ГалогеныЭлектронное строение и некоторые свойства атомов и молекул галогенов
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями 2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3 Mg + 2HCl MgCl 2 + H 2 CaO + 2HCl CaCl 2 + H 2 O Ba(OH) 2 + 2HCl BaCl 2 + 2H 2 O Pb(NO 3 ) 2 + 2HCl PbCl 2 + 2HNO 3 Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути). Кислородсодержащие кислоты хлора Хлорноватистая кислота HCl +1 O H–O–Cl Физические свойства Существует только в виде разбавленных водных растворов. Получение Cl 2 + H 2 O HCl + HClO Химические свойства HClO - слабая кислота и сильный окислитель: 1) Разлагается, выделяя атомарный кислород HClO – на свету HCl + O 2) Со щелочами дает соли - гипохлориты HClO + KOH KClO + H2O 3) 2HI + HClO I 2 + HCl + H 2 O Хлористая кислота HCl +3 O 2 H–O–Cl=O Физические свойства Существует только в водных растворах. Получение Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H 2 SO 4 : 2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2 С lO 2 + 2H 2 O 2ClO 2 + H 2 O 2 2HClO 2 + O 2 Химические свойства HClO 2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты - хлориты: 1) HClO 2 + KOH KClO 2 + H 2 O 2)Неустойчива, при хранении разлагается 4HClO 2 HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O Хлорноватая кислота HCl +5 O 3
Получение Ba (ClO 3 ) 2 + H 2 SO 4 2HClO 3 + BaSO 4 Химические свойства HClO 3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты - хлораты: 6P + 5HClO 3 3P 2 O 5 + 5HCl HClO 3 + KOH KClO 3 + H 2 O KClO 3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40 C) раствор KOH: 3Cl 2 + 6KOH 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается: 4KClO 3 – без кат KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 кат 2KCl + 3O 2 Хлорная кислота HCl +7 O 4
Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе. 6) HBr - сильный восстановитель: 2HBr + H 2 SO 4 (конц.) Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 2HCl + Br 2 Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr +1 O и сильная бромноватая HBr +5 O 3 . ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Йод I 2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г . Физические свойства Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском. = 4,9 г/см 3 ; t°пл.= 114 C; t°кип.= 185 C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl 4 ). Получение Окисление ионов I - сильными окислителями: Cl 2 + 2KI 2KCl + I 2 2KI + MnO 2 + 2H 2 SO 4 I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O Химические свойства 1) c металлами: 2Al + 3I 2 2AlI 3 2) c водородом: H 2 + I 2 2HI 3) с сильными восстановителями: I 2 + SO 2 + 2H 2 O H 2 SO 4 + 2HI I 2 + H 2 S S + 2HI 4) со щелочами: 3I 2 + 6NaOH 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O Иодистый водород Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35° С ; t° пл . = -51° С . Получение 1) I 2 + H 2 S S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O 2H 3 PO 3 + 6HI Химические свойства 1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота: HI H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 BaI 2 + 2H 2 O Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr ) 2) HI - очень сильный восстановитель: 2HI + Cl 2 2HCl + I 2 8HI + H 2 SO 4 (конц.) 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O 5HI + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 5HIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 9H 2 O 3) Идентификация анионов I - в растворе: NaI + AgNO 3 AgI + NaNO 3 HI + AgNO 3 AgI + HNO 3 Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах. Кислородные кислоты йода Йодноватая кислота HI +5 O 3 Бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде. Получают : 3I 2 + 10HNO 3 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O HIO 3 - сильная кислота (соли - йодаты) и сильный окислитель. Йодная кислота H 5 I +7 O 6 Кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, t°пл.= 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель. |
Многократные попытки ученых разных стран открыть элемент № 85 всевозможными химическими и физическими способами в природных объектах были неудачны. В 1940 Э. Сегре, Т. Корсон и У. Мак-Кензи получили на циклотроне в Беркли (США) первый изотоп 211At, бомбардируя висмут (-частицами.
Название 'астат' дано от греческого astatos - неустойчивый. Лишь после этого искусственного получения астата было показано, что 4 его изотопа (215At, 216At, 218At и 219At) образуются в очень маловероятных (5*10-5 - 0,02%) ответвлениях трех природных рядов радиоактивного распада урана и тория. Астат хорошо адсорбируется на металлах (Ag, Au, Pt), легко испаряется в обычных условиях и в вакууме.
Благодаря этому удается выделить астат (до 85%) из продуктов облучения висмута путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной.
Химические свойства астата очень интересны и своеобразны; он близок как к иоду, так и к полонию, т. е. проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла. Такое сочетание свойств обусловлено положением астата в периодической системе: он является наиболее тяжелым (и следовательно, наиболее 'металлическим') элементом группы галогенов.