Бром

Бром Кислород

— бром — большая советская энциклопедия

Бром (лат. Bromum), Br, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам; атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жидкость с сильным неприятным запахом. Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого bromos — зловоние. Природный бром состоит из 2 стабильных изотопов79Br (50,54%) и 81Вг (49,46%). Из искусственно полученных радиоактивных изотоповброма наиболее интересен 80Br, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.

  Нахождение в природе. Содержание брома в земной коре (1,6·10-4% по массе) оценивается в 1015—1016 т. В главной своей массе бром находится в рассеянном состоянии в магматических породах, а также в широко распространённых галогенидах. Бром — постоянный спутник хлора. Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr2) встречаются в отложениях хлористых солейповаренной соли до 0,03% Br, в калийных солях — сильвине и карналлите — до 0,3% Br), а также в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтяными месторождениями (до 0,1% Br). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточных рассолах морских и озёрных водоёмов. Бром мигрирует в виде легко растворимых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Cl, Br) и иодэмболитом Ag (Cl, Br, I). Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебросодержащих месторождений, формирующихся в засушливых пустынных областях. См. также Бромиды природные.

  Физические и химические свойства. При —7,2°С жидкий бром застывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Парыброма жёлто-бурого цвета, tkип 58,78°С. Плотность жидкого брома (при 20°С) 3,1 г/см3. В водебром растворим ограниченно, но лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г H2O при 20°С). Ниже 5,84°С из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br2·8H2O. Особенно хорошо растворим бром во многих органических растворителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твёрдом, жидком и газообразном состоянии состоит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800 °С; диссоциация наблюдается и при действии света.

  Конфигурация внешних электроноватомаброма 4s24p5Валентностьброма в соединениях переменна, степень окисления равна — 1 (в бромидах, например KBr), 1 (в гипобромитах, NaBrO), 3 (в бромитах, NaBrO4), 5 (в броматах, KBrO3) и 7 (в перброматах, NaBrO4). Химически бром весьма активен, занимая по реакционной способности место между хлором и йодом. Взаимодействие брома с серой, селеном, теллуром, фосфором, мышьяком и сурьмой сопровождается сильным разогреванием, иногда даже появлением пламени. Так же энергично бром реагирует с некоторыми металлами, например калием и алюминием. Однако многие металлы реагируют с безводным бромом с трудом из-за образования на их поверхности защитной плёнки бромида, нерастворимого в броме. Из металлов наиболее устойчивы к действию брома, даже при повышенных температурах и в присутствии влаги, серебро, свинец, платина и тантал (золото, в отличие от платины, энергично реагирует с бромом). С кислородом, азотом и углеродомбром непосредственно не соединяется даже при повышенных температурах. Соединения брома с этими элементами получают косвенным путём. Таковы крайне непрочные окислы Br2O, BrO2 и Br3O8 (последний получают, например, действием озона на бром при 80°С). С галогенамибром взаимодействует непосредственно, образуя BrF3, BrF5, BrCl, IBr и др. (см. Межгалогенные соединения).

  Бром — сильный окислитель. Так, он окисляет сульфиты и тиосульфаты в водных растворах до сульфатов, нитриты до нитратов, аммиак до свободного азота (3Вr2 8MH3 = N2 6NH4Br). Бром вытесняет йод из его соединений, но сам вытесняется хлором и фтором. Свободный бром выделяется из водных растворовбромидов также под действием сильных окислителей (KMnO4, K2Cr2O7) в кислой среде. При растворении в водебром частично реагирует с ней

  Бром

  с образованием бромистоводородной кислоты HBr и неустойчивой бромноватистой кислоты HBrO. Растворброма в воде называется бромной водой. При растворенииброма в растворахщелочей на холоду происходит образование бромида и гипобромита (2NaOH Br2 = NaBr NaBrO H2O), а при повышенных температурах (около 100°С) — бромида и бромата (6NaOH 3Br2 = 5NaBr NaBrO3 ЗН2О). Из реакцийброма с органическими соединениями наиболее характерны присоединение по двойной связи С=С, а также замещение водорода (обычно при действии катализаторов или света).

  Получение и применение. Исходным сырьём для получения брома служат морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного производства, содержащие бром в виде бромид-иона Br(от 65 г/м3 в морской воде до 3—4 кг/м3 и выше в щелоках калийного производства). Бром выделяют при помощи хлора (2Вг Cl2 = Br2 2С1) и отгоняют из раствора водяным паром или воздухом. Отгонку паром ведут в колоннах, изготовленных из гранита, керамики или иного стойкого к брому материала. Сверху в колонну подают подогретый рассол, а снизу — хлор и водяной пар. Парыброма, выходящие из колонны, конденсируют в керамиковых холодильниках. Далее бром отделяют от воды и очищают от примеси хлорадистилляцией. Отгонка воздухом позволяет использовать для получения брома рассолы с его низким содержанием, выделять бром из которых паровым способом в результате большого расхода пара невыгодно. Из получаемой бромовоздушной смеси бром улавливают химическими поглотителями. Для этого применяют растворы бромистого железа (2 FeBr2 Br2 = 2FeBr3), которое, в свою очередь, получают восстановлением FeBr3 железными стружками, а также растворыгидроокисей или карбонатов натрия или газообразный сернистый ангидрид, реагирующий с бромом в присутствии паровводы с образованием бромистоводородной и серной кислот (Br2 3O2 2H2O = 2HBr H2SO4). Из полученных полупродуктов бром выделяют действием хлора (из FeBr3 и HBr) или кислоты (5NaBr  NaBrO32SO4 = 3Вr2 3Na2SO42О). В случае необходимости полупродукты перерабатывают на бромистые соединения, не выделяя элементарного брома.

  Вдыхание паровброма при содержании их в воздухе 1 мг/м3 и более вызывает кашель, насморк, носовое кровотечение, головокружение, головную боль; при более высоких концентрациях — удушье, бронхит, иногда смерть. Предельно допустимые концентрациипаровброма в воздухе 2 мг/м3. Жидкий бром действует на кожу, вызывая плохо заживающие ожоги. Работы с бромом следует проводить в вытяжных шкафах. При отравлениипарамиброма рекомендуется вдыхать аммиак, используя для этой цели сильно разбавленный раствор его в воде или в этиловом спирте. Боль в горле, вызванную вдыханием паровброма, устраняют приёмом внутрь горячего молока. Бром, попавший на кожу, смывают большим количеством воды или сдувают сильной струей воздуха. Обожжённые места смазывают ланолином.

  Бром применяют довольно широко. Он — исходный продукт для получения ряда бромистых солей и органических производных. Большие количества брома расходуют для получения бромистого этила и ди-бромэтана — составных частей этиловой жидкости, добавляемой к бензинам для повышения их детонационной стойкости (см. Антидетонаторы). Соединения брома применяют в фотографии, при производстве ряда красителей, бромистый метил и некоторые другие соединения брома — как инсектициды. Некоторые органические соединенияброма служат эффективными огнетушащими средствами. Бром и бромную воду используют при химических анализах для определения многих веществ. В медицине используют бромиды натрия, калия, аммония, а также органические соединенияброма, которые применяют при неврозах, истерии, повышенной раздражительности, бессоннице, гипертонической болезни, эпилепсии и хорее.

  Лит.: Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С., Технология брома и йода, М., 1960; Позин М. Е., Технология минеральных солей, 2 изд., Л., 1961; Bromine and its compounds, ed. Z. Е. Jolles, L., 1966.

  В. К. Бельский, Д. С. Стасиневич.

  Бром в организме.Бром — постоянная составная часть тканей животных и растений. Наземные растения содержат в среднем 7·10-4% брома на сырое вещество, животные ~1·10-4%. Бром найден в различных секретах (слезах, слюне, поте, молоке, желчи). В крови здорового человека содержание брома колеблется от 0,11 до 2,00 мг%. С помощью радиоактивного брома (82Br) установлено избирательное поглощение его щитовидной железой, мозговым слоем почек и гипофизом. Введённые в организм животных и человека бромиды усиливают концентрацию процессов торможения в коре головного мозга, содействуют нормализации состояния нервной системы, пострадавшей от перенапряжения тормозного процесса. Одновременно, задерживаясь в щитовидной железе, бром вступает в конкурентные отношения с йодом, что влияет на деятельность железы, а в связи с этим — и на состояние обмена веществ.

  Лит.: Войнар А. И., Биологическая роль микроэлементов в организме животных и человека, 2 изд., М., 1960; Верховская И. Н., Бром в животном организме и механизм его действия, М., 1962.

  В. В. Ковальский.

Бромноватая кислота (hbro3)

Бромноватая кислота HBrO3 — бесцветная (или слегка желтоватая) жидкость. В свободном состоянии не выделена, существует в растворе с максимальной концентрацией до 50%. Является сильной кислотой.

Получение бромноватой кислоты

  • Окисление бромахлором в горячей воде:

Br2 5Cl2 6H2O = 2HBrO3 10HCl

  • Взаимодействие брома с раствором бромата серебра:

3Br2
AgBrO3 3H2O = 6HBrO3 5AgBr

  • Гидролиз пентафторида брома:

BrF5 3H2O
= HBrO3 5HF

  • Обменными реакциями между броматами и сильными кислотами:

Ba(BrO3) H2SO4 HBrO3 BaSO4

Химические свойства бромноватой кислоты

  • При нагревании выше 100ºС разлагается:

4HBrO3 =
2Br2 5O2 2H2O

  • Взаимодействует с щелочами с образованием броматов:

HBrO3
NaOH = NaBrO3 H2O

  • Проявляет свойства сильного окислителя:

HBrO3
5HBr = 3Br2 3H2O

HBrO3 3SO2 3H2O
= HBr 3H2SO4

2HBrO3 3C = 2HBr 3CO2↑

2HBrO3 I2 = Br2 2HIO3

Cоли бромноватой кислоты – броматы

Наиболее важными являются броматы калия и натрия – это белые вещества, хорошо растворимые в воде. Являются окислителями и слабыми восстановителями

Получение броматов

  • Получают при взаимодействии хлора и брома с горячим раствором щелочи:

12NaOH 5Cl2 Br2 = 2NaBrO3 10NaCl 6H2O

NaBr
3H2O = 3H2↑(катод)
NaBrO3(анод)

  • При растворении брома в концентрированном горячем растворе щелочи:

Br2 6NaOH = 2NaBrO3 5NaBr 3H2O

Химические свойства броматов

  • Разлагаются при температуре выше 400ºС:

2NaBrO3 = 2NaBr
О2

NaBrO3 NH3 = NaBr N2 3H2O

2NaBrO3 3С = 2NaBr 3СО2

2NaBrO3 I2 = 2NaIO3 Br2

Способы получения галогенидов

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

Например, хлор взаимодействует с магнием и кальцием:

Cl2       Mg   →   MgCl2

Cl2     Ca   →   CaCl2

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

3Cl2      2Fe   →  2FeCl3

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

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

Fe    2HCl   →   FeCl2     H2

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

Например, при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:

2HCl        CaO   →  CaCl2       H2O

Еще пример: взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

6HCl          Al2O3    →    2AlCl3        3H2O

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

Например, при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:

HCl        NaOH   →    NaCl     H2O

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

2HCl          Cu(OH)2    →     CuCl2       2H2O

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

2HCl          Zn(OH)2    →     ZnCl2       2H2O

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

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

HBr        NaHCO3    →   NaBr         CO2↑       H2O 

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

HCl       AgNO3   →    AgCl↓        HNO3

HBr       AgNO3   →    AgBr↓        HNO3

HI       AgNO3   →    AgI↓        HNO3

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве  хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na         Cl−

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–):     Na   1e  →  Na0      

На аноде окисляются ионы хлора:

A( ):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na         2Cl−    →     2Na º       Cl2º

Суммарное уравнение электролиза  расплава хлорида натрия:

2NaCl   →  2Na       Cl2

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na         Cl−

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

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

На аноде окисляются ионы хлора:

A( ):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

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

Суммарное уравнение электролиза  раствора хлорида натрия:

2NaCl        2H2O   →     H2↑      2NaOH       Cl2↑

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

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO2         4HCl     →   MnCl2        Cl2↑       2H2O

Или перманганатом калия:

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

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO3        6HCl     →     KCl          3Cl2↑       3H2O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

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

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF2  →  2K H2 2F2

3. Получение  брома. 

Бром можно получить окислением ионов Br– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr   Cl2   →   Br2     2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO2      4HBr   →   MnBr2      Br2 2H2O

4.Получение йода.

Йод получают окислением ионов I– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI   Cl2   →   I2     2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

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

2KI MnO2 2H2SO4   →   I2 K2SO4 MnSO4 2H2O

Физические свойства и закономерности изменения свойств

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

Галоген FClBrI
Электронная формула… 2s22p5… 3s23p5… 4s24p5… 5s25p5
Электроотрицательность4,03,02,82,5
Степени окисления-1-1, 1, 3, 5, 7-1, 1, 3, 5, 7-1, 1, 3, 5, 7
Агрегатное состояниеГазГазЖидкостьТвердые кристаллы
ЦветСветло-желтыйЖёлто-зелёныйБуровато-коричневыйТёмно-серый с металлическим блеском
ЗапахРезкийРезкий, удушливыйРезкий, зловонныйРезкий
T плавления–220оС–101оС–7оС113,5оС
Т кипения–188оС–34оС58оС185оС

Внешний вид галогенов:

 Фтор            Бром Хлор              Бром Хлор              БромБром              БромЙод                 БромЙод                 Бром

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

Химические свойства галогенидов

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

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

NaCl     AgNO3   →    AgCl↓      NaNO3 

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

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

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

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

Mg    CuCl2   →  MgCl2    Cu

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

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

Na    ZnCl2(раствор)  ≠  

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

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

2KBr   →    2K       Br2

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

2KBr         2H2O    →    H2↑      2KOH       Br2↑        

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

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

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

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

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

2KI        2FeCl3    →   I2↓       2FeI2        2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

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

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

KI       3H2O     3Cl2  →   HIO3     KCl      5HCl

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

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

2KI       H2SO4      H2O2   →   I2       K2SO4       2H2O

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

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

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5.Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

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

AgCl       NH3    →  [Ag(NH3)2]Cl

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

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl  →  2Ag       Cl2

Химические свойства галогеноводородов

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

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

2HCl        CaO    →   CaCl2       H2O

 6HCl          Al2O3     →   2AlCl3        3H2O

HCl        NaOH   →    NaCl     H2O

2HCl          Cu(OH)2    →     CuCl2       2H2O

2HCl          Zn(OH)2    →     ZnCl2       2H2O

HCl          NH3    →     NH4Cl

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

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

Fe       2HCl      →     FeCl2    H2

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

HF    ↔   H        F–

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

HCl    ↔   H        Cl–

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

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl          CaCO3    →     CaCl2       2H2O    CO2

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

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

HCl       AgNO3    =    AgCl↓        HNO3 

Осадок бромида серебра– бледно-желтого цвета:

HBr      AgNO3    =    AgBr↓       HNO3

Осадок иодида серебра– желтого цвета:

HI       AgNO3    =    AgI↓       HNO3

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

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

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

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

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br2      2HI   →  I2     2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводородпрактически невозможно окислить.

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

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

4HCl        MnO2    →   MnCl2       Cl2      2H2O

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

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

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

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

14HBr          K2Cr2O7   →    2KBr      2CrBr3         3Br2        7H2O

Или с оксидом марганца (IV):

 4HBr      MnO2   →   MnBr2       Br2      2H2O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr      H2O2   →   Br2      2H2O

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

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

2HI       2FeCl3  →   I2      2FeCl2     2HCl

или с сульфатом железа (III):

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

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

2HI     NO2  →   I2      NO       H2O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI       S     →   I2         H2S

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

SiO2     4HF   →   SiF4    2H2O

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

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO3  –  также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.

Например, из хлората бария под действием серной кислоты:

Ba(ClO3)2      H2SO4   →   2HClO3       BaSO4

Химические свойства хлорноватой кислоты:

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

HClO3      KOH     →   KClO3     H2O

2. Хлорноватая кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорноватая кислота окисляет фосфор:

6P     5HClO3    →   3P2O5     5HCl

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильныеокислители.

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

4KClO3   →    3KClO4      KCl

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

2KClO3    →   2KCl      3O2↑

Еще пример: хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO3     3S    →  2KCl     3SO2

 5KClO3     6P    →   5KCl      3P2O5

Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в  разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1.Диспропорционирование хлора в холодной воде:

Cl2       H2O   ↔  HCl     HClO  

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

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

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

2HClO  →  2HCl      O2

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

Например, с гидроксидом калия:

HClO     KOH    →    KClO     H2O

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

Например, хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:

HClO     2HI   →  HCl      I2     H2O

Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:

HClO     H2O2   →  HCl      H2O      O2

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO    →   2HCl      НСlO3

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1.Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

Например, соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:

NaClO      2HCl   →  NaCl    Cl2      H2O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:

Ca(ClO)2       H2SO4  →   CaSO4      2HCl      O2

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

Ca(ClO)2       CO2      H2O   →  CaCO3       2HClO

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

Например, гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:

Ca(ClO)2        Na2CO3    →   CaCO3       2NaClO

3. При нагревании гипохлориты разлагаются:

Ca(ClO)2     →    CaCl2       O2

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий