Реферат : Седьмая группа перйодической системы Менделеева

Из членов данной группы водород был рассмотрен ранее. Непосредственно следующие за ним элементы — F, Сl, Br и I — носят общее название г а л о г е н о в. К ним же следует отнести и элемент № 85 — астат (Аt). Другую часть группы составляют элементы п о д г р у п п ы м а р г а н ц а (Мп, Тс, Rе).

Как видно из приводимых электронных структур, атомы галогенов имеют 7 электронов во внешнем слое. Основываясь на этом, можно наметить некоторые черты их химической характеристики: так как до устойчивой конфигурации внешнего слоя не хватает лишь по одному электрону, наиболее типичным для галогенов должны быть соединения, в которых эти элементы играют роль о д н о в а л е н т н ы х м е т а л л о и д о в. С другой стороны, их максимальную положительную валентность можно ожидать равной семи.

Иначе обстоит дело в подгруппе марганца. Здесь незаконченными являются уже д в а внешних слоя. Так как в наиболее удаленном от ядра слое находится только два электрона, тенденции к дальнейшему присоединению электронов не будет. Наоборот, при их отдаче и образовании валентных связей могут принять участие и 5 электронов следующего слоя. Поэтому максимальную положительную валентность элементов подгруппы марганца также можно ожидать равной семи. Таким образом, по своим основным тенденциям элементы обеих групп сильно отличаются друг от друга: тогда как галоиды должны в первую очередь характеризоваться резко выраженной металлоидностью, марганец и его аналоги будут вести себя как металлы.

Фтор.

[sms]

На земной поверхности фтор встречается исключительно в составе солей. Общее его содержание в земной коре равняется 0,02 %. Основная масса фтора распылена по различным горным породам. Из отдельных форм его природных скоплений наиболее важен минерал ф л ю о р и т — СаF2.

Фтор является “чистым элементом” — состоит только из атомов 19F. Впервые он был обнаружен в плавиковой кислоте (1810 г.). Попытки выделить этот элемент долгое время оставались безуспешными, и свободный фтор удалось получить лишь в 1886 г.

Основная масса фтора земной поверхности обязана своим происхождением горячим недрам Земли (откуда этот элемент выделяется вместе с парами воды в виде НF). Среднее содержание фтора в почвах составляет 0,02 %, в водах рек — 2· 10- 5 % и в океане — 1· 10- 4 %. Человеческий организм содержит фтористые соединения главным образом в зубах и костях. В вещество зубов входит около 0,01 % фтора, причем большая часть этого количества падает на эмаль [состав которой близок к формуле Са5F(РO4)3]. В отдельных костях содержание фтора сильно колеблется. Для растительных организмов накопление фтора не характерно. Из культурных растений относительно богаты им лук и чечевица. Обычное поступление фтора в организм с пищей составляет около 1 мг за сутки.

Установлено, что содержание фтора в питьевой воде сильно влияет на состояние зубов людей (и животных). Наилучшим является наличие около 1 мг фтора в литре. Содержание ниже 0,5 мг/л способствует развитию кариеса, а выше 1,2 мг/л — крапчатости эмали. В обоих случаях зубы подвергаются более или менее быстрому разрушению.

Элементарный фтор получают путем электролиза фтористых соединений. причем он выделяется на аноде по схеме:

2 F- ® 2 е- + 2 F ® 2 е + F2­

Электролитом обычно служит смесь состава КF· 2НF (часто с добавкой LiF). Процесс проводят при температурах около 100 'С в стальных электролизерах со стальными катодами и угольными анодами.

Удобная лабораторная установка для получения фтора показана на рис.

&&&&&&&&&& рис

Электролизу подвергают легкоплавкую смесь состава КF· 3НF, помещенную в служащую катодом внешний медный сосуд А. Анод из толстой никелевой проволоки помещается в медном цилиндре Б, нижняя боковая часть которого имеет отверстия. Выделяющийся фтор отводится по трубке В (а водород — через отвод Г). Все места соединения отдельных частей прибора делают на пробках из СаF2 и замазке из РbО и глицерина.

Свободный фтор состоит из двухатомных молекул и представляет собой почти бесцветный (в толстых слоях зеленовато -желтый) газ с резким запахом. Он сгущается в светло-желтую жидкость при - 188 ° С и затвердевает при - 220 ° С.

Критическая температура фтора равна - 129 ° С, критическое давление 55 атм. При температуре кипения жидкий фтор имеет плотность 1,5 г/см3, а теплота его испарения составляет 1,6 кДж/моль. Жидкий фтор, как и его смесь с жидким кислородом (“флокс”), может служить энергичным окислителем реактивных топлив. С SiО2 или стеклом фтор не реагирует. При охлаждении ниже - 252 ° С его желтоватые кристаллы обесцвечиваются.

С химической стороны фтор может быть охарактеризован как о д н о в а л е н т н ы й м е т а л л о и д и притом с а м ы й активный из всех металлоидов. Обусловлено это рядом причин, в том числе легкостью распада молекулы F2 на отдельные атомы — необходимая для этого энергия составляет лишь 159 кДж/моль (против 493 кДж/моль для О2 и 242 кДж/моль для Cl2). Атомы фтора обладают значительным сродством к электрону и сравнительно малыми размерами. Поэтому их валентные связи с атомами других элементов оказываются прочнее аналогичных связей прочих металлоидов (например, энергия связи Н- F составляет — 564 кДж/моль против 460 кДж/моль для связи Н- О и 431 кДж/моль для связи Н- Cl).

Связь F- F характеризуется ядерным расстоянием 1,42 А. Для термической диссоциации фтора расчетным путем были получены следующие данные:

Температура, ° С

300

500

700

900

1100

1300

1500

1700

Степень диссоциации, %

5· 10- 3

0,3

4,2

22

60

88

97

99

Атом фтора имеет в основном состоянии структуру внешнего электронного слоя 2s22p5 и одновалентен. Связанное с переводом одного 2р-элсктрона на уровень 3s возбуждение трехвалентного состояния требует затраты 1225 кДж/моль и практически не реализуется.

Сродство нейтрального атома фтора к электрону оценивается в 339 кДж/моль. Ион F- характеризуется эффективным радиусом 1,33 А и энергией гидратации 485 кДж/моль. Для ковалентного радиуса фтора обычно принимается значение 71 пм (т. е. половина межъядерного расстояния в молекуле F2).

Подавляющее большинство м е т а л л о в соединяется с фтором уже при обычных условиях. Однако взаимодействие часто ограничивается образованием плотной поверхностной пленки фтористого соединения, которая предохраняет металл от дальнейшего разъедания. Так ведут себя, например, Сr, Ni и Мg, которые поэтому оказываются практически устойчивыми по отношению к фтору (в отсутствие воды).

Так как фтористые производные м е т а л л о и д н ы х элементов обычно легколетучи образование их не предохраняет поверхность металлоида от дальнейшего действия фтора. Поэтому взаимодействие часто протекает значительно энергичнее, чем со многими металлами. Например, кремний, фосфор и сера воспламеняются в газообразном фторе. Аналогично ведет себя аморфный углерод (древесный уголь), тогда как графит реагирует лишь при температуре красного каления. С азотом и кислородом фтор непосредственно не соединяется.

От водородных соединений других элементов фтор отнимает водород. Большинство оксидов разлагается им с вытеснением кислорода. В частности, вода взаимодействует по схеме

F2 + Н2О ® 2 НF + O

причем вытесняемые атомы кислорода соединяются не только друг с другом, но частично также с молекулами воды и фтора. Поэтому, помимо газообразного кислорода, при этой реакции всегда образуются пероксид водорода и оксид фтора (F2О). Последняя представляет собой бледно-желтый газ, похожий по запаху на озон.

Окись фтора (иначе — фтористый кислород — ОF2) может быть получена пропусканием фтора в 0,5 н. раствор NаОН. Реакция идет по уравнению:

2 F2 + 2 NаОН = 2 NаF + Н2О + F2О

Молекула F2О имеет структуру равнобедренного треугольника [d(FО) = 141 пм Р FОF = 103° ] и небольшой дипольный момент (m = 0,30), Для средней энергии связи O- Г дается значение 192 кДж/моль.

При охлаждении до - 145 ° С окcид фтора сгущается в желтую жидкость (плотность 1,5 г/см3), затвердевающую при - 224 ° С. Критическая температура F2О равна - 58 ° С, критическое давление 49 атм. Жидкая оксид фтора смешивается в любых соотношениях с жидкими O2, F2, O3 и способен растворять большие количества воздуха. Несмотря на эндотермичность F2О (теплота образования 25 кДж/моль), он все же сравнительно устойчив, например еще не разлагается при нагревании до 200 ° С (энергия активации термического разложения равна 171 кДж/моль). Почти неразлагается оксид фтора и холодной водой, в которой он малорастворим (7: 100 по объему при 0 ° С). Напротив, в щелочной среде (или под действием восстановителей) разложение F2О идет довольно быстро. Смесь его с водяным паром при нагревании взрывается реакция идет по уравнению:

ОF2 + Н2О = 2 НF + O2 + 326 кДж

Оксид фтора является сильным окислителем и очень ядовит.

Формально отвечающая F2О, как ангидриду, ф т о р н о в а т и с т а я к и с л о т а (НОF) частично образуется при взаимодействии медленного тока фтора под уменьшенным давлением с охлаждаемой водой. Выделенная лишь в очень малых количествах (порядка мг), она представляет собой бесцветное вещество (т. пл. — 117 ° С) с высоким давлением пара (5 мм рт. ст. уже при — 64 ° С), в обычных условиях довольно быстро разлагающееся на НF и O2. Молекула НОF характеризуется следующими параметрами: d(ОН) = 0,96, d(ОF) = 1,44 А, Р НОF = 97° . Фторноватистая кислота является, по-видимому, сильной, но водой она быстро гидролизуется, в основном по уравнению:

НОF + НОН = НF + Н2О2

Соли ее не получены, но известны вещества, которые можно рассматривать как продукты замещения ее водорода на радикалы металлоидного характера, т. е. как г и п о ф т о р и т ы этих радикалов.

Подобно самому фтору, его окись является одним из возможных эффективных окислителей реактивных топлив. Например, при использовании углеводородов СnН2n в качестве горючего и жидких F2 и F2О в качестве окислителя относительные (O2 = 1) расчетные значения удельного импульса и скорости ракет составляют 1,05 и 1,2 для F2, или 1,16 и 1,4 для F2О.

При действии тихого электрического разряда на охлаждаемую жидким воздухом смесь газообразных фтора и кислорода образуются оранжево-красные кристаллы состава F2O2 (т. пл. - 163 ° С). Оксид этот (дифтордиоксид) устойчив лишь ниже - 80 ° С, а при дальнейшем нагревании начинает распадаться на элементы. Изучавшееся при очень низких температурах взаимодействие его с различными другими веществами протекает, как правило, чрезвычайно бурно (нередко — со взрывом).

Молекула F2О2 полярна (m = 1,44) и по строению подобна молекуле перекиси водорода. Она характеризуется параметрами d(FО) = 158 пм, d(OO) = 122 пм, Р ООГ = 110° при угле около 88° между связями F- O. Так как d(OO) в молекуле O2 равно 121 пм, можно думать, что присоединение к ней двух атомов фтора существенно не искажает ее внутреннюю структуру (т. е. что дифтордиоксиду отвечает формула F- O- O- F с четырехвалентными атомами кислорода). Энергии связей OO и ОF оцениваются соответственно в 564 и 75 кДж/моль.

Гомологами F2О и F2О2 являются окислы фтора общей формулы F2Оn, где n = 3, 4, 5, 6. Они были получены действием тихого электрического разряда на смеси фтора с кислородом при температурах порядка - 200 ° С и под сильно уменьшенным давлением (например, синтез F2О6 велся при - 210 ° С и давлении около 1 мм рт. ст.). Все эти полипероксиды фтора представляют собой жидкие или твердые коричнево-красные вещества, устойчивые лишь при очень низких температурах (например, F2О6. — ниже - 200 ° С) и являющиеся чрезвычайно сильными окислителями. Интересно, что F2O3 нерастворим в жидком O2 или F2 (отличие от F2O2).

Практическое использование свободного фтора развилось сравнительно недавно. Потребляется он главным образом для фторирования органических соединений (т. е. замены в них водорода на фтор).

Процесс этот приобрел большое значение, так как многие фторорганические производные обладают весьма ценными свойствами. Необходим фтор и для получения соединений инертных газов.

Наиболее интересными с общехимической точки зрения производными фтора являются фториды инертных газов. Лучше других изученные соединения ксенона могут быть получены из элементов при нагревании, под действием электрического разряда или ультрафиолетовых лучей. Фториды ксенона — ХеF2, ХеF4 и ХеF6 — представляют собой бесцветные легко возгоняющиеся кристаллические вещества

Интересно, что средняя энергия связи Хе- F в них практически одинакова (132,9ё 127,9 кДж/моль). Они хорошо (XeF2, ХеF6) или умеренно (ХеF4) растворимы в жидком фтористом водороде, а по донорной способности располагаются в ряд: ХеF4 << ХеF2 < ХеF6. Водой фториды ксенона разлагаются. В процессе гидролиза обычно возникает желтая окраска, которая затем исчезает.

К с е н о д и ф т о р и д медленно образуется под действием дневного света на смесь Хе и F2 уже при обычных условиях (теплота образования 176 кДж/моль). Он обладает характерным тошнотворным запахом. Его давление пара составляет около 3 мм рт. ст. при обычных условиях и 760 мл рт. ст. при 155 ° С. Теплота возгонки (сопровождающейся реакцией по схеме 2 ХеF2 = Хе + ХеF4) равна 29,4 кДж/моль. Молекула ХеF2, линейна, связи Хе- F в ней характеризуются длиной 198 пм. По-видимому, они имеют сильно выраженный полярный характер. Для возможности образования этих связей необходимо возбуждение атома ксенона от его нормального нуль валентного состояния (5s25р6) до одного из ближайших двухвалентных, что требует значительной затраты энергии (803 кДж/моль при возбуждении до 5s25p56s1, 924 кДж/моль — до 5s25р56р1 или 953 кДж/моль — до 5s25р55d1). Растворимость ХеF2 в воде составляет около 0,15 моль/л при 0 ° С. Раствор является сильнейшим окислителем — потенциал системы ХеF2- Хе в кислой среде равен 2,2 в. Саморазложение раствора по схеме

2 ХеF2 + 2 Н2О = 4 НF + 2 Хе + O2

в кислой среде идет медленно, а в щелочной очень быстро.

К с е н о н т е т р а ф т о р и д образуется из элементов с довольно значительным выделением тепла (251 кДж/моль) и является наиболее устойчивым из всех фторидов ксенона. Молекула его имеет структуру квадрата с атомом Хе в центре, а связь Хе- F характеризуется длиной 195 пм (в кристалле) или 185 пм (в газе) и полярностью. Давление пара составляет около 3 мм рт. ст. при обычных условиях и 760 мм рт. ст. при 146 ° С, а теплота возгонки равна 15,3 кДж/моль. Ксенонтетрафторид образует с ХеF2 кристаллический аддукт ХeF2· ХеF4, но не взаимодействует с КF или ВF3. Ртуть он фторирует:

ХеF4 + 2 Нg = 2 НgF2 + Хе,

а раствор его в НF подобным же образом фторирует платину

ХеF4 + Рt = РtF4 +Хе

Иодистый калий (в растворе) количественно реагирует по уравнению:

4 KI + ХеF4 = 4 КF + 2 I2 + Хе

что находит аналитическое использование. Под действием воды ХеF4 разлагается по схеме 3 ХеIV = Хе0 + 2 ХеVI (в кислой среде) или 2 ХеIV = Хе0 + ХеVIII (в щелочной среде).

Был описан также о к с о ф т о р и д ХеОF2, образующийся (в качестве незначительной примеси) при нагревании сильно разбавленной кислородом или воздухом смеси Хе с F2. Для него даются следующие константы: точка плавления 90 ° С и точка кипения — около 115 ° С. Предполагается, что тот же состав имеет сконденсированный при - 80 ° С ярко-желтый продукт гидролиза ХеF4 водяным паром. Сообщалось, что это же вещество образовывалось, по-видимому, в результате взаимодействия Хе с большим избытком F2О2 при - 118 ° С. Однако существование ОХеF2 пока нельзя считать окончательно установленным.

Бесцветный к с е н о н г е к с а ф т о р и д известен в трех различных кристаллических модификациях. Он плавится при 49 ° С в желтую жидкость с низкой диэлектрической проницаемостью (e = 4,1 при 55 ° С), по-видимому, содержащую тетрамерные ассоциаты. При затвердевании ХеF6 вновь обесцвечивается. Давление его пара (имеющего бледно-желтую окраску) составляет 30 мм рт. ст. при 25 ° С и 760 мм рт. ст. при 76 ° С. Ксенонгексафторид чрезвычайно химически активен и способен разлагаться со взрывом. Строение его молекулы пока точно не установлено, но известно, что он не обладает обычной для соединений типа ЭF6 симметрией правильного октаэдра. Среднее расстояние d(ХеF) = 190 пм.

Растворение ХеF6 в жидком фтористом водороде сопровождается частичной электролитической диссоциацией по схеме:

ХеF6 + НF = ХеF5+ + НF2-

Насыщенный при обычных условиях раствор имеет состав, приблизительно отвечающий формуле ХеF6· 6НF. В отличие от тетрафторида ХеF6 образует твердые продукты присоединения и с ВF3, и с фторидами щелочных металлов. Бесцветный Nа2ХеF8 разлагается ниже 100 ° С, но Сs2ХеF8 — лишь выше 400 ° С. Гораздо менее устойчивы соли типа МХеF7. Так, желтый СsХеF7 переходит в кремовый Сs2ХеF8 уже при 50 ° С. Все эти соли чрезвычайно химически активны и бурно реагируют с водой (причем Хe сохраняется в растворе, по-видимому, как ХеО3).

Под действием влажного воздуха ксенонгексафторид частично гидролизуется с образованием о к с о ф т о р и д а ОХеF4. Последний представляет собой бесцветную жидкость (т. пл. - 46, т. кип. 102 ° С), менее реакционноспособную, чем ХeF6. Она смешивается с жидким фтористым водородом, а с фторидами тяжелых щелочных металлов образует следующие соединения: 3КF· ХеОF4, 3RbF· 2ХеОF4, СsF· ХеОF4. Молекула ОХеF4 имеет m = 0,65 и структуру квадратной пирамиды с атомом Хe около середины основания из четырех атомов фтора [d(ХеО) = 1,70, d(ХеF) = 1,90 А, Р ОХеF = 92° ].

Дальнейший медленный гидролиз ХеОF4 (или гидролиз ХеF4 в кислой среде с дисмутацией по схеме 3 Хе+ 4 ® Хе0 + 2 Хе+ 6) ведет к образованию к с е н о н т р и о к с и д a, который может быть выделен в виде крайне взрывчатых бесцветных кристаллов, расплывающихся на воздухе. Теплота образования ХеОз из элементов равна — 401 кДж/моль. В сухом состоянии это сильно эндотермичное соединение способно распадаться со взрывом, но при медленном нагревании выше 40 ° С разложение на Хе и O2, идет спокойно (заканчиваясь при 140 ° С). Молекула ХеОз имеет форму тригональной пирамиды с атомом Хе в вершине [d(ХеО) = 1,76 А, Р ОХеО = 103° ]. Для средней энергии связи ХеО дается значение 117 кДж/моль.

Взаимодействием ХеО3 с ХеОF4 был получен ХеО2F2. Этот оксофторид представляет собой бесцветные кристаллы (т. пл. 31 ° С). Во влажном воздухе он гидролизуется до ХeО3, а в сухом медленно разлагается на ХеF2 и O2. От ХеО3 производятся молекулярные соединения типа МF· ХеО3 (где М — Сs, Rb, К), а также СsCl· ХеО3 и СsВr· ХеО3. Строение их молекул отвечает, по-видимому, формуле М[ХеО3Г]. Фториды термически устойчивы до 200 ° С.

Ксенонтриоксид хорошо растворим в воде, но лишь слабо взаимодействует с ней: равновесие по схеме

Н2О + ХеО3 Ы Н2ХеО4 Ы Н+ + НХеО4-

сильно смещено влево. При рН > 10,5 оно смещается вправо с образованием солей типа МНХеO4 или МН5ХеО6, (где M — Nаё Сs). Отвечающая этим к с е н а т а м кислота была получена при 0 ° С взаимодействием ксенонтетрафторида с разбавленным раствором гидрооксида кальция по суммарному уравнению:

3 ХеF4 + 6 Са(ОН)2 = 6 СаF2Ї + Хе + 2 Н2ХеО6

При низких температурах (порядка - 25 ° С) она может сохраняться длительное время. Ее бариевая соль — Ва3ХеО6 — малорастворима в воде (0,25 г/л при 25 ° С) и испытывает термический распад лишь при 125 ° С. В сильнощелочной среде шестивалентный ксенон неустойчив (дисмутирует по схеме 4 Хе+ 6 = Хе0 + 3 Хе+ 8). Напротив, кислые водные растворы ХеО3 вполне устойчивы. Для окислительных потенциалов системы Хе+ 6- Хе0 даются значения +2,1 в (в кислой среде) и +1,2 в (в щелочной среде).

При действии озона на раствор ХеО3 в 1 М NаОН образуется Nа4ХеО6. Анион этого п е р к с е н а т а имеет структуру слегка искаженного октаэдра со средним расстоянием d(ХеО) = 185 пм. Тетранатрийперксенат может быть выделен в виде бесцветного кристаллогидрата с 6 или 8 Н2О, который обезвоживается около 100 ° С, а бурно разлагается лишь при 360 ° С. Соль эта малорастворима в воде (растворимость около 0,025 М), но сильно гидролизуется, давая щелочную реакцию. Последнее обусловлено относительной слабостью ксеноновой кислоты, которой отвечают следующие значения последовательных констант диссоциации: К1 = 10- 2, К2 = 10- 6 и К3 = 3· 10- 11. Содержащие Хе+ 8 водные растворы постепенно отщепляют кислород, переходя в растворы Хе+ 6, причем скорость такого перехода возрастает с уменьшением рН среды (уже при рН = 7 он осуществляется почти мгновенно). Для окислительных потенциалов системы Хе+ 8 - Хе+ 6 даются значения +2,3 в (в кислой среде) и +0,9 в (в щелочной среде). Смешанным производным этих валентностей является полученное озонированием смеси растворов ХеО3 и КОН взрывчатое желтое молекулярное соединение состава К4ХеО6· 2ХеО3.

Взаимодействием Nа4ХеО4 с безводной Н2SO4 при низких температурах был получен желтый к с е н о н т е т р о к с и д (теплота образования из элементов - 644 кДж/моль). Молекула ХеО4 имеет структуру тетраэдра с атомом ксенона в центре, а связь ХеО характеризуется ядерным расстоянием d(ХеО) = 174 пм и энергией 88 кДж/моль. Давление пара этого оксида составляет 3 мм рт. ст. при - 35 ° С. В твердом состоянии он уже ниже 0 ° С медленно разлагается на Хе и О2, а в газообразном при комнатной температуре — на ХеО3, Хе и О2.

Сообщалось также об образовании при взаимодействии Nа4ХеО6 и ХеF6 очень летучего ХеО3F2, но выделен он не был.

Имеются отдельные указания на возможность образования в тех или иных условиях нестойкого соединения ксенона с хлором — ХеCl2 или ХеCl4. Однако все такие указания даются лишь предположительно, и считать, что хлориды ксенона существуют, пока нельзя.

Взаимодействие с фтором радона идет легче, чем ксенона (но состав фторидов не устанавливался), а криптона — гораздо труднее. Известен только к р и п т о н д и ф т о р и д, который был впервые получен действием электроразряда на смесь элементов при - 188 ° С. Он представляет собой бесцветные кристаллы, давление пара над которыми равно 30 мм рт. ст. при 0 ° С, а теплота возгонки составляет 36,8 кДж/моль. Молекула КrF2 линейна, а связь КrF характеризуется ядерным расстоянием d(KrF) = 188 пм, энергией 50 кДж/моль. При низких температурах КrF2 может сохраняться неделями, а при 20 ° С за час разлагается около 10 % исходного количества. Его насыщенный раствор в жидком фтористом водороде по составу приблизительно отвечает формуле КrF2· 3НF. Получить какие-либо производные аргона (и еще более легких инертных газов) пока не удалось.

Как видно из изложенного выше, сведения о впервые полученных в 1962 г. соединениях инертных газов еще довольно отрывочны (и отчасти недостоверны). Однако сам факт существования этих соединений имеет большое принципиальное значение, так как наиболее наглядно и убедительно опровергает постулат незыблемости электронного октета. Тем самым ставится также вопрос о целесообразности отказа от уже не вполне отвечающего существу названия “инертные газы” (подходящей его заменой могло бы служить название а э р о ф и л ы). О широком практическом использовании соединений инертных газов говорить еще рано, но, например, устойчивый при обычных температурах ХеF4 мог бы служить, удобной реакционной формой фтора (не загрязненного никакими другими химически активными элементами). Следует лишь иметь в виду возможную взрывоопасность этого соединения (из-за образования взрывчатого ХеО3 во влажном воздухе).

В отличие от свободного фтора ф т о р и с т ы й в о д о р о д (НF) и многие его производные используются уже с давних пор.

Непосредственное соединение фтора с водородом сопровождается значительным выделением тепла:

Н2 + F2 = 2 НF + 543 кДж

Реакция протекает обычно со взрывом, который происходит даже при сильном охлаждении газов и в темноте. Практического значения для получения НF этот прямой синтез не имеет, но, в принципе, он может быть использован для создания реактивной тяги.

Промышленное получение фтористого водорода основано на взаимодействии СаF2 с концентрированной Н2SO4 по реакции:

СаF2 + Н2SO4 = СаSO4 +2 НF­

Процесс проводят в стальных печах при 120- 300 ° С. Части установки, служащие для поглощения НF, делаются из свинца.

В качестве реактивного топлива смесь фтора с водородом способна давать удельный импульс 410 сек. Бесцветное пламя, возникающее при взаимодействии этих газов, может иметь температуру до 4500 ° С. В лабораторных условиях для получения чистого фтористого водорода применяются обычно небольшие установки изготовленные целиком из платины (или меди). Исходным веществом служит тщательно высушенный бифторид калия (КF· НF), при нагревании разлагающийcя c отщеплением НF. Полученный продукт часто содержит примесь механически увлеченного бифторида. Для очистки его подвергают перегонке при 35- 40 ° С. Совершенно безводный или близкий к этому состоянию фтористый водород почти мгновенно обугливает фильтровальную бумагу. Этой пробой иногда пользуются для контроля степени его обезвоживания. Более точно такой контроль осуществляется определением электропроводности у безводного фтористого водорода она ничтожно мала, но даже следы воды (как и многих других примесей) резко ее повышают.

Фтористый водород (гидрофторид) представляет собой бесцветную, подвижную и легколетучую жидкость (т. кип. +19,5 ° С), смешивающуюся с водой в любых соотношениях. Он обладает резким запахом, дымит на воздухе (вследствие образования с парами воды мелких капелек раствора) и сильно разъедает стенки дыхательных путей. Многие неорганические соединения хорошо растворимы в жидком НF, причем растворы являются, как правило, проводниками и электрического тока.

Связь Н- F характеризуется ядерным расстоянием 0,92 А. По отношению к нагреванию фтористый водород очень устойчив: его термическая диссоциация становится заметной лишь около 3500 ° С.

Молекула НF весьма полярна (m = 1,74). С наличием на атомах значительных эффективных зарядов хорошо согласуется резко выраженная склонность фтороводорода к а с с о ц и а ц и и путем образования водородных связей по схеме · · · Н- F· · · Н- F· · · .

Энергия такой связи составляет около 33,4 кДж/моль, т. е. она прочнее, чем водородная связь между молекулами воды.

Как показывает определение плотности пара, вблизи точки кипения молекулы газообразного фтористого водорода имеют средний состав, приблизительно выражаемый формулой (НF)4. При дальнейшем нагревании ассоциированные агрегаты постепенно распадаются и кажущийся (средний) молекулярный вес уменьшается, причем лишь около 90 ° С достигает значения 20, соответствующего простой молекуле НF .

Критическая температура фтористого водорода равна 188 ° С, критическое давление 64 атм. Теплота испарения жидкого НF в точке кипения составляет лишь 7,5 кДж/моль. Столь низкое значение (примерно в 6 раз меньшее, чем у воды при 20 ° С) обусловлено тем, что само по себе испарение мало меняет характер ассоциации фтористого водорода (в отличие от воды).

Подобно плотности (0,99 г/см3), диэлектрическая проницаемость жидкого фтористого водорода (84 при 0 ° С) очень близка к значению ее для воды. Существующая у жидкого фтористого водорода ничтожная электропроводность обусловлена его незначительной ионизацией по схеме:

НF + НF + НF Ы Н2F+ + НF2-

связанной с характерной для НF склонностью к образованию иона г и д р о д и ф т о р и д а — НF2- [имеющего линейную структуру с атомом водорода в центре и d(FF) = 227 пм]. Напротив, образование иона ф т о р о н и я (Н2F+ ) для НF нехарактерно, что и ограничивает самоионизацию (К = 2· 10- 11). Тенденция к образованию иона НF2- ,, накладывает свой отпечаток на всю химию фтористого водорода.

Помимо воды, из неорганических соединений в жидком HF хорошо растворимы фториды, нитраты и сульфаты одновалентных металлов (и аммония), хуже — аналогичные соли Mg, Сa, Sr и Вa. По рядам Li- Сs и Мg- Ва, т. е. по мере усиления металлического характера элемента, растворимость повышается. Щелочные и щелочноземельные соли других галоидов растворяются в НF с выделением соответствующего галоидоводорода. Соли тяжелых металлов в жидком HF, как правило, нерастворимы. Наиболее интересным исключением является Т1F, растворимость которого очень велика (в весовом отношении около 6 : 1 при 12 ° С). Практически нерастворимы в жидком НF другие галоидоводороды. Концентрированная серная кислота взаимодействует с ним по схеме:

Н2SO4 + 3 НF Ы Н3О+ + НSO3F + НF2-

Жидкий фтористый водород является лучшим из всех известных растворителем белков.

Растворы воды и солей в жидком фтористом водороде хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией, например, по схемам:

Н2О + 2 НF Ы Н3О+ + НF2-

КNО3 + 2 НF Ы НNО3 + К+ + НF2-

НNО3 + 4 НF Ы Н3О+ + NО2+ + 2 НF2-

Аналогичное отношение к НF характерно и для многих кислородсодержащих органических молекул. Так, в водной среде глюкоза является типичным неэлектролитом, а в жидком НF наоборот, типичным электролитом за счет взаимодействия по схеме:

С6Н12O6 + 2 НF Ы [С6Н12О6· Н]+ + НF2-

Кристаллы твердого фтористого водорода слагаются из зигзагообразных цепей · · · Н- F· · · Н- F· · · Н- F· · · , образованных при посредстве водородных связей. Расстояние d(FF) в таких цепях — 249 пм, а угол зигзага — 120° . Теплота плавления твердого НF (т. пл. - 83 ° С, плотность 1,6 г/см3) составляет 3,8 кДж/моль, что близко к значению для льда. Для жидкого фтористого водорода наиболее вероятно одновременное существование и цепей, и колец из молекул НF.

Химическая активность НF существенно зависит ~н отсутствия или наличия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов. Не реагирует он и с оксидами металлов. Однако если реакция с оксидом начнется хотя бы в ничтожной степени, то дальше она некоторое время идет с самоускорением, так как в результате взаимодействия по схеме

МО + 2 НF = МF2 + Н2О

количество воды увеличивается.

Случаи взаимодействия сухого фтористого водорода с оксидами металлов и металлоидов, рассмотренные выше, могут служить типичным примером аутокаталитических реакций, т. е. таких процессов, при которых катализатор (в данном случае — вода) не вводится в систему извне, а является одним из продуктов реакции.

Cкорость подобных процессов сначала, по мере увеличения в системе количества катализатора, нарастает до некоторого максимума, после чего начинает уменьшаться вследствие понижения концентраций реагирующих веществ.

Подобным же образом действует фтористый водород и на окислы некоторых металлоидов. Практически важно его взаимодействие с двуокисью кремния — SiO2 (песок, кварц), которая входит в состав стекла. Реакция идет по схеме

SiO2 + 4 НF = SiF4 + 2 Н2O

Поэтому фтористый водород нельзя получать и сохранять в стеклянных сосудах.

На взаимодействии НF и SiO2 основано применение фтористого водорода для травления стекла. При этом вследствие удаления частичек SiO2 его поверхность становится матовой, что и используют для нанесения на стекло различных меток, надписей и т. п.

Перед фигурным травлением стекла его обычно покрывают тонким слоем воска, а затем снимают этот слой на тех местах, которые должны быть протравлены. Под действием паров НF места эти становятся матовыми, тогда как под действием плавиковой кислоты они остаются прозрачными. Матовое травление в жидкости достигается предварительным добавлением к плавиковой кислоте нескольких процентов фтористого аммония.

В водном растворе НF ведет себя как одноосновная кислота средней силы. Продажный раствор этой фтористоводородной (иначе, п л а в и к о в о й) кислоты содержит обычно 40% НF.

Техническая плавиковая кислота обычно содержит ряд примесей — Fе, Рb, Аs, Н2SiF6, SO2) и др. Для грубой очистки ее подвергают перегонке в аппаратуре, изготовленной целиком из платины (или свинца), отбрасывая первые порции дистиллята. Если этой очистки недостаточно, то техническую кислоту переводят в бифторид калия, затем разлагают его нагреванием и растворяют получающийся фтористый водород в дистиллированной воде. Крепкая плавиковая кислота (более 60% НF) может сохраняться и транспортироваться в стальных емкостях. Для хранения плавиковой кислоты и работы с ней в лабораторных условиях наиболее удобны сосуды из некоторых органических пластмасс. Крупным потребителем фтористо-водородной кислоты является алюминиевая промышленность.

Растворение фтористого водорода в воде сопровождается довольно значительным выделением тепла (59 кДж/моль). Характерно для него образование содержащей 38,3 % НF и кипящей при 112 ° С азеотропной смеси (по другим данным 37,5 % и т. кип. 109 ° С). Такая азеотропная смесь получается в конечном счете при перегонке как крепкой, так и разбавленной кислоты.

При низких температурах фтористый водород образует нестойкие соединения с водой состава Н2О· НF, Н2О· 2НF и Н2О· 4НF. Наиболее устойчиво из них первое (т. пл. - 35 ° С), которое следует рассматривать как фторид оксония — [Н3O]F.

Помимо обычной электролитической диссоциации по уравнению

HF Ы H+ + F- (К = 7· 10- 4),

для растворов фтористо-водородной кислоты характерно равновесие:

F- + НF Ы НF2’

Значение константы этого равновесия ([НF2’ ]/[F’ ][НF]=5) показывает, что в не очень разбавленных растворах НF2’ содержится больше анионов чем простых анионов F’ . Например, для приводимых ниже общих нормальностей (С) приближенно имеем:

С

[НF]

[Н+ ']

[F- ]

[HF2’ ]

0,100

0,088 (88 %)

0,009 (9 %)

0,006 (6 %)

0,003 (3 %)

1,000

0,890 (89 %)

0,006 (6 %)

0,010 (1 %)

0,050 (5 %)

Фтористо-водородная кислота (ацидофторид) более или менее энергично реагирует с большинством металлов. Однако во многих случаях реакция протекает лишь на поверхности, после чего металл оказывается защищенным от дальнейшего действия кислоты слоем образовавшейся труднорастворимой соли. Так ведет себя, в частности, свинец, что и позволяет пользоваться им для изготовления частей аппаратуры, устойчивой к действию НF.

Соли фтористо-водородной кислоты носят название ф т о р и с т ы х или ф т о р и д о в. Большинство их малорастворимо в воде — из производных наиболее обычных металлов хорошо растворяются лишь фториды Nа, К, Ag, A1, Sn и Нg. Все соли плавиковой кислоты ядовиты. Сама она при попадании на кожу вызывает образование болезненных и трудно заживающих ожогов (особенно под ногтями). Поэтому работать с плавиковой кислотой следует в резиновых перчатках.

Весьма характерно для фтористого водорода образование продуктов присоединения к фторидам наиболее активных металлов. Соединения эти, как правило, хорошо кристаллизуются и плавятся без разложения. Примером могут служить производные калия — КF· НF (т. пл. 239 ° С), КF· 2НF (62 ° С), КF· 3НF (66 ° С) и КF· 4НF (72 ° С). Строение этих продуктов присоединения отвечает, вероятно, формулам вида К[F(НF)n] с водородными связями между ионом F- и молекулами HF. Разбавленные растворы гидродифторида калия (КНF2) применяются иногда для удаления пятен от ржавчины.

Работа с фтористым водородом и другими фторидами требует соблюдения мер предосторожности, так как все соединения фтора ядовиты. Сам фтористый водород, помимо резкого раздражения слизистых оболочек, вызывает также разрушение ногтей и зубов. Кроме того, он способствует осаждению кальция в тканях. Средство первой помощи при острых отравлениях фторидами служит 2 %-ный раствор СаCl2. При ожогах плавиковой кислотой пораженное место следует длительно (несколько часов) промывать струей холодной воды, а затем наложить на него компресс из свежеприготовленной 20 %-ной взвеси MgО в глицерине.

Хроническое отравление фторидами может быть вызвано как повышенным их содержанием в питьевой воде, так и вдыханием их с воздухом в виде пыли. В результате подобного отравления наблюдается разрушение зубной эмали. Существенно увеличивается также хрупкость костей, что создает предпосылки для их переломов. Имеются указания на то, что повышенное содержание фторидов в воде и воздухе способствует заболеванию зобом. Помимо фторной промышленности, с возможностью хронического отравления фтористыми соединениями приходится особенно считаться при выработке алюминия и суперфосфата. Предельно допустимой концентрацией связанного фтора в воздухе производственных помещений считается 5· 10- 4 мг/л.

Практическое применение НF довольно разнообразно. Безводный используется главным образом при органических синтезах, а плавиковая кислота — для получения фторидов, травления стекла, удаления песка с металлического лития, при анализах минералов и т. д. Широкое применение находят также некоторые фториды которые будут рассмотрены при соответствующих элементах.

2. Хлор.

По распространенности в природе хлор близок к фтору на его долю приходится 0,02 % от общего числа атомов земной коры. Человеческий организм содержит 0,25 вес. % хлора.

Природный хлор состоит из смеси двух изотопов — 35Сl (75,5 %) и 37Сl (24,5 %). Он был впервые получен (действием МnО2 на соляную кислоту ) в 1774 г., но установление его элементарной природы последовало лишь в 1810 г.

Подобно фтору, основная масса хлора поступила на земную поверхность из горячих недр Земли. Даже в настоящее время с вулканическими газами ежегодно выделяются миллионы тонн и НСl и НF. Еще гораздо более значительным было такое выделение в минувшие эпохи.

Первичная форма нахождения хлора на земной поверхности отвечает его чрезвычайному распылению. В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них все растворимые составные части, соединения хлора скапливались в морях. Усыхания последних привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей NаCl, который и служит исходным сырьем для получения соединений хлора.

Будучи наиболее практически важным из всех галоидов, хлор в громадных количествах используется для беления тканей и бумажной массы, обеззараживания питьевой воды (примерно 1,5 г на 1 м3) и в других отраслях техники. Ежегодное мировое потребление хлора исчисляется миллионами тонн.

Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NаCl. Принципиальная схема электролизера показана на рис. VII- 5 (А - аноды, Б - диафрагма, В - катод). При электролизе на аноде выделяется хлор (2Cl- - 2е- = Cl2­ ), а в при катодном пространстве выделяется водород (2Н+ + 2е- = Н2­ ) образуется NаОН.

При практическом осуществлении электролиза раствора NaCl расход электроэнергии на получение 1 т хлора составляет около 2700 кВт· ч. Полученный хлор под давлением сгущается в желтую жидкость уже при обычных температурах. Хранят и перевозят его в стальных баллонах, где он заключен под давлением около 6 атм. Баллоны эти должны иметь окраску защитного цвета с зеленой поперечной полосой в верхней части.

Для лабораторного получения хлора обычно пользуются действием MnO2 или КМnO4 на соляную кислоту:

МnО2 + 4 НСl = МnСl2 + Сl2­ + 2 Н2О

2 КМnO4 + 16 НCl = 2 КCl + 2 МnСl2 + 5 Сl2 + 8 Н2О

Вторая реакция протекает значительно энергичнее первой (требующей подогревания).

Свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ, состоящий из двухатомных молекул. Под обычным давлением он сжижается при - 34 ° С и затвердевает при - 101 ° С. Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Образующийся желтоватый раствор часто называют “хлорной водой”.

Критическая температура хлора равна 144 ° С, критическое давление 76 атм. При температуре кипения жидкий хлор имеет плотность 1,6 г/см3, а теплота его испарения составляет 20,5 кДж/моль. Твердый хлор имеет плотность 2,0 г/см3 и теплоту плавления 6,3 кДж/моль. Кристаллы его образованы отдельными молекулами Cl2 (кратчайшее расстояние между которыми равно 334 пм).

Связь Сl- Сl характеризуется ядерным расстоянием 198 пм. Термическая диссоциация молекулярного хлора по уравнению Cl2 + 242 кДж Ы 2 Cl становится заметной примерно с 1000 ° С.

Атом хлора имеет в основном состоянии структуру внешнего электронного слоя 3s23р5 и одновалентен. Возбуждение его до ближайшего трехковалентного уровня 3s23р44s1 требует затраты 857 кДж/моль.

Энергия присоединения электрона к нейтральному атому хлора оценивается в 355 кДж/моль. Сродство к электрону хлора (аналогично и других галоидов) может быть вычислено при помощи рассмотрения реакций образования хлористых солей по отдельным стадиям. Например, для NаCl имеем:

1) Nа (т) = Nа (г) — 109 кДж (теплота возгонки)

2) 1/2 Cl2 (г) = Cl (г) — 121 кДж (теплота диссоциации)

3) Na (г) = Nа+ (г) + е- — 493 кДж (энергия ионизации)

4) Cl(г) + е- = Сl- (г) + Х кДж (искомое сродство к электрону)

5) Nа+ (г) + Сl- (г) = NаCl(т) +777 кДж (энергия кристаллической решетки)

в сумме: Nа(т) + 1/2 Cl2(г) = NаСl(т) + (Х+777- 493- 121- 109) кДж

С другой стороны, непосредственно определенная на опыте теплота образования NаCl из элементов равна: Nа(т) + 1/2 Cl2(г) = NаCl(т) + 410 кДж. Следовательно, по закону Гесса, Х + 777 - 493 - 121 - 109 = 410, откуда Х = 356 кДж.

Ион Cl- — характеризуется эффективным радиусом 181 пм и энергией гидратации 351 кДж/моль. Для ковалентного радиуса хлора принимается половина ядерного расстояния молекулы Cl2, т. е. 99 пм.

Растворимость хлора в воде меняется с температурой следующим образом:

Температура, ° С

0

10

15

20

25

30

40

50

60

Растворимость V на 1V H2O

4,6

3,1

2,7

2,3

2,0

1,8

1,4

1,2

1,0

Описаны два кристаллогидрата хлора — Cl2· 6Н2О и Cl2· 8Н2О. В действительности они могут иметь переменный состав, так как являются клатратами.

Значительно хуже (примерно в 4 раза), чем в воде, растворяется хлор в насыщенном растворе NаCl, которым поэтому и удобно пользоваться при собирании хлора над жидкостью. Наиболее пригодным для работ с ним органическим растворителем является четыреххлористый углерод (СCl4), один объем которого растворяет при обычных условиях около 50 объемов хлора.

Основным потребителями хлора являются органическая технология (получение хлорированных полупродуктов синтеза) и целлюлозно-бумажная промышленность (отбелка). Значительно меньше потребляется хлор в неорганической технологии, санитарной технике и других областях. Интересно недавно предложенное использование хлора для обработки металлов: под его действием с достаточно нагретой (инфракрасным излучением) поверхности все шероховатости удаляются в форме летучих хлоридов. Такой метод химической шлифовки особенно применим к изделиям сложного профиля. Было показано также, что струя хлора легко прорезает достаточно нагретые листы из жаростойких сплавов.

Хлор обладает резким запахом. Вдыхание его вызывает воспаление дыхательных путей. В качестве средства первой помощи при острых отравлениях хлором применяется вдыхание паров смеси спирта с эфиром. Полезно также вдыхание паров нашатырного спирта.

Предельно допустимой концентрацией свободного хлора в воздухе производственных помещений считается 0,001 мг/л. Пребывание в атмосфере, содержащей 0,01% хлора и выше, быстро ведет к тяжелому заболеванию. Признаком острого отравления является появление мучительного кашля. Пострадавшему необходимо прежде всего обеспечить полный покой; полезно также вдыхание кислорода.

По своей характерной химической функции хлор подобен фтору — он также является о д н о в а л е н т н ы м м е т а л л о и д о м. Однако активность его меньше, чем у фтора. Поэтому последний способен вытеснять хлор из соединений.

Тем не менее химическая активность хлора очень велика —

он соединяется почти со всеми металлами (иногда лишь в присутствии следов воды или при нагревании) и со всеми металлоидными элементами, кроме С, N и O. Важно отметить, что при полном отсутствии влаги хлор не действует на железо. Это и позволяет хранить его в стальных баллонах.

Взаимодействие хлора с фтором при нагревании смеси сухих газов происходит лишь выше 270 ° С. В этих условиях с выделением тепла (50 кДж/моль) образуется бесцветный хлорфторид — ClF (т. пл. - 156, т. кип. - 100 ° C). Газообразный ClF обладает сильным своеобразным запахом (отличным от запахов хлора и фтора).

Взаимодействием хлорфторида с фторидами Сs, Rb и К под высоким давлением были получены бесцветные малостойкие соли типа МClF2, содержащие в своем составе линейный анион ClF2- . При нагревании они экзотермически разлагаются около 250 ° С.

Нагреванием ClF с избытком фтора может быть получен бледно-зеленоватый трехфтористый хлор (хлортрифторид) — СlF3 (т. пл. - 76, т. кип. +12 ° С). Соединение это также экзотермично (теплота образования из элементов 159 кДж/моль) и по запаху похоже на ClF. Молекула ClF3 полярна (m = 0,55) и имеет показанную на рис. У11 —7 плоскую структуру.

Последняя производится от тригональной бипирамиды, у которой два направления треугольного основания закрываются свободными электронными парами атома хлора. Критическая температура ClF3 равна 154 ° С, плотность в жидком состоянии 1,8 г/см3, теплота испарения 27,6 кДж/моль. Вблизи точки кипения пар трехфтористого хлора несколько ассоциирован по схеме: 2 ClF3 Ы (ClF3)2 + 12,5 кДж. Для димера вероятна мостиковая структура (по типу F2ClF2ClF2).

Жидкий ClF3 смешивается с жидким НF в любых соотношениях, причем имеет место слабое взаимодействие по схеме: НF + ClF3 Ы НClF4 + 16,7 кДж. Образующийся ацидохлортетрафторид не выделен, но производящиеся от него соли типа МClF4, (где М — Сs, Rb, К) известны. По-видимому, они могут быть получены не только прямым сочетанием МF и ClF3, но и фторированием соответствующих хлоридов (3000 атм, 300 ° С).

Нагреванием смеси ClF3 с избытком фтора под высоким давлением может быть получен бесцветный хлорпентафторид — ClF5 (т. пл. - 93, т. пл. - 13 ° С). Теплота его образования из элементов 251 кДж/моль. Молекула ClF5, имеет строение квадратной пирамиды из атомов фтора, вблизи основания которой располагается атом хлора. В отсутствие влаги этот газ при обычных условиях устойчив, а водой разлагается. Он является энергичным фторирующим агентом, но корродирует металлы слабее, чем ClF3.

Фториды хлора характеризуются исключительной реакционной способностью. Например, в парах ClF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Почти столь же энергично взаимодействуют с ним и такие сами по себе чрезвычайно устойчивые вещества, как MgО, СаО, А12O3 и т. п. Так как ClF3 сжижается при обычных температурах уже под небольшим давлением и легко отщепляет фтор, его удобно использовать для транспортировки фтора. Помимо различных реакций фторирования, отмечалась возможность применения этого вещества как окислителя реактивных топлив и зажигательного средства в военной технике. По трифториду хлора имеется обзорная статья.

Взаимодействие хлора с в о д о р о д о м по реакции:

Н2 + Cl2 = 2 НCl + 184 кДж

при обычных условиях протекает крайне медленно, но нагревание смеси газов или ее сильное освещение (прямым солнечным светом, горящим магнием и т. д.) сопровождается взрывом.

Детальное изучение этой реакции позволило выяснить сущность ее отдельных стадий. Прежде всего за счет энергии (hn ) ультрафиолетовых лучей (или нагревания) молекула хлора диссоциирует на атомы, которые затем реагируют с молекулами водорода, образуя НСl и атом водорода. Последний в свою очередь реагирует с молекулой хлора, образуя НCl и атом хлора, и т. д.:

1) Cl2 + hn = Cl + Cl (первоначальное возбуждение)

2) Cl + Н2 = НCl + Н

3) Н+ Cl2 = НCl + Cl и т. д.

Таким образом, получается как бы цепь последовательных реакций, причем за счет каждой первоначально возбужденной молекулы Сl2 образуется в среднем 100 тыс. молекул НCl. Реакции подобного типа называются цепными. Они играют важную роль при протекании многих химических процессов.

Фотохимическая диссоциация молекулы хлора на атомы вызывается светом с длиной волны 550 нм. Обеим стадиям цепной реакции образования хлористого водорода соответствуют следующие термохимические уравнения:

Cl + Н2 + 1 кДж = НCl + Н и Н + Cl2 = НCl + Cl + 188 кДж. Энергия активации первой из этих реакций составляет 25, а второй 8 кДж/моль. Малыми значениями этих энергий и обусловлено быстрое развитие цепи.

Очевидно, что цепь могла бы оборваться, если бы протекала реакция: Н + Cl = НCl. Такая возможность не исключена, однако вероятность осуществления этой реакции очень мала, так как концентрация атомов ничтожна по сравнению с концентрацией молекул и поэтому несравненно больше шансов имеет столкновение каждого из атомов с молекулой другого элемента, чем обоих атомов друг с другом. С другой стороны, произведенные на основе экспериментальных данных расчеты показывают, что даже при столкновении обоих атомов соединение между ними происходит далеко не всегда,

Рис 1-2 888888888

наоборот, процент успешных встреч очень мал. По этим же причинам цепи редко обрываются в результате реакций: Cl+ Сl = Cl2 и Н + Н = Н2. Так, последняя из них осуществляется в газовой фазе лишь при одном столкновении из каждого миллиона.

“Огромное большинство реакций при ближайшем рассмотрении являются цепными реакциями” (Н. Н. Семенов). Это нередко вызывает отклонение их действительной молекулярности от отвечающей простейшему суммарному уравнению. В частности наблюдаемая на опыте бимолекулярность реакции образования волы из элементов обусловлена именно ее цепным характером: начало цепи дает (с энергией активации 188 кДж/моль) реакция Н2 + О2 = 2 ОН, после чего цепь разветвляется по схемам: ОН + Н2 = Н2О + Н, Н + О2 = ОН + О, О + Н2 = ОН + Н и т. д. Как видно из этих схем, число активных участников реакции (ОН, Н, О) последовательно возрастает, вследствие чего процесс протекает с самоускорением. Это и характерно для разветвленных цепных реакций, в отличие от неразветвленных, примером которых может служить синтез хлористого водорода.

Большие количества НCl получают в технике как побочный продукт хлорирования органических соединений по схеме

RН + Cl2 = RCl + НCl

где R — органический радикал. Однако для получения чистой соляной кислоты основное значение имеет прямой синтез. Исходным сырьем служат при этом хлор и водород, одновременно выделяющийся при электролизе раствора NаCl. Спокойное протекание процесса обеспечивается смешиванием обоих газов лишь в момент взаимодействия.

Еще один метод промышленного получения НCl основан на взаимодействии NаCl и концентрированной Н2SO4 по реакциям

NаCl + Н2SO4 = NаНSO4 + НCl­

NаCl + NаНSO4 = Nа2SO4 + НCl­

Первая из них протекает в значительной степени уже при обычных условиях и практически нацело — при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах. Для проведения процесса служат специальные механизированные печи большой производительности.

Максимальная температура водородно-хлорного пламени составляет около 2200 ° С. Для технического синтеза НCl служит установка, схематически показанная на рис. Ч11 —8. После первоначального поджигания смесь хлора с водородом продолжает гореть спокойным пламенем, образуя хлористый водород. Последний проходит затем сквозь две поглотительные башни с водой, в которых и образуется соляная кислота. Используемый в системе принцип противотока, т. е. противоположных направлений движения газа и жидкости, обеспечивает полноту поглощения НCl и позволяет проводить весь процесс непрерывно.

Основной частью показанной на рис. Ч11—9 механизированной печи для получения НСl является муфель А, со всех сторон обогреваемый горячими газами, идущими из топки Б. Внутри муфеля медленно вращается мешалка, гребенки которой устроены таким образом, что реагирующая масса передвигается ими от центра муфеля (куда подаются исходные вещества) к его краям. Выделяющийся хлористый водород после его обеспыливания и охлаждения улавливается водой, а образующийся Nа2SO4 сбрасывается в бункер Г (откуда грузится на вагонетки). Печь работает непрерывно и перерабатывает за сутки несколько тонн NаCl.

С теоретической стороны интересен метод получения хлористого водорода путем пропускания смеси хлора с водяным паром сквозь слой раскаленного угля. Реакция в этих условиях идет по уравнению:

2 Сl2 + 2 Н2О + С = СO2 + 4 HCl + 280 кДж

Так как она сильно экзотермична, уголь поддерживается в раскаленном состоянии за счет ее тепла. Практически этот метод не применяется (так как получающийся влажный хлористый водород сильно разъедает детали установки).

Хлористый водород (гидрохлорид) представляет собой бесцветный газ. В отсутствие влаги он при обычных температурах не действует на большинство металлов и их оксиды. Газообразный кислород окисляет его только при нагревании.

Молекула НСl характеризуется ядерным расстоянием d(HCl) = 128 пм, энергией связи 431 кДж. Хлористый водород плавится при - 114 ° С и кипит при - 85 ° С. Распад НCl на элементы становится заметным примерно при 1500 ° С.

Под давлением около 70 атм хлористый водород сжижается уже при обычных температурах и, подобно хлору, может транспортироваться к местам потребления а стальных баллонах. Жидкий хлористый водород обладает малой диэлектрической проницаемостью (4,6 при обычных температурах) и является плохим растворителем подавляющего большинства неорганических соединений. Растворимы в нем, например, хлориды олова и фосфора. Интересно, что РF3 растворим и жидком НCl, но не взаимодействует с ним, тогда как АsF3 и SbF3 испытывают полный сольволиз по схеме

ЭF3 + 3 НCl = 3 НF + ЭCl3

С темно-красным окрашиванием растворяется йод. Жидкий НCl смешивается с жидкими СО2 и Н2S.

Предельно допустимой концентрацией хлористого водорода в воздухе производственных помещений считается 0,005 мг/л. Наличие уже 0,05 мг/л быстро вызывает раздражение в носу и гортани, колотье в груди, хрипоту и ощущение удушья. При хроническом отравлении малыми концентрациями НCl особенно страдают зубы, эмаль которых подвергается быстрому разрушению.

Реакция в газовой фазе по уравнению

О2 + 4 НCl = 2 Н2О + 2 Cl2 + 117 кДж

обратима. Ниже 600 ° С равновесие ее смещено вправо, выше 600 ° С — влево. На этой реакции был основан часто применявшийся ранее метод технического получения хлора: пропусканием смеси НCl с воздухом над нагретым до 450 ° С катализатором (пропитанный раствором СuCl2 асбест) удавалось получать хлор с выходом около 70 % от теоретического. В связи с характерной для последнего времени дефицитностью хлора подобный метод может вновь приобрести промышленное значение.

На воздухе хлористый водород дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Растворимость его весьма велика: при обычных условиях 1 объем воды способен поглотить около 450 объемов хлористого водорода.

Раствор НCl в воде называется хлористоводородной (иначе со л я н о й) кислотой. Она относится к числу наиболее сильных кислот. Реактивная соляная кислота обычно имеет плотность 1,19 г/см3 и содержит около 37 % хлористого водорода. Состав ее близок к формуле HCl· 3,5H2O.

Растворимость НCl в воде меняется с температурой следующим образом:

Температура, ° С

0

10

15

20

25

30

40

50

60

Растворимость в V на 1 V Н2О

507

474

459

442

426

412

386

362

339

Растворение сопровождается выделением тепла (до 75 кДж/моль НСl). Давление хлористого водорода над крепкой соляной кислотой при 20 ° С приводится ниже:

Концентрация НСl, %

24

26

28

30

32

34

36

38

P, мм рт. ст.

1,0

2,2

4,9

10,6

23,5

50,5

105

210

При смешивании концентрированной НCl со снегом происходит резкое понижение температуры. Содержащий 25 вес.% НCl водный раствор замерзает лишь при — 86 ° С.

Органические жидкости поглощают хлористый водород гораздо хуже воды. Например, при обычных условиях эфир растворяет НCl примерно в 3,5 раза, а бензол — в 50 раз меньше, чем вода.

Хлористый водород образует с водой азеотропную смесь, которая кипит под обычным давлением при 109 ° С и содержит 20,2 % НCl.

Охлаждением концентрированных водных растворов хлористого водорода могут быть выделены кристаллогидраты НСl с 6, 3, 2 и 1 молекулами Н2О, плавящиеся с разложением соответственно при - 70, - 25, - 18, - 15 ° С. Последний из них по структуре является хлоридом оксония (Н3О+ Cl- ), в кристаллогидрате НСl· 2Н2О четко выявляются катионы Н5О2+ с очень короткой водородной связью [d(OO) = 241 пм] между двумя молекулами воды, а структура тригидрата соответствует формуле Н5О2+ Сl- · Н2О. С жидким хлором хлористый водород дает молекулярные соединения состава Cl2· 2НCl и Cl2· НCl, плавящиеся соответственно при - 121 и - 115 ° С.

Техническая соляная кислота выпускается крепостью не менее 31% НCl (синтетическая) или 27 % HСl (из NаСl). Приблизительное процентное содержание НCl в водном растворе легко найти, умножив на 2 число дробных долей его плотности. Например, при плотности 1,19 г/см3 процентное содержание получается равным 19· 2 = 38 %. Следовательно, и обратно, зная процентное содержание НCl в соляной кислоте той или иной крепости, можно приближенно оценить ее плотность. Путем приготовления 1,184 н. раствора НCl удобно создавать среду с рН = 0 (при 25 ° С). Как видно из приводимых ниже приблизительных данных, в крепких водных растворах (с моляльностью больше двух) коэффициент активности (f) хлористого водорода значительно превышает единицу:

m

1

2

4

6

8

10

12

14

f

0,8

1

2

3

6

10

17

27

Соляная кислота очень сильно разъедает многие металлы. Транспортируют ее в стеклянных бутылях или гуммированных (т. е. покрытых слоем резины) металлических емкостях. Гуммирование может быть заменено введением в кислоту специальных добавок — ингибиторов.

Соляная кислота содержится в желудочном соке (около 0,3 %) и играет важную роль, так как способствует перевариванию пищи и убивает различные болезнетворные бактерии (холеры, тифа и др.). Если последние попадают в желудок вместе с большим количеством воды, то вследствие разбавления раствора НСl они выживают и вызывают заболевание организма. Поэтому во время эпидемий особенно опасна сырая вода. При повышении концентрации НCl в желудке ощущается “изжога”, которую устраняют, принимая внутрь небольшое количество NаНСО3 или МgО. Наоборот, при недостаточной кислотности желудочного сока соляная кислота прописывается для приема внутрь (по 5- 15 капель 8,3 %-ной НСl на 1/2 стакана воды до или во время еды).

Подобно другим сильным кислотам, НCl энергично взаимодействует со многими металлами, оксидами металлов и т. д. Соли ее называются х л о р и с т ы м и или х л о р и д а м и. Большинство их хорошо растворимо в воде. Из производных наиболее обычных металлов труднорастворимы хлориды серебра и свинца. Ежегодное мировое потребление соляной кислоты исчисляется миллионами тонн. Широкое практическое применение находят также многие ее соли.

Длительное взаимодействие безводных СsCl и НCl при - 78 ° С ведет к образованию нестойкого СsCl· НCl (давление пара > 400 мм рт. ст. при 30 ° С). Хлориды других элементарных катионов подобных соединений не образуют, но было получено аналогичное производное катиона [N(СН3)4]+ и показано, что ион НСl2- аналогичен иону HF2- . В отличие от НF, образование такого иона [d(СlСl) = 314 пм] для HCl не характерно.

Непосредственное взаимодействие хлора с кислородом не приводит к образованию кислородных соединений хлора. Они могут быть получены лишь косвенными методами. Для рассмотрения путей их образования целесообразно исходить из обратимой реакции между хлором и водой:

Cl2 + Н2О + 25 кДж Ы НCl + НОCl

При обычных условиях в насыщенном растворе гидролизовано около трети всего растворенного хлора.

Взаимодействие хлора с перекисью водорода первоначально протекает по уравнению:

Cl2 + Н2О2 = 2 НОCl

Однако избытком Н2О2 хлорноватистая кислота восстанавливается:

НОCl + Н2О2 = НCl + Н2О + О2

Из образующихся при гидролизе хлора двух кислот — соляной и хлорноватистой (HOCl) — первая является очень сильной, а вторая — очень слабой (слабее угольной). Это резкое различие в силе обеих кислот можно использовать для их разделения.

Если в растворе взболтать порошок мела (СаСО3) и затем пропускать в него хлор, то образующаяся соляная кислота реагирует с мелом по уравнению:

CaCO3 + 2 НCl = СаCl2 + СО2­ + Н2О

а хлорноватистая накапливается в растворе. Подвергая реакционную смесь перегонке получают в приемнике разбавленный раствор НОCl.

Будучи соединением малоустойчивым, НОCl медленно разлагается даже в таком разбавленном растворе. Соли хлорноватистой кислоты называются г и п о х л о р и т а м и. И сама HClO, и ее соли являются очень с и л ь н ы м и окислителями.

Наиболее концентрированные растворы НОCl образуются при взаимодействии жидкого Cl2О с охлажденной водой (обе жидкости ограниченно растворимы друг в друге). Для получения растворов крепостью до 5 М удобно обрабатывать хлором (без избытка) взвесь оксида ртути в четыреххлористом углероде. Образующаяся в растворе Cl2О извлекается затем холодной водой. Возможно также получение раствора хлорноватистой кислоты по реакции:

2 Cl2 + Вi2О3 + Н2О = 2 ВiОСlЇ + 2 НОCl

Молекула НОCl имеет угловое строение с параметрами d(НО) = 97, d(ОCl) = 169 пм, Р НОCl = 103° .

Хлорноватистая кислота обладает характерным запахом. Ее разбавленные растворы почти бесцветны, а более крепкие имеют желтый цвет. Константа кислотной диссоциации НОCl при обычных условиях равна 4· 10- 8. Диссоциация ее по основному типу (т. е. НОСl Ы НО’ + Cl• ) экспериментально не обнаружена. Однако имеются косвенные указания на ее возможность. Например, с органическими соединениями НОCl способна реагировать по схемам (R — органический радикал)

RН + НОCl = RОН + НCl и RН + НОСl = Н2О + RCl

т. е. и как окислитель, и как хлорирующее вещество.

Принципиальная возможность амфотерной диссоциации НОСl вытекает из общетеоретических соображений. Однако в присутствии Cl’ непосредственно обнаружить Cl• нельзя (из-за реакции по схеме Cl• + Cl’ = Cl2· аq).

Так как при переходе от НОН к НОCl отрицательный характер кислорода ослабевает, относительная вероятность внедрения в него протона уменьшается. Поэтому выражаемое схемой

ОН3+ + НОCl Ы Н2О + Н2ОCl+

(или, учитывая неопределенную гидратированность обоих ионов, Н• + НОСl Ы Н2О + Сl• ) равновесие должно быть сильно смещено влево, но по мере повышения концентрации Н• должно несколько смещаться вправо. Экспериментально доказать возможность основной диссоциации НОCl можно было бы, вероятно, подвергнув электролизу свежеприготовленный раствор Cl2О в холодной 30 %-ной серной кислоте: возникающий за счет приведенного выше равновесия положительный ион хлора должен был бы перемещаться к катоду.

Практический метод получения гипохлоритов основан на использовании приводимой выше обратимой реакции взаимодействия хлора с водой. Поскольку оба вещества правой части равенства — НСl и НОCl — дают в растворе ионы Н• , а оба исходных продукта — Cl2 и Н2О — таких ионов не образуют (точнее, почти не образуют), равновесие можно сместить вправо, связывая ионы Н• .

Добиться этого проще всего добавлением к реакционной смеси какой-нибудь щелочи. Так как по мере своего образования ионы Н• будут связываться ионами ОН’ в недиссоциированные молекулы воды, равновесие практически нацело сместится вправо. Применяя, например, КОН, имеем

Cl2 + Н2О Ы НОCl + НCl

НОCl + НCl + 2 КОН = КОCl + КCl + 2 Н2О

или в общем: Cl2 + 2 КОН = КОCl + КCl + Н2О

В результате взаимодействия хлора с раствором щелочи получается, следовательно, смесь солей хлорноватистой и соляной кислот. Этот процесс имеет большое техническое значение, так как образующийся раствор гипохлорита обладает сильными окислительными свойствами и широко применяется для беления тканей (хлопковых и льняных) и бумаги.

Ввиду слабости хлорноватистой кислоты под действием углекислого газа воздуха происходит частичное ее выделение из раствора гипохлорита:

NаОCl + CO2 + Н2О Ы NаНСО3 + НОCl

Беление основано на окислении хлорноватистой кислотой различных загрязняющих ткань веществ. Так как наличие NаCl отбелке не вредит, применяют непосредственно раствор, получающийся в результате реакции хлора со щелочью.

Раствор этот часто называют “жавелевой водой”. На текстильных и бумажных фабриках ее иногда получают электролизом раствора NаCl без диафрагмы. При этом первоначально образуются NаОН и Cl2, которые, взаимодействуя друг с другом, и дают “жавелевую воду”. После беления ею необходимо очень тщательно промывать ткани, так как избыток NаОCl постепенно разъедает их.

Кристаллический натрийгипохлорит может быть получен отгонкой воды из его раствора под уменьшенным давлением, Выделяется он в виде кристаллогидрата NаОСl· 5Н2О (т. пл. 45 ° С), который легко переходит в NаОCl· Н2О. Последняя соль малоустойчива, а при нагревании до 70 ° С разлагается со взрывом. Значительно устойчивее LiОCl· Н2О, который при обычных условиях выдерживает длительное хранение.

Опыт показывает, что окислительная активность гипохлоритов максимальна при таких значениях рН (близких к 7), когда в растворе одновременно имеются соизмеримые концентрации и ионов ОCl- , и молекул НОCl. Вероятно, это связано с равновесием по схеме:

ОСl- + НОСl Ы ОClН + ОСl-

Хотя оно и должно быть сильно смещено влево, его существование все же обеспечивает постоянную возможность временного возникновения неустойчивых молекул и з о х л о р н о в а т и с т о й кислоты, структура которых позволяет предполагать наличие у них повышенной тенденции к отщеплению активного атома кислорода.

При взаимодействии хлора с более дешевой щелочью — Са(ОН)2 (“гашеной известью”) — образуется х л о р н а я известь. Реакция может быть приближенно выражена уравнением

Cl2 + Са(ОН)2 = Сl- Са- ОCl + H2O

согласно которому хлорная известь является с м е ш а н н о й солью соляной и хлорноватистой кислот. Она представляет собой белый порошок, обладающий сильными окислительными свойствами, и используется главным образом для дезинфекции.

Формула Са(Cl)ОCl отражает основной состав хлорной (иначе — белильной) извести лишь схематично. Получаемый хлорированием Са(ОН)2 продукт представляет собой смесь различных двойных и тройных соединений, образованных молекулами Са(ОСl)2, Са(ОН)2, СаCl2 и кристаллизационной воды.

На воздухе хлорная известь постепенно разлагается, в основном по схеме:

2 Са(Cl)ОСl + СО2 = СаCl2 + СаСО3 + Cl2O

При действии на нее соляной кислоты выделяется хлор:

Са(Cl)ОCl + 2 НCl = СаCl2 + Н2О + Cl2

Этим иногда пользуются для его получения — хлорную известь смешивают с гипсом и из образовавшейся массы формуют кубики, которыми заряжают аппарат для получения газов. Качество хлорной извести оценивают обычно количеством хлора, образующимся при действии на нее соляной кислоты. Хорошие продажные сорта приближенно отвечают составу 3Са(Cl)ОСl· Ca(ОН)2· nН2О и содержат около 35 вес.% “активного” (т. е. выделяющегося при действии соляной кислоты) хлора.

Для получения более высокопроцентной хлорной извести, состоящей главным образом из Са(ОCl)2, хлорированию подвергают не сухой Са(ОН)2, а взвесь его в небольшом количестве воды. При 30 ° С реакция идет в основном по уравнению

2 Са(ОН)2 + 2 Cl2 = Са(ОCl)2 + СаCl2 + 2 Н2О

причем большая часть образующегося Са(ОCl)2 выделяется в виде мелкокристаллического осадка. Получаемый после отфильтровывания и высушивания технический продукт содержит 45- 70 % активного хлора. При взаимодействии с водой он растворяется почти полностью, тогда как обычная хлорная известь дает объемистый осадок Са(ОН)2.

Свободная хлорноватистая кислота испытывает в растворе три различных типа превращений, которые протекают независимо друг от друга. и поэтому называются параллельными реакциями:

1) НОCl = НCl + О

2) 2 НОCl = Н2О + Cl2О

3) 3 НОCl = 2 НCl + НСlO3

Все эти процессы способны протекать одновременно, но их относительные скорости сильно зависят от имеющихся условий. Изменяя последние, можно добиться того, что превращение пойдет практически нацело по какому-нибудь одному направлению.

Под действием прямого солнечного света разложение хлорноватистой кислоты идет по п е р в о м у из них. Так же протекает оно в присутствии веществ, способных легко присоединять кислород, и некоторых катализаторов (например, солей кобальта).

При нагревании крепкого раствора хлорной извести в присутствии солей кобальта распад ее идет по уравнению:

2 Са(Cl)ОСl = 2 СаCl2 + O2 + 92 кДж

Реакцией этой иногда пользуются для лабораторного получения кислорода.

При распаде по в т о р о м у типу получается газообразный продукт — оксид хлора (Cl2О). Эта реакция идет в присутствии водоотнимающих веществ (например, СаCl2). Оксид хлора представляет собой взрывчатый желто-бурый газ с запахом, похожим на запах хлора. При действии Cl2О на воду образуется НОCl, т. е. окись хлора является ангидридом хлорноватистой кислоты.

Молекула Cl2О полярна (m = 0,78) и характеризуется треугольной структурой [d(СlO) = - 170 пм, Р a = 111° . Энергия связи О- Cl оценивается в 205 кДж/моль. Оксид хлора (дихлормоноксид) легко сгущается в красно-коричневую жидкость (т. пл. - 121, т. кип. +2 ° С), которая может длительно сохраняться при - 78 ° С, но более или менее быстро разлагается при обычных условиях (в основном по схеме 4 Cl2О = 2 ClО2 + 3 Cl2). Получать его удобно, действуя при охлаждении хлором на свежеосажденный сухую оксид ртути. Реакция идет по уравнению:

2 НgО + 2 Cl2 = ClНgОНgCl + Cl2O + 79 кДж

Взрыв жидкого оксида хлора иногда происходит уже при переливании ее из одного сосуда в другой, а газообразной — при нагревании или соприкосновении со многими способными окисляться веществами. Он протекает по уравнению

2 Cl2О = 2 Cl2 + О2 + 150 кДж

Энергия активации этой реакции составляет 105 кДж/моль.

Оксид хлора хорошо растворим в СCl4. Еще лучше он растворяется в воде за счет взаимодействия по реакции

Сl2O + Н2О Ы 2 НОCl

равновесие которой сильно смещено вправо (К = [Cl2О]/[НОCl]2 = 1· 10- 3 при 0 ° С). Охлаждением крепких водных растворов Cl2О может быть получен кристаллогидрат хлорноватистой кислоты состава НОСl· 2H2O (т. пл. - 36 ° С).

Распад НОCl по т р е т ь е м у типу особенно легко идет при нагревании. Поэтому действие хлора на горячий раствор щелочи выражается суммарным уравнением

3 Cl2 + 6 КОН = КClО3 + 5 КCl + 3 Н2О

Продуктами реакции являются КCl и калийная соль хлорноватой кислоты (НClО3). Так как соль эта малорастворима в холодной воде, при охлаждении раствора она осаждается.

Свободная НClО3 может существовать только в растворе. Она является с и л ь н о й к и с л о т о й (диссоциированной приблизительно так же, как НCl и НNО3) и энергичным окислителем. Соответствующий ей ангидрид неизвестен.

В противоположность свободной НClО3, для ее солей (х л о р а т о в) окислительные свойства в растворах не характерны. Большинство из них бесцветно (как и сама НClО3) и хорошо растворимо в воде. Все они сильно ядовиты.

Переход гипохлорита в хлорат осуществляется, вероятно, с участием изохлорноватистой кислоты по схемам:

НСlO + СlO- = НСl + СlO2- и НСlO + СlO2 = НСl + СlO3-

Анион СlO3- имеет структуру треугольной пирамиды с хлором в вершине [d(ClO) = 145 пм, Р ОСlO = 106° ].

Из солей хлорноватой кислоты практически наиболее важен КClО3 (т. пл. 368 ° С), который может быть получен электролизом горячего раствора КCl. Хлорат калия применяется в спичечном производстве, при изготовлении сигнальных ракет и т. д. Легкорастворимый в воде NаClO3 (т. пл. 262 ° С) является прекрасным средством для уничтожения сорных трав (на железнодорожном полотне и т. д.).

Энергия активации термического разложения чистого КClО3 равна 226 кДж/моль (следует учитывать, что процесс этот может протекать со взрывом). Расплавленный КСlO3 энергично поддерживает горение. Смеси его с легко окисляющимися веществами (серой, фосфором, сахаром и др.) взрываются от удара.

Раствор хлорноватой кислоты обычно получают действием серной кислоты на Ba(ClO3)2 ( т. пл. 414 ° С). Отфильтровав осадок ВаSO4, можно путем упаривания при низких температурах (в вакууме) сконцентрировать раствор примерно до 40 % содержания НClО3. Получается густая бесцветная жидкость приблизительного состава НClО3· 7Н2О, при нагревании выше 40 ° С разлагающаяся. Такой раствор характеризуется столь сильно выраженными окислительными свойствами, что при соприкосновении с ним бумага, вата и т. п. воспламеняются. Более разбавленные растворы НClО3 в обычных условиях довольно устойчивы. При сильном охлаждении они становятся густыми и вязкими, но не закристаллизовываются.

При длительном совместном нагревании фторидов и хлоритов некоторых двухвалентных металлов в присутствии уксусной кислоты происходит взаимодействие по схеме

МF2 + M(ClO3)2 = 2 МClO3F

с образованием соответствующей соли фторохлорноватой кислоты (Н2ClО3F). Таким путем синтезировались хорошо растворимые ф т о р х л о р а т ы ряда лвухвалентных металлов (например, Сu(ClО3F· 5H2O). Под действием на их растворы иона Са — осадок СаF2, начинает медленно выделяться лишь при кипячении, т. е. ион ClО3F” оказывается довольно устойчивым по отношению к гидролизу. Были получены также некоторые другие производные фторхлорноватой кислоты.

Осторожным восстановлением хлоратов может быть получен диоксид хлора (ClО2). Он представляет собой взрывчатый желтый газ, обладающий сильно выраженными окислительными свойствами.

В лабораторных условиях СlO2 удобно получать по реакции 2 КСlO3 + H2С2О4 = К2СО3 + СО2­ + Н2О + 2 СlO2­

нагреванием до 60 ° С увлажненной смеси КСlO3 и щавелевой кислоты (Н2С2O4). Другим удобным методом лабораторного получения СlO2 является проводимая при 90 ° С с тщательно осушенным хлором реакция по уравнению:

Сl2 + 2 АgСlO3 = 2 АgСl + 2 СlO2­ + O2­

При охлаждении ниже +10 ° С диоксид хлора сгущается в красно-коричневую жидкость и может быть таким путем отделен от углекислого газа или кислорода.

Молекула ClО2 полярна (m = 1,78) и характеризуется треугольной структурой [d(СlO) = 147 пм, Р a = 118° ]. Энергия связи Cl- О равна 251 кДж/моль.

В твердом состоянии диоксид хлора (хлордиоксид) представляет собой желтовато-красные кристаллы (т. пл. - 59 ° С). Плотность ее пара отвечает простой формуле, но для раствора в СCl4 установлено наличие частичной димеризации по схеме 2 ClO2 Ы Cl2O4 (константа равновесия равна 0,18 при 25 ° С). Запах ClO2 одновременно похож на запах хлора и азотной кислоты. Он начинает ощущаться при 0,002 %-ном содержании ClО2 в воздухе. В темноте чистый диоксид хлора устойчив по на свету или при наличии даже следов хлоридов постепенно разлагается. Будучи эндотермичным (теплота образования — 105 кДж/моль) и малоустойчивым соединением, ClО2 может взрываться при нагревании или соприкосновении со способными окисляться веществами.

Диоксид хлора хорошо растворим в воде (20 : 1 по объему при 4 ° С) с желто-оранжевой окраской жидкости. Разбавленные растворы (до 8 г/л) в темноте устойчивы но на свету медленно разлагаются (с образованием НСlO3 и НCl). Известен кристаллогидрат ClО2· 6Н2О.

Используется ClО2 главным образом для отбелки или стерилизации различных материалов (бумажной массы, муки и др.). Установлено, что с его помощью можно производить обесфеноливание сточных вод химических заводов.

В связи с быстрым ростом потребления ClО2 для технических целей, был предложен ряд методов его промышленного получения. Примером может служить метод, основанный на экзотермической реакции

2 NаClO3 + SO2 + Н2SO4 = 2 NаНSO4 + 2 ClО2

проводимой с приблизительно 4 М серной кислотой (содержащей значительную примесь хлорид-иона).

Исходя из ClО2 довольно сложным путем было получено устойчивое - 78 ° С, но начинающее разлагаться уже при - 45 ° С темно-коричневое твердое вещество, состав которого отвечает формуле Cl2О3. Является ли оно действительно оксидом трехвалентного хлора (или представляет собой смесь других его оксидов), пока не ясно.

При медленном пропускании тока фтора под поверхность охлажденной до - 50 ° С диоксида хлора происходит ее фторирование с образованием фторхлордиоксида (FClO2). Вещество это представляет собой бесцветный газ (т. пл. - 115, т. кип. - 6 ° С), довольно устойчивый по отношению к нагреванию, но весьма гигроскопичный. Гидролиз его идет по схеме:

FСlO2 + Н2О = НF + НСlO3

Взаимодействие FСlO2 с НCl (при - 110 ° С) протекает по уравнению:

2 FСlO2 + 2 НСl = 2 НF + Сl2 + 2 СlO2

т. е. СlСlO2 оказывается совершенно неустойчивым. Вместе с тем были получены некоторые солеобразные производные СlO2+ , например СlO2SbF6 (т. пл. 235 ° С).

Взаимодействие ClО2 с раствором КОН медленно протекает по уравнению

2 ClО2 + 2 КОН = КClО3 + КClО2 + Н2О

с образованием солей двух кислот — хлорноватой и хлористой. Сама хлористая кислота (НClО2) малоустойчива. По силе и окислительной активности она промежуточна между НОCl и НClО3. Соли ее (х л о р и т ы) используются при отбелке тканей.

Хлористую кислоту (К = 1· 10- 2) можно получить по реакциям:

ВаО2 + 2 ClО2 = Ва(ClО2)2 + О2 и

Ва(ClО2)2 + Н2SO4 = ВаSO4Ї +2 НClO2

Она известна только в разбавленных растворах, при хранении которых очень быстро разлагается, в основном, по схеме:

4 HСlO2 = 2 СlO2 + НСlO3 + НCl + Н2О

Ион СlO2, имеет треугольную структуру [d(СlO) = 155 пм, Р ОСlO = 111° ]. Хлориты, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде [за исключением желтых АgСlO2 (1,7 г/л) и Рb(СlO2)2 (0,35 г/л при 0 ° С)]. В отличие от гипохлоритов, они характеризуются наличием сильно выраженных окислительных свойств только в кислой среде. С другой стороны, под действием КМnO4 хлориты способны окисляться до хлоратов. Имеются указания на возможность образования некоторых хлоритов при непосредственном взаимодействии соответствующего металла (например, Ni) с раствором СlO2. В твердом состоянии многие соли НСlO2 легко взрываются при нагревании или ударе.

Наиболее практически важным хлоритом является NаСlO2. Эту соль удобно получать по реакции:

2 СlO2 + РbО + 2 NаОН = РbО2Ї + 2 NаСlO2 + Н2О

Выше 100 ° С разлагается в основном по схеме:

3 NаСlO2 = 2 NаСlO3 + NаCl

При нагревании КClО3 плавится, а около 400 ° С начинает разлагаться, причем распад может идти по двум основным направлениям:

1) 4 КClО3 = 4 КCl + 6 О2 + 180 кДж

2) 4 КClО3 = КCl + 3 КClО4 + 171 кДж

Реакция протекает преимущественно по первому типу при наличии катализатора (МnО2 и т. п.), по второму — в его отсутствие. Образующийся при распаде по второму типу х л о р а т калия) очень малорастворим в воде и поэтому легко отделяется от хорошо растворимого хлористого калия.

Действием на калийперхлорат концентрированной серной кислоты может быть получена свободная хлорная кислота (НClО4), представляющая собой бесцветную, сильно дымящую на воздухе жидкость:

КClО4 + Н2SO4 Ы КНSO4 + НClO4

Так как под уменьшенным давлением НClO4 перегоняется без разложения, ее легко выделить из реакционной смеси.

Безводная НСlO4 малоустойчива и иногда взрывается просто при хранении, но ее водные растворы вполне устойчивы. Как о к и с л и т е л ь HClO4 гораздо менее активна, чем НClO3, и в разбавленных растворах практически не обнаруживает окислительных свойств. Напротив, к и с л о т н ы е свойства выражены у нее исключительно резко: по-видимому, она является одной из самых сильных кислот.

Соли НСlO4, за немногими исключениями легко растворимы в воде. Многие из них хорошо растворяются также в органических растворителях (спирте и т. п.). Подобно самой кислоте, большинство перхлоратов бесцветно.

Калийперхлорат применяется для приготовления некоторых взрывчатых веществ. При 610 ° С он плавится и одновременно начинает разлагаться, в основном по уравнению:

KСlO4 = КСl + 2 O2

Получают КСlO4 обычно электролизом раствора КСlO3. Реакция идет по схеме:

КСlO3 + Н2О = Н2 (катод) + КСlO4 (анод).

При перегонке разбавленных растворов НСlO4 сначала отгоняется вода, затем разбавленная кислота и, наконец, при 203 ° С начинает перегоняться азеотропная смесь, содержащая 72 % HСlO4 (близкая к составу НСlO4· 2Н2О и замерзающая лишь при - 18 ° C). Так как кипение последней сопровождается частичным разложением, перегонку HClO4 лучше проводить под уменьшенным давлением (при 20 мм рт. ст. азеотропная смесь перегоняется около 111 ° С). Концентрированная (72%) кислота дымит на воздухе и весьма гигроскопична, но устойчива при хранении и не разлагается под действием света. Промышленностью обычно выпускается 30-70 %-ная НСlO4.

Молекула HСlO4 имеет форму пирамиды с тремя атомами кислорода в основании [d(СlO) = 141 пм], гидроксильной группой в вершине [d(Cl0) = 164 пм] и углом О- Сl=O, равным 106° . Безводная хлорная кислота (т. пл. — 101, т. кип. +16'С при 18 мм рт. ст.) представляет собой весьма подвижную жидкость, тогда как ее крепкие водные растворы имеют маслянистую консистенцию. Их охлаждением может быть получен плавящийся лишь при +50 ° С кристаллогидрат НСlO4· Н2О, который следует рассматривать как перхлорат оксония — [Н3О]СlO4. Частичное образование последнего по схеме

3 НСlO4 Ы [Н3О]СlO4 + Сl2O7 + 12,5 кДж

(с константой равновесия К = 1· 10- 4) имеет место и в безводной хлорной кислоте. Именно этой реакцией (в силу последующего распада Сl2O7 по схеме 2 Сl2O7 = 4 СlO2 + 3 O2 + 117 кДж) обусловлена, вероятно, неустойчивость безводной хлорной кислоты. Очень сильные взрывы может вызвать ее соприкосновение со способными окисляться веществами. Хлорная кислота находит применение при анализах, в частности для выделения более летучих кислот из их солей.

В разбавленных водных растворах НСlO4 не восстанавливается такими сильными восстановителями, как НI, Н2S, SO2 и водород в момент выделения. Даже концентрированная кислота становится очень активным окислителем лишь при температуре кипения (когда она легко растворяет, в частности, специальные стали).

Хотя НСlO4 является одной из самых сильных из кислот, наличие недиссоциированных молекул в ее растворах установлено несколькими методами. Как видно из рис. ЧП —10, заметным оно становится лишь в достаточно крепких растворах. Для константы равновесия НСlO4 Ы Н+ + СlO4’ получено значение К = 38. По другим данным, хлорная кислота ионизирована в растворах еще значительнее, чем то показано на рис. VII-10.

Входящий в состав перхлоратов анион СlO4- представляет собой тетраэдр с хлором в центре [d(СlO) = 144 пм].

Из безводных перхлоратов без разложения плавится только LiСlO4 (т. пл. 236 ° С) .

Вообще говоря, их термическое разложение может идти по двум схемам: с образованием хлорида металла и кислорода или оксида металла, хлора и кислорода. Для солей Сs, Rb, К характерен первый путь, для солей Nа, Li, Ва, Sr, Сa преимущественно он же, а для солей Мg и большинства других металлов основным становится второй путь распада.

Растворимость некоторых перхлоратов (г на 100 г растворителя при 25 ° С) в воде, спирте и ацетоне сопоставлена ниже:

 
LiClO4

NaClO4

KClO4

Mg(ClO4)2

Ca(ClO4)2

Ba(ClO4)2

H2O

60

210

2,1

100

189

198

C2H5OH

152

15

0,01

24

166

125

(CH3)2CO

137

52

0,16

43

150

125

Безводный перхлорат лития хорошо растворим и в эфире (с образованием 6 М раствора), тогда как кристаллогидрат LiСlO4· 3Н2О растворим весьма мало. Следует отметить, что растворы перхлоратов в органических жидкостях, как правило, взрывоопасны. Некоторые перхлораты (особенно NН4СlO4) используются в реактивной технике.

Взаимодействием 72 %-ной НСlO4 с фтором получен бесцветный фторперхлорат — FСlO4. Это малоустойчивое соединение (т. пл. - 167, т. кип. - 10 ° С) обладает резким запахом и весьма реакционноспособно. И в газообразном, и в жидком состоянии оно может разлагаться со взрывом.

Длительным взаимодействием избытка СsСlO4 с ClSO3F при - 45 ° С был получен хлорперхлорат СlСlO4. Вещество это описывается как устойчивая лишь при низких температурах светло-желтая жидкость (т. пл. - 117 ° С). Наличие в молекуле хлорперхлората положительно поляризованного атома хлора устанавливается протекающими при - 78 ° С реакциями по схемам

НCl + СlOСlO3 = Сl2 + НСlO4 и

АgСl + СlOСlO3 = Сl2 + АgСlO4

Взрывоопасность СlСlO4 меньше, чем FСlO4.

Если фторперхлорат является продуктом замещения на фтор в о л о р о д а хлорной кислоты, то в качестве продукта аналогичного замещения ее г и д р о к с и л а можно рассматривать фторхлортриоксид (“перхлорилфторид”) — FСlO3. Последний образуется при действии фтора на сухой КСlO3 и представляет собой бесцветный газ (т. пл. - 148, т. кип. - 47 ° С) с характерным сладковатым запахом. Удобнее получать его по схеме:

МСlO4 + НSО3F = МНSО4 + FСlO3

действием на перхлорат смеси хлорсульфоновой кислоты и SbF5 (которая играет роль катализатора). Теплота образования FСlO3, из элементов равна — 21 кДж/моль, а для энергий связей даются значения 251 (FСl) и 238 (СlO) кДж/моль. Молекула FСlO3 имеет структуру несколько искаженного тетраэдра с хлором около центра [d(СlO) = 140, d(FСl) = 161 А, Р ОClO = 115° , Р FСlO = 103° ] и практически неполярна (m = 0,02).

Фторхлортриоксид термически устойчив до 400 ° С, не гидролизуется даже горячей водой (и холодными щелочами), нерастворим в жидком фтористом водороде, умеренно токсичен и сам по себе невзрывчат (но способен давать взрывчатые смеси с некоторыми органическими веществами). Так как его критическая температура довольно высока (+95 ° С), он может храниться и транспортироваться в сжиженном состоянии (при 25 ° С давление пара составляет 12 атм). Окислительная активность FСlO3 в обычных условиях невелика, но быстро возрастает при нагревании. Поэтому реакции окисления им хорошо поддаются температурному регулированию. Вещество это представляет значительный интерес для реактивной техники. Существует также указание на то, что оно обладает наивысшим из всех газов значением диэлектрической проницаемости.

При слабом нагревании под уменьшенным давлением смеси безводной НClО4 с фосфорным ангидридом (Р2О5) отгоняется бесцветная маслянистая жидкость, которая представляет собой хлорный ангидрид, образующийся по реакции

2 НСlO4 + Р2О5 = 2 НРО3 + Сl2O7

От сильного нагревания (и удара) Сl2O7 взрывается, однако он все же устойчивее, чем Сl2O и СlO2. При взаимодействии его с водой медленно образуется хлорная кислота.

Хлорный ангидрид (т. пл. - 93, т. кип. 83 ° С) является сильно эндотермичным соединением (теплота образования из элементов - 251 кДж/моль). Строение его молекулы отвечает формуле О2- Сl- O- СlO3. Угол при кислородном атоме, соединяющем обе пирамиды СlO3 составляет 119° [при d(ОСl) = 171 пм], а угол O- Сl=О равен 115° [d(СlO) = 141 пм]. Молекула характеризуется отчетливо выраженной полярностью (m = 0,72). С такими веществами, как сера, фосфор, бумага, опилки и т. п., Сl2O7; при обычных температурах не реагирует, но соприкосновение его с йодом сопровождается взрывом. Хлорный ангидрид смешивается с четыреххлористым углеродом в любых соотношениях. При термическом разложении Сl2O7 первичным актом является разрыв одной из связей О- Cl (с образованием радикалов СlO3 и СlO4). Энергия этой связи оценивается в 201 кДж/моль.

Из двух радикалов, первично возникающих при термическом распаде хлорного ангидрида более или менее устойчивому существованию способен, по-видимому, лишь ClO3. Триоксид хлора (хлортриоксид) образуется при действии на СlO2 озона и представляет собой темно-красное масло (т. замерз. +3 ° С). Жидкость примерно на 99 % состоит из удвоенных молекул (Сl2O6), тогда как в парообразном состоянии равновесие Сl2O6 + 8 кДж Ы 2 СlO3 очень сильно смещено вправо.

Хотя выше уже приводились названия кислородных кислот хлора и их солей, однако полезно сопоставить эти названия:

Кислота

Формула

Название солей

Хлорноватистая

НОCl

г и п о х л о р и т ы

Хлористая

НClO2

х л о р и т ы

Хлорноватая

НClO3

х л о р а т ы

Хлорная

НClО4

п е р х л о р а т ы

Если сопоставить друг с другом кислородные кислоты хлора по важнейшим для них химическим свойствам — кислотности и окислительной активности, — получается следующая схема:

        усиление кислотных свойств
      ——————————————®
      НОCl     НClО2     НClО3     НClО4
        ¬ ——————————————
увеличение окислительной активности

Кислотность изменяется, следовательно, противоположно окислительной активности. Последняя, в общем, тем больше, чем кислота менее устойчива. Действительно, хлорноватистая и хлористая кислоты более или менее устойчивы только в разбавленных растворах, концентрацию хлорноватой можно довести уже до 40 %, тогда как хлорная известна в безводном состоянии. Первые три кислоты в растворах постепенно разлагаются, а хлорная может сохраняться сколь угодно долго. Соответствующие соли обычно значительно устойчивее свободных кислот, но относительная их устойчивость примерно такова же.

Так как наиболее устойчивой из всех кислородных кислот хлора является НСlO4, можно было бы ожидать, что при взаимодействии хлора со щелочью должны сразу образовываться ее соли. Однако сперва получаются менее устойчивые соединения, которые затем лишь постепенно (быстрее — при нагревании) переходят в более устойчивые. На основе изучения ряда подобных случаев уже Гей-Люссак (1842 г.) наметил так называемое п р а в и л о с т у п е н е й р е а к ц и и: при химических процессах вначале обычно образуются не наиболее устойчивые вещества, а самые близкие по неустойчивости к исходной системе.

Во всех тех случаях, когда дальнейшие превращения относительно менее устойчивых продуктов реакции осуществляются очень быстро или, наоборот, очень медленно, мы практически их либо не замечаем, либо не считаем промежуточными продуктами. Поэтому выражаемое правилом ступеней реакции обобщение сразу бросается в глаза. Между тем при рассмотрении хода протекания химических процессов оно часто оказывается весьма полезным.

Подгруппа брома.

Содержание в земной коре брома составляет 3· 10- 5 %, а йода 4 · 10- 6 %. По характеру распределения в природе оба элемента очень похожи на хлор, но образование вторичных скоплений для них нехарактерно. Содержание в природе астата ничтожно мало, и свойства этого элемента почти не изучены.

Природный бром состоит из смеси изотопов 79Вr (50,5 %) 81Br (49,5 %), тогда как йод является “чистым” элементом — состоит из атомов 127I. Для астата известны только радиоактивные изотопы с небольшой продолжительностью жизни атомов (в среднем 12 ч для наиболее долгоживущего 210At).

Иод был открыт в 1811 г., бром — в 1826 г. Существование астата предсказывалось уже Д. И. Менделеевым. Элемент этот был получен искусственно в 1940 г. Происхождение брома и йода земной поверхности такое же как хлора и фтора — основные массы обоих элементов выделялись из горячих недр Земли в форме своих водородных соединений.

Основными источниками промышленного получения брома являются воды некоторых соляных озер (0,01- 0,5 % Вr) и морская вода (в среднем 0,007 % Вr). Частично он добывается также из бромистых соединений, примеси которых обычно содержатся в природных месторождениях калийных солей, и из буровых вод нефтеносных районов (0,01- 0,1 % Br).

Для промышленной добычи йода основное значение имеют именно буровые воды, содержащие в среднем 0,003%. Другим источником этого элемента является зола морских водорослей.

Для получения свободных брома и йода можно воспользоваться вытеснением их хлором. Бром выделяется из раствора исходной соли в виде тяжелой жидкости, йод — в твердом состоянии.

При получении брома из морской (или озерной) воды ее подкисляют серной кислотой до рН = 3,5 и обрабатывают хлором. Выделяющийся бром перегоняют током воздуха в раствор соды, который после достаточного насыщения бромом подкисляют. Реакции протекают по уравнениям:

2 NаВr + Сl2 = 2 NаСl + Вr2, затем

3 Вr2 + 3 Nа2СО3 = 5 NаВr + NаВrО3 + 3 СО2 и, наконец,

5 NаВr + NаВrO3 + 3 Н2SO4 = 3 Na2SO4 + 3 Вr2 + 3 Н2О.

Технический бром часто содержит примесь хлора. Для очистки его обрабатывают концентрированным раствором СаВr2, причем хлор вытесняет бром, который при разбавлении раствора выделяется в виде тяжелого слоя, содержащего лишь очень немного (порядка 0,05 %) растворенной воды.

В безводном состоянии бром может быть получен отгонкой из смеси с концентрированной Н2SO4. Тройной точке на его диаграмме состояния отвечает температура - 7,3 ° С и давление 46 мм рт. ст. Жидкий бром имеет весьма низкое значение диэлектрической проницаемости (e = 3). Охлаждение его насыщенного водного раствора ведет к образованию кристаллогидрата Вr2· 8Н2О (т. пл. 6 ° С). Известен также нестойкий кристаллосольват с бензолом состава Вr2· С6Н6 (т. пл. - 14 ° С).

Так как содержание йода в буровых водах очень мало, основной задачей при получении является его концентрирование. Это обычно достигается выделением йода в свободном состоянии, чаще всего — по реакции:

2 NаI + 2 NаNО2 + 2 Н2SO4 = 2 Na2SO4 + I2 + 2 NО + 2 Н2О

с последующей его адсорбцией на активированном угле. Из последнего йод извлекают горячим раствором едкого натра по реакции:

3 I2 + 6 NаOH = 5 NаI + NаIO3 + 3 Н2О

После насыщения раствора подкислением его вновь выделяют свободный йод по реакции

5 NаI + NаIO3 + 3 Н2SO4 = 3 Nа2SO4 + 3 I2 + 3 Н2О

Морская вода содержит около 5· 10- 6 % йода, который извлекается из нее некоторыми водорослями и накапливается ими. Например, широко используемая населением Китая и Японии в качестве пищевого продукта ламинария (морская капуста) содержит в воздушно-сухом состоянии около 0,5 % йода.

Для получения йода из золы морских водорослей ее обрабатывают водой и после упаривания раствора оставляют его кристаллизоваться. Бo льшая часть содержащихся в золе хлористых и сернокислых солей выпадает при этом в осадок, а йодистые соли, как более растворимые, остаются в растворе. Иод извлекают затем обработкой раствора хлором (или МnО2 и Н2SO4).

По основным физическим свойствам бром и йод закономерно укладываются в один ряд с хлором и фтором, как это видно из приводимой ниже таблицы (в которую включен также водород):

 
 
При обычных условиях

 
 
Химическая формула

Молекулярный вес округленно

Агрегатное состояние

Цвет

Тпл ° С

Ткип ° С

H2

2

Газ

Бесцветный

- 259

- 253

F2

38

Газ

Почти Бесцветный

- 220

- 188

Cl2

71

Газ

Желто-зеленый

- 101

- 34

Br2

160

Жидкость

Темно-коричневый

- 7

59

I2

254

Твердое вещество

Темно-серый

114

186

Плотность брома равна 3,1, йода 4,9 г/см3. Так как давление пара твердого йода очень велико, он при нагревании легко возгоняется. Возгонкой технического йода пользуются для его очистки.

Для температур плавления и кипения астата даются значения 227 и 317 ° С. Теплоты плавления брома, йода и астата равны соответственно 10,5, 15,9 и 20,9 кДж/моль, а теплоты их испарения (при температурах кипения) — 29,7, 41,8 и 54,3 кДж/моль. Критическая температура брома равна 311, йода — 553 ° С. Интересно, что давление паров брома и йода в присутствии индифферентных газов (N2 и др.) выше, чем при той же температуре без них.

Тройной точке на диаграмме состояния йода соответствует температура 116 ° С и давление 90 мм рт. ст. Для получения жидкого йода необходимо, следовательно, создать такие условия, чтобы парциальное давление его паров превышало 90 мм рт. ст. Это проще всего достигается нагреванием достигается нагреванием большого количества кристаллов йода в колбе с узким горлом.

Жидкий йод имеет довольно высокое значение диэлектрической проницаемости (e = 11). Он растворяет S, Sе, Те, йодиды ряда металлов и многих органические соединения. Раствор в нем йодистого калия проводит электрический ток. Сам йод диссоциирован по схеме I2 Ы I- + 1+ , но диссоциация эта очень мала: [I+ ][I- ] = 10- 42.

Темно-фиолетовые пары йода и красно-коричневые пары брома (в еще большей степени) обладают резким запахом. По действию на организмы бром близок к хлору. Бром применяется главным образом для выработки специальных добавок к моторным бензинам. Иод в виде 5 %-ного спиртового раствора (“йодной настойки”) применяется для стерилизации ран. Соединения обоих тяжелых галогенов имеют большое значение для фотографии, медицины и т. д. Ежегодная мировая выработка брома исчисляется десятками тысяч тонн, йода — тысячами тонн.

Физиологическая роль б р о м и с т ы х соединений в нормальной жизнедеятельности организма еще недостаточно выяснена. К их дополнительному введению наиболее чувствительна центральная нервная система: бромиды используются в медицине как успокаивающие средства при повышенной возбудимости. Чрезмерное их накопление способствует появлению кожных сыпей. Выводятся они из организма очень медленно (главным образом, с мочой). По токсическому действию паров бром похож на хлор. При ожоге кожи жидким бромом рекомендуется промыть пострадавшее место разбавленным раствором аммиака.

Соединения и о д а играют важную роль в регулировании обмена веществ. У животных организмов йод накапливается главным образом в щитовидной железе (аналогично ведет себя и вводимый в организм астат). Тело человека содержит около 25 мг йода, из которых примерно 15 мг находится в щитовидной железе. Из обычных продуктов питания наиболее богаты йодом лук и морская рыба. Недостаток йода служит причиной болезни, известной под названием “зоба”. Болезнью этой иногда страдает поголовно все население тех местностей (главным образом удаленных от моря возвышенностей), в которых воздух, вода и пища содержат слишком мало йода. Ежедневное потребление небольших — порядка 0,1 мг — доз йодидов (в виде примеси к поваренной соли) позволяет полностью избавиться от этой болезни. В Китае больных зобом издавна лечили золой морских губок (которая содержит до 8,5% йода). При добавлении в пищу йодсодержащих водорослей у коров увеличивается удой молока, а у овец быстрее растет шерсть. Отмечено также благотворное влияние небольших доз йодистых соединений на яйценоскость кур, откорм свиней и т. д.

Широко применяемая “йодная настойка” может быть приготовлена смешиванием в равных долях 10 %-ного раствора йода в спирте (95 %) и 4 %-ного водного раствора KI. Добавка йодистого калия повышает устойчивость жидкости при хранении. Следует отметить, что не только сам йод, но и многие его соединения (в частности, KI) хорошо всасываются организмом даже через неповрежденную кожу. Прием йодной настойки внутрь (1- 5 капель на молоке) назначается иногда при атеросклерозе. Избыточное поступление йода в организм может вызвать некоторые неприятные явления (насморк, кожные сыпи и т. д.), исчезающие при прекращении приема йода.

Растворимость брома в воде составляет около 35 г, а йода — 0,3 г на литр. Оба эти галогена (и астат) гораздо лучше растворяются в различных органических растворителях.

Растворимость йода в воде сильно возрастает с повышением температуры и при 100 ° С достигает 3,3 г/л. Органические жидкости растворяют его значительно лучше воды, как то видно из приводимых ниже примерных данных (в вес.% при обычных условиях):

С2H5OH

(C2H5)2O

C6H6

CHCl3

CCl4

CS2

20

24

12

2,5

2,5

13

Растворы йода в разных растворителях имеют различные окраски: фиолетовую, красную, коричневую и промежуточных оттенков. Так как состоящие из свободных молекул I2 пары йода характеризуются сами по себе синей, а в смеси с воздухом фиолетовой окраской, наличие последней в растворе (например, в ССl4 или НГ) указывает на отсутствие заметной сольватации растворенных молекул йода. Напротив, коричневый цвет раствора (например, водного или спиртового) указывает на сильную сольватацию. В отличие от йода, цвет растворов брома почти не зависит от природы растворителя.

Благодаря лучшей, чем в воде, растворимости галоидов в органических растворителях, при соприкосновении водного раствора с органическим растворителем большая часть галогена переходит в последний. При этом галоген р а с п р е д е л я е т с я

между органическим растворителем и водой в строго определенных отношениях. Если в качестве примера взять бром и сероуглерод (СS2), то о т н о ш е н и е концентрации брома в сероуглеродной фазе к концентрации его в водной при различных общих количествах растворенного брома остается постоянным и равным примерно 80.

В этом постоянстве о т н о ш е н и я к о н ц е н т р а ц и й (точнее, отношения активностей) распределение между двумя несмешивающимися растворителями вещества заключается так называемый закон распределения. Он верен, однако, лишь в том случае, если распределяемое вещество в обеих фазах имеет один и тот же состав (например из молекул) и не вступает в прямое химическое взаимодействие с растворителем. Найденное отношение концентраций (в данном примере 80) называется коэффициентом распределения. Величина его (при постоянной температуре) характерна для данной системы: растворитель А — распределяемое вещество — растворитель Б. Например, при замене сероуглерода на ССl4 коэффициент распределения брома становится равным примерно 30. Распределение имеет большое техническое значение, так как часто позволяет избирательно извлекать (экстрагировать) то или иное вещество из раствора смеси веществ.

По своей наиболее характерной химической функции бром и йод являются о д н о в а л е н т н ы м и н е м е т а л л а м и. Некоторые числовые характеристики обоих элементов сопоставлены ниже с аналогичными данными для хлора и фтора (Г — общее обозначение галогена):

Молекула Г2

Ядерное расстояние, пм

Энергия диссоциации кДж/моль

Атом Г

Эффективный радиус, пм

Сродство к электрону, кДж/моль

Ион Г

Эффективный радиус, пм

Энергия гидратации, кДж/моль

F2

142

159

F

71

339

F-

133

485

Cl2

198

242

Cl

99

355

Cl-

181

351

Br2

229

192

Br

114

330

Br-

196

318

I2

267

150

I

133

301

I-

220

280

Химическая активность брома и йода меньше, чем у хлора, но все же велика. Со многими металлами и некоторыми неметаллами (например, фосфором) они способны взаимодействовать в обычных условиях. При этом бром по активности мало уступает хлору, тогда как йод отличается от него уже значительно.

Подобно атомам фтора и хлора, в основном состоянии атомы брома (4s24р5) и йода (5s25р5) одновалентны.

При выводе количественных характеристик сравнительной металлоидной активности галоидов в отсутствие воды вместо энергий гидратации должны учитываться энергии связей (в ковалентных системах) или энергии кристаллических решеток (в ионных системах). Как показывает приводимое ниже примерное сопоставление, все эти величины изменяются приблизительно однотипно:

 
F

Cl

Br

I

Энергии гидратации ионов Г- , кДж/моль

485

351

318

280

Энергии связей С- Г, кДж/моль

485

339

284

231

Энергии решеток NaГ, кДж/моль

915

777

740

690

Поэтому общий характер изменения металлоидной активности по ряду F- Cl- Вr- I остается неизменным.

На образовании и последующем термическом разложении летучих йодидов основано и о д и д н о е р а ф и н и р о в а н и е некоторых металлов (Сr, V, Тi и др.) Проводится оно в замкнутой системе путем взаимодействия йода с технически чистым образцом при 100- 500 ° С под давлением порядка 10- 4 мм рт. ст., причем пары образующегося йодида тут же термически разлагаются на поверхности нагретой до 1300- 1500 ° С проволоки. Иод вновь вступает в реакцию, а вокруг проволоки постепенно наращивается стержень обрабатываемого металла, свободного от нелетучих при условиях опыта примесей.

Синтез НВr из элементов протекает при 200- 300 ° С с измеримой скоростью по следующим уравнениям:

Вr2 + 192 кДж = 2 Вr (первоначальное возбуждение),

Вr + Н2 = НBr + Н,

затем Н+ Вr2 = НBr + Вr и т. д.

В отличие от синтеза НСl вторая реакция затруднена из-за ее эндотермичности (71 кДж/моль), а обратная ей реакция

Н + НВг = Н2 + Вr

протекает легко. Поэтому возникающие цепи часто обрываются и процесс не приобретает взрывного характера. Так как реакция I + Н2 = НI + Н

еще более эндотермична (138 кДж/моль), синтез HI вообще не является цепной реакцией, а протекает по обычному бимолекулярному типу.

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при нагревании. Иод с водородом реагирует только при достаточно сильном нагревании и не полностью, так как начитает идти обратная реакция — разложение йодистого водорода. Оба галогеноводорода удобно получать разложением водой соответствующих галогенидных соединений фосфора по схеме:

РГ3 + 3 Н2О = Н3РО3 + 3 НГ­

Реакция легко идет уже при обычной температуре.

Подобно хлористому водороду, HBr и HI представляют собой бесцветные газы, очень хорошо растворимые в воде. Некоторые их свойства сопоставлены со свойствами HF и HCl в приводимой ниже таблице и на рис. VII-12, на котором показаны также и радиусы ионов Г- . Как видно из рисунка, по ряду НI- НВr- НСl свойства изменяются весьма закономерно, тогда как при дальнейшем переходе к НF наблюдается более или менее резкий их скачок, иногда даже в направлении, обратном общему ходу. Обусловлено это сильной ассоциацией фтористого водорода, отсутствующей у его аналогов.

Энергии связей Н- Вr и Н- I равны соответственно 364 и 297 кДж/моль. Жидкие галоленоводороды характеризуются при температурах кипения плотностями 2,2 (НВr) и 2,8 (НI) г/см3 и теплотами испарения 17,6 и 19,6 кДж/моль. Как растворители, они похожи на НСl. Энергии диссоциации молекул НГ на свободные газообразные ионы Н+ и Г- составляют 1517(НF), 1359(НСl), 1317(НВr) и 1283(НI) кДж/моль. Теплота образования АtН из элементов оценивается в — 105 кДж/моль.

Судя по характеру изменения теплот образования гидрогалогенидов, их термическая устойчивость должна сильно уменьшаться от фтора к йоду. Действительно, распад НF на элементы становится заметен лишь выше 3500 ° С, тогда как для других галоидоводородов имеем при 1000 ° С следующие степени диссоциации: 0,0014(НCl), 0,5(НВг) и 33 % (НI). В органических растворителях (бензоле и т. п.) все гидрогалиды растворимы гораздо хуже, чем в воде.

Как и хлористый водород, НВr и НI образуют с водой азеотропные смеси, содержащие соответственно 47 % НВr (т. кип. 126 ° С) и 57 % НI (т. кип. 127 ° С). Для обоих галоидоводородов известны кристаллогидраты с 2, 3 и 4 молекулами воды. И для брома, и для йода были получены аналогичные соответствующему хлориду нестойкие производные типа [ХR4]НГ2, где R — органический радикал.

Увеличение электролитической диссоциации при переходе от НF к НI обусловлено, вероятно, уменьшением поверхностной плотности отрицательного заряда галоидов в связи с ростом их ионных радиусов.

В н е в о д н ы х растворителях галоидоводороды большей частью ведут себя как неэлектролиты или слабые электролиты. При этом обычно наблюдается гораздо более резкое усиление ионизации по мере повышения атомного номера галоида, чем в водных растворах. Так, в пиридине константы диссоциации галогеноводородов имеют следующие значения: 3· 10- 9 — (НF), 4· 10- 6 (НСl), 1· 10- 4 (HBr), 3· 10- 3 — (НI).

Галогеноводород

Теплота образования из элементов, кДж/моль

Ядерное расстояние, пм

Длина молекулярного диполя, пм

Тпл, ° С

Ткип, ° С

Растворимость в воде моль/л при 10 ° С

Степень диссоциации в 0,1 н. растворе, %

HF

272

92

36

- 83

+ 19,5

Ґ

9,0

HCl

92

128

23

- 114

- 85

14

92.6

HBr

33

141

17

- 87

- 67

15

93,5

HI

- 25

162

9

- 51

- 35

12

95,0

По химическим свойствам НВr и НI очень похожи на хлористый водород. Подобно последнему в безводном состоянии они не действуют на большинство металлов, а в водных растворах дают очень сильные бромистоводородную и йодистоводородную кислоты. Соли первой носят название б р о м и с т ы х или б р о м и д о в, второй — и о д и с т ы х или и о д и д о в (а производные галоидоводородных кислот вообще — г а л о г е н и д о в или га л и д о в). Растворимость бромидов и йодидов в большинстве случаев подобна растворимости соответствующих хлоридов. Возможность существования в виде отрицательно одновалентного иона установлена и для астата.

Существенное различие между НI, НВr и НСl наблюдается в их отношении к окислителям. Молекулярный кислород постепенно окисляет йодистоводородную кислоту уже при обычной температуре (причем под действием света реакция сильно ускоряется):

О2 + 4 НI = 2 Н2О + I2

Бромистоводородная кислота взаимодействует с ним гораздо медленнее, а соляная вовсе не окисляется молекулярным кислородом. Так как, однако, соляная кислота способна окисляться под действием MnО2 и т. п., из изложенного следует, что галоидоводороды (кроме НF) могут служить в качестве веществ, отнимающих кислород, т. е. в качестве в о с с т а н о в и т е л е й, причем наиболее активным в этом отношении является НI. Газообразный йодистый водород способен даже гореть в кислороде (с образованием Н2О и I2). Легкая окисляемость в растворах характерна и для производных отрицательно одновалентного астата.

Получение растворов йодистоводородной кислоты (вплоть до 50 %-ной концентрации) удобно вести, пропуская Н2S в водную суспензию йода. Реакция идет по схеме:

I2 + Н2S = 2 НI + S

Для предохранения водных растворов от окисления кислородом воздуха рекомендуется добавлять к ним небольшое количество красного фосфора (1 г/л), который, будучи практически нерастворимым в йодистоводородной кислоте, вместе с тем тотчас переводит образующийся при окислении свободный йод снова в НI.

Выделяющийся при частичном окислении йодистоводородной кислоты свободный йод не осаждается, а остается в растворе вследствие взаимодействия с избытком ионов I’ по схеме: I’ + I2 = I3’ + 16,7 кДж/моль. Аналогично могут возникнуть ионы Вr3’ и СI3’ , а также ионы Г3’ образованные разными галоидами (кроме фтора). Образующийся в растворе ион Г3’ находится при этом в равновесии с продуктами своего распада: Г3’ Ы Г’ + Г2. Устойчивость ионов Г3’ , зависит от природы галоида и характеризуется следующими значениями констант равновесия:

[Г3’ ]/[Г2]· [Г’ ] = K          Г        Сl        Br         I

                                     K        0,2      16       700

Как видно из приведенных данных, по ряду Cl- Вг- I устойчивость ионов Г3’ быстро возрастает. Разбавление растворов и нагревание благоприятствуют смещению равновесий вправо, большая концентрация Г’ — влево. Результатом существования подобных равновесий является более высокая растворимость свободных галоидов в растворах галогенидов по сравнению с чистой водой.

Система 3 I’ Ы I3’ + 2 е- часто служит рабочей средой х е м о т р о н о в — электрохимических установок для разностороннего оперирования со слабыми электрическими токами. Показанный на рис. VII- 18 простейший хемотрон представляет собой небольшой замкнутый сосуд, заполненный раствором КI с незначительной добавкой свободного йода (т. е. содержит много ионов I’ и мало ионов I3- ). Из двух впаянных платиновых электродов линейный (А) имеет малую рабочую поверхность, а сетчатый (Б) — большую. При включении тока в такой установке идут реакции:

3 I’ - 2 е- = I3’ — у анода и 2 е- + I3’ = 3 I’ — у катода.

Если анодом является электрод А, а катодом — Б, то ионов I’ около первого много (благодаря их высокой концентрации в растворе), ионов I3’ около второго электрода тоже много (благодаря его большой поверхности), и ток свободно идет. Напротив, имеющийся около к а т о д а А небольшой запас ионов I3’ , почти мгновенно исчерпывается, и ток практически прерывается. Рассматриваемая установка может, следовательно, служить выпрямителем слабых переменных токов низких частот, вообще же различные варианты хемотронов находят самое разнообразное техническое использование (например, в системах управления ракетными двигателями).

41) В зависимости от природы галоида, константы равновесия гидролиза имеют следующие значения:

[Н• ]· [Г’ ]· [НОГ]/[Г2] = K        3· 10- 4    4· 10- 9    5· 10- 13

                                 Г           Cl           Br           I

В щелочной среде действительна иная трактовка гидролиза свободных галоидов, а именно по схеме:

Г2 + ОН’ Ы НОГ + Г’

При рассмотрении к и с л о р о д н ы х соединений брома и йода, как и в случае хлора, удобно исходить из обратимой реакции

Г2 + Н2О Ы НГ + НОГ

равновесие которой при переходе от хлора к брому и затем йоду все более смещается влево.

Растворы бромистоватистой (HOBr) и йодноватистой (HOI) кислот могут быть получены аналогично хлорноватистой кислоте. Обе кислоты являются н е у с т о й ч и в ы м и соединениями и с и л ь н ы м и о к и с л и т е л я м и. По ряду HOCl- HOBr- HOI и устойчивость и окислительная активность уменьшается.

В том же направлении от хлора к йоду, ослабляется и кислотный характер соединений НОГ. Бромноватистая кислота является уже очень слабой, тогда как йодноватистая обладает амфотерными свойствами. Обе кислоты известны только в разбавленных растворах желтоватой или зеленоватой окраски со своеобразными запахами.

42) Вероятно, удобным путем получения бромноватистой кислоты могла бы быть реакция по схеме:

Ag2SO4 + Вr2 + Ва(ОН)2 = 2 АgВrЇ + ВаSO4Ї + 2 НОВг

Перегонку растворов НОВr (К = 2· 10- 9) можно производить только под уменьшенным давлением (ниже +30 ° С), а НОI без разложения вообще не перегоняется. Обе кислоты известны лишь в растворах (НОВr — до 30 %-ной концентрации). Особенно неустойчивая йодноватистая кислота может быть несколько стабилизирована добавлением йода ( в результате равновесия НOI + I’ Ы НOI2). Константа диссоциации НOI по кислотному типу (К = 2· 10- 11) даже меньше, чем по основному (3· 10- 10). Для реакции по уравнению

Н2О + Н2OI- Ы Н3О· + НOI

было получено значение константы равновесия К = 3· 10- 2. Это значит, что при [Н3О· ] = 1 (и отсутствии ионов I’ ) более трети всего растворенного количества НOI находится в форме ионов Н2OI• (т. е. I• ). С возможностью аналогичной основной диссоциации приходится считаться и у НОВr, и даже у НОСl.

Из солей обеих кислот в твердом состоянии были выделены только KOВr· 3Н2О и кристаллогидраты NаОВr с 5 и 7 молекулами воды. Все эти светло-желтые соли очень неустойчивы, а при нагревании (или подкислении раствора) тотчас распадаются на соответствующие бромид и бромат.

43) Термическим разложением LiВгО3 при 200 ° С был получен бромит лития — LiВrО3. Он представляет собой белый порошок, уже в присутствии следов воды разлагающийся по уравнению

3 LiВrО2 = LiВr + 2 LiВrО3

а при температуре плавления (225 ° С) распадающийся на LiВr и O2. Аналогичные свойства характерны и для получаемого подобным же образом Ва(ВrО2)2.

44) При низких температурах (порядка - 50 ° С) бром окисляется озоном но реакции:

4 О3 + 3 Вr2 = 6 ВrО2

Образующийся диоксид брома (теплота образования из элементов — 54 кДж/моль) представляет собой светло-желтое твердое вещество, устойчивое лишь ниже - 40 ° С. Одним из продуктов ее термического разложения в вакууме является коричневый гемиоксид брома (Вr2О), плавящийся при - 17 ° С (с разложением) и дающий с водой НОВr. Гемиоксид брома частично образуется также при действии брома на сухой оксид ртути или его взвесь в СCl4. Он устойчив лишь ниже - 40 ° С. Аналогичный оксид йода известен только в форме оранжево-красного двойного соединения с пиридином — I2O· 4С5Н5N.

Помимо окислительного распада, для HOBr и HOI очень характерны реакции по схеме:

3 НОГ = 2 НГ + НГО3

ведущие к образованию бромноватой (HBrO3) или йодноватой (HIO3) кислоты. Первая известна только в растворах, а вторая может быть выделена в виде легкорастворимых кристаллов. Обе кислоты бесцветны.

Бромноватая кислота очень похожа по свойствам на HClO3, тогда как и окислительные, и кислотные свойства йодноватой выражены значительно слабее. По ряду HClO3- HBrO3- HIO3 растворимость солей, как правило, уменьшается. Подобно хлоратам, броматы и йодаты в щелочных и нейтральных средах окислителями не являются.

45) Скорость реакции 3 НОГ = 2 НГ + НГО3 при переходе от хлора к брому и затем йоду быстро возрастает. Для брома было экспериментально установлено, что она максимальна при равной концентрации ОВr’ и НОВr. Это позволяет предполагать активное участие в процессе молекул изобромноватистой кислоты — НВгО. И у брома, и у йода реакции протекают, вероятно, через промежуточное образование ионов ГО2’ , однако аналогичные хлористой кислоте и хлоритам производные обоих элементов неизвестны. На приведенный выше основной процесс сильно налагается взаимодействие между НГ и НОГ. Поэтому общее уравнение разложения бромноватистой и йодноватистой кислот приближенно имеет вид:

5 НОГ = НГО3 + 2 Г2 + 2 Н2О

46) Растворы бромноватой кислоты могут быть получены, в частности, по реакции:

5 АgВrО3 + 3 Вr2 + 3 Н2О = 5 АgВr + 6 НВгО3

Концентрировать их удается лишь до 50 %-ного содержания (т. е. приблизительно до состава НВrО3· 7H2O). И окислительные, и кислотные свойства НВrО3 приблизительно таковы же, как у НСlO3. Для иона ВrО3- даются значения d(ВrО) = 178 пм и Р ОВгО = 112° .

47) Иодноватая кислота образуется, в частности, под действие хлора, на водную суспензию йода по реакции

I2 + 5 Сl2 + 6 Н2О = 2 Н2O + 10 HCl

Поэтому при добавлении к раствору йодистой соли избытка хлорной воды появляющаяся вначале окраска йода затем вновь исчезает.

Для получения НIO3 (К = 0,2) обычно пользуются взаимодействием йода с крепкой азотной кислотой:

I2 + 10 НNО3 = 2 НIO3 + 10 NО2 + 4 H2O

Выделяющиеся окcиды азота удаляют пропусканием сквозь жидкость струи воздуха. Из сконцентрированного раствора при охлаждении осаждаются бесцветные кристаллы НIO3, плавящиеся при 110 ° С (с переходом в НIO3· I2О5) и расплывающиеся на воздухе. Для молекулы НIO3 даются значения d(IO) = 180 пм (две связи) и 190 пм (одна связь), Р OIO = 98° , а для иона IO3- , значения d(IO) = 182 пм и Р OIO = 97° . В растворах йодноватой кислоты имеет место равновесие nНIO3 = (НIO3)3, где n = 2 или 3.

48) Растворимость производящихся от кислот НГО3 солей по ряду Сl- Br- I обычно уменьшается. Примером могут служить приводимые ниже данные (моль на литр Н2О при 20 ° С):

NaClO3

NaBrO3

NaIO3

KClO3

KBrO3

KIO3

9,2

2,3

0,46

0,58

0,41

0,38

В противоположность НСlO3 и НВrО3 для йодноватой кислоты, характерна совместная кристаллизация с ее солями. Известны NаIO3· 2HIO3, КIO3· НIO3, KIO3· 2НIO3 и т. д. Получены были также некоторые продукты присоединения к йодатам йодноватого ангидрида, например КIO3· I2О5 (т. пл. 316 ° С).

Подобные соли иногда рассматривают как производные “трийодноватой” кислоты — НI3O8. Доводом в пользу такой трактовки может служить возможность получения свободной НI3O8 как путем частичного термического разложения НIO3, так и путем ее перекристаллизации из концентрированной НNО3. Однако “молекула” НI3O8 слагается из о т д е л ь н ы х молекул НIO3 и I2O5, между йодными и кислородными атомами которых существует лишь сильное м е ж м о л е к у л я р н о е взаимодействие.

Осторожным обезвоживанием HIO3 может быть получен белый порошок йодноватого ангидрида — I2O5. Он обладает сильными окислительными свойствами, а с водой вновь дает йодную кислоту.

49-52

Соли бромной кислоты (HBrO4) образуются при окислении броматов фтором в щелочной среде:

NaBrO3 + F2 + 2 NaOH = 2 NaF + NaBrO4 + H2O

Сама кислота по силе близка к хлорной, но гораздо менее устойчива (известна только в растворе) и является более сильным окислителем. Ее соли (перброматы) похожи по свойствам на перхлораты.

Иодная кислота (HIO4) может быть получена электролизом раствора HIO3 [по схеме H2O + HIO3 = H2­ (катод) + HIO4(анод)]. Выделяется она в виде бесцветного кристаллогидрата HIO4· 2H2O. Кислотные свойства HIO4 выражены несравненно слабее, чем у HClO4, а окислительные, наоборот, гораздо более отчетливо. Большинство солей йодной кислоты (п е р и о д а т о в) малорастворимо в воде.

53-60

Как видно из рассмотренного выше материала, аналогия брома и йода с хлором в их кислородных соединениях выражена уже далеко не столь полно, как в водородных: закономерный характер изменения свойств при переходе по ряду Cl- Br- I здесь ограничивается главным образом кислотами типов НОГ и НГО3 и их солями. О кислородных соединениях астата известно лишь, что они существуют, причем высшая степень окисления отвечает иону AtO3- , т. е. степени окисления + 5.

61

ДОПОЛНЕНИЯ

49) В отличие от оксидов других галоидов, I2O5 является экзотермичным соединением (теплота образования 184 кДж/моль). Практически он может быть получен постепенным нагреванием НIO3 до 120 ° С с последующим длительным выдерживанием при этой температуре. Кристаллы йодноватого ангидрида слагаются из молекул O2I- O- IO2 со значениями d(OI) = 177ё 183 пм, Р OIO = 93ё 102° для концевых частей и d(IO) = 192ё 195 пм, Р IOI = 139° — для центральной части. Продажный препарат обычно имеет розоватый или желтоватый оттенок (обусловленный следами свободного йода). Продажный ангидрид постепенно разлагается на свету и очень гигроскопичен. Применяется он главным образом при газовом анализе для определения монооксида углерода (основанного на реакции I2O5 + 5 СО = 5 СО2 + I2).

50) При действии тлеющего разряда на смесь паров брома с избытком охлажденного кислорода образуется триоксид брома — ВrО3 (вероятно, в димерной форме — Вr2О6). Оксид этот (которому ранее приписывали формулу Вr2О6) представляет собой бесцветное кристаллическое вещество, устойчивое лишь ниже - 70 ° С. С водой он образует, по-видимому, две кислоты — НBrО3 и НВrO4, из которых последняя тотчас же разлагается на HBrО3 и кислород.

Вместе с тем взаимодействием Вr2 с избытком озона были получены Br3O8 и Вr2О5, но получить таким путем Вr2О6 не удалось. Вопрос о высших оксидах брома остается, таким образом неясным.

53) Несмотря на неоднократные попытки, бромную кислоту впервые удалось получить только в 1968 г. При обычных условиях ее бесцветный раствор устойчив приблизительно до 6 М концентрации (55 %-ного содержания). Более крепкие растворы при хранении желтеют (вследствие восстановления НВrO4 до свободного брома)/ Как окислитель бромная кислота значительно сильнее хлорной, но окисляет она медленно (как и хлорная). Растворимость КВrО4, при комнатной температуре составляет около 0,2 М, т. е. несколько больше, чем у КСlO4. Ион ВrО4- , представляет собой тетраэдр с d(ВrО) = 161 пм. Пербромат калия термически устойчив до 280 ° С (против 610 ° С для КСlO4). Получен и пербромат аммония — NН4ВrO4.

54) Как кислота НIO4 (K = 3· 10- 2) слабее йодноватой. Наоборот, как окислитель она более активна, чем HIO3 (но менее, чем НOI). Весьма интересно отношение НIO4 к воде. При их взаимодействии в зависимости от условий может образоваться несколько соединений общей формулы (НIO4)n· (Н2О)m. Во всех таких соединениях водороды воды способны з а м е щ а т ь с я на м е т а л л также, как и водород самой НIO4. В связи с этим соединения подобного типа обычно рассматривают как с л о ж н ы е к и с л о т ы и приписывают им следующие формулы: НIO4 (n=1, m=0), Н3IO5 (n=1, m=1), Н4I2O9 (n=2, m=1), Н5IO6 (n=1, m=2). Например, были получены К4I2O9 и следующие серебряные соли: оранжевая АgIO4, красная АgНIO5, черная Аg3IO5, зеленовато-желтая Аg2Н3IO6 и черная Аg5IO6.

55) При взаимодействии НIO4 с 65 %-ным олеумом образуется оранжевое твердое вещество. Судя по результатам анализа, оно представляет собой йодный ангидрид — I2O7. Свойства его пока не изучены. Двойным соединением I2O7· I2O5 является, вероятно, желтый продукт термического разложения Н5IO6 в вакууме при 110 ° С.

56) Соли йодных кислот, как правило, труднорастворимы в воде. Некоторые из них весьма термически устойчивы (например, Nа5IO6 выдерживает без разложения нагревание до 800 ° С). Получают перйодаты обычно действием хлора в щелочной среде на соли йодноватой кислоты (например, по реакции

NaIO3 + 4 NаОН + Сl2 = Nа3Н2IO6 + 2 NаСl + Н2О

или же электролизом растворов солей HIO3.

57) Сообщалось, что термический распад Nа2Н3IO6 около 200 ° С ведет к образованию Nа2IO4. Магнитные свойства препарата подтверждают как будто, что это вещество является производным шестивалентного йода. Оно устойчиво до 370 ° С, а водой тотчас разлагается на йодат и перйодат. Подобным же образом были получены некоторые другие соли, предположительно также являющиеся производными шестивалентного йода.

60) Кроме рассмотренных выше кислородных соединений брома и йода, известны еще некоторые. Из них наиболее интересны производные т р е х в а л е н т н о г о йода, в которых он играет роль металла. Например, были получены устойчивый лишь ниже 0 ° С желтый I(NО3)3, желтый IРO4, желто-зеленый I(ClO4)3· 2Н2О и бесцветный I(СН3СОО)3. При электролизе последней соли йод выделяется на катоде, чем и доказывается его положительный заряд. Из аналогичных производных брома известен бесцветный Br(NO3)3.

Солеобразные производные о д н о в а л е н т н ы х йода и брома очень неустойчивы сами по себе, но некоторые из них довольно устойчивы в виде двойных соединений с пиридином. Например, желтый INО3 разлагается уже выше - 5 ° С, тогда как бесцветный INО3· 2С5H5N плавится при 138 ° С без разложения. Сходные свойства имеют желтый ВrNО3 (т. пл. - 42 ° С) и бесцветный ВrNО3· 2С5Н5N (т. пл. 80 ° С). Известны также аналогичные нитратам по составу перхлораты и производящиеся от одновалентного йода соли некоторых органических кислот. Наиболее интересным из этих производных Вr+ является б р о м п е р х л о р а т, который был получен при - 45 ° С по реакции

Вr2 + 2 СlClO4 = Сl2 + 2 ВrСlO4

и представляет собой красную жидкость, еще не замерзающую при - 78 ° С и медленно разлагающуюся уже при - 20 ° С. Озонированием ВrNО3 был получен очень неустойчивый оранжевый ВrО2NО3.

Растворение смеси 2 I2 + 3 I2O5 (что эквивалентно 5 I2O3) в концентрированной Н2SO4 ведет к образованию желтых расплывающихся на воздухе кристаллов (IO)2SO4. При обработке дымящей Н2SО4 они белеют, по-видимому, вследствие перехода в (IO)НSО4. Обработка сульфатов йода водой сопровождается выделением I2 и желтого труднорастворимого порошка состава I2O4. Оксид этот, разлагающийся выше 100 ° С на I2 и I2O5, следует рассматривать как о с н о в н у ю йодноватокислую соль трехвалентного йода — (IO)IO3.

При обработке йода озоном образуется желтоватый расплывающийся на воздухе (с разложением) порошок состава I4O9. По-видимому, он представляет собой среднюю йодноватокислую соль трехвалентного йода — I(IO3)3. Выше 75 ° С йодтрийодит разлагается с выделением йода.

61) Астат несколько менее летуч, чем йод, и из разбавленных азотнокислых растворов не отгоняется (в отличие от йода). Сероводородом в солянокислой среде он осаждается вместе с Вi2S3 и Sb2S3, а обработка осадка сернистым аммонием частично переводит At в раствор. Состав образующихся при этом его соединений не установлен. Самый концентрированный из подвергавшихся исследованиям раствор соединений астата был относительно него 10- 8 М.

Наиболее сильными окислителями (в частности, НОCl) астат окисляется до иона АtО3’ . Известна и другая, более низкая положительная валентность Аt, возникающая при его обработке менее сильными окислителями (Вr2, НNО3 и т. д.). По-видимому, в этих условиях образуется ион ОАt’ . Установлена также "возможность замещения астатом (А1') йода в его производных типа IХ· 2С5Н5N (где Х = NО3 или СlO4). Раствор FеSO4 восстанавливает окисленные состояния Аt до элементарного. Действием Zn в кислой среде (или SnСl2 в щелочной) астат может быть далее восстановлен до иона Аt’ . Последний легко вновь окисляется до элементарного Аt.

[/sms]