1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается:

2HClO  →  2HCl   +   O2

2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом калия:

HClO   +   KOH    →    KClO   +   H2O

3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.

Например, хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:

HClO   +  2HI   →  HCl   +   I2   +  H2O

Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:

HClO   +  H2O2   →  HCl   +   H2O   +   O2

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO    →   2HCl   +    НСlO3

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

Например, соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:

NaClO   +   2HCl   →  NaCl  +  Cl2   +  H2O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция:

Ca(ClO)2    +   H2SO4  →   CaSO4   +   2HCl   +   O2

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

Ca(ClO)2    +   CO2   +   H2O   →  CaCO3   +   2HClO

2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями, если образуется слабый электролит.

Например, гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:

Ca(ClO)2    +   Na2CO3    →   CaCO3   +   2NaClO

3. При нагревании гипохлориты разлагаются:

Ca(ClO)2     →    CaCl2   +   O2

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO2  –  существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

2ClO2     +   H2O2   →   2HClO2   +   O2

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

1. Хлорноватистая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:

HClO2   +   KOH   →   KClO2   +   H2O

2. При длительном хранении разлагается:

4HClO2   →   HCl   +   HClO3   +   2ClO2   +   H2O

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO3  –  также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлористой кислоты – хлоратов.

Например, из хлората бария под действием серной кислоты:

Ba(ClO3)2   +   H2SO4   →   2HClO3    +    BaSO4

Химические свойства хлорноватой кислоты:

1. Хлорноватая кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:

HClO3   +   KOH     →   KClO3   +   H2O

2. Хлорноватая кислота –  сильный окислитель

Например, хлорноватая кислота окисляет фосфор:

6P   +   5HClO3    →   3P2O5   +   5HCl

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты сильные окислители.

Например, хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается. При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:

4KClO3   →    3KClO4   +   KCl

В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:

2KClO3    →   2KCl   +   3O2

Еще пример: хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO3   +  3S    →  2KCl   +  3SO2

 5KClO3   +  6P    →   5KCl   +   3P2O5

Хлорная кислота и ее соли

Хлорная кислота HClO4  –  это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Например, из перхлората бария под действием серной кислоты:

2NaClO4   +   H2SO4   →   2HClO4    +    Na2SO4

Химические свойства хлорной кислоты:

1. Хлорная кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:

HClO4   +   KOH     →   KClO4   +   H2O

2. Хлорная кислота –  сильный окислитель

Например, хлорная кислота окисляет углерод:

8HClO4   +   14C   →   14CO2   +   4Cl2   +   4H2O

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

4HClO4   →   4ClO2   +   3O2   +   2H2O

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты сильные окислители.

Например, перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:

KClO4    →   KCl   +   2O2

Еще пример: перхлорат калия окисляет алюминий:

3KClO4   +   8Al   →  3KCl   +   4Al2O3