Найди валентность брома в его соединении с кислородом, формула соединения — Br2O7. Ответ запиши римской цифрой. Например: IV.

Валентность брома в соединении с кислородом ( br2o5 ) помогите пожалуйста

Вопросы:

1. Составьте формулы следующих соединений:

2. Перепишите формулы и обозначьте римскими цифрами валентность элементов в соединениях с серой, зная, что в данных соединениях она двухвалентна:

Al2S3, Na2S, MgS, CS2, PbS, Ag2S, ZnS.

3. Бром образует с водородом соединение HBr. Составьте формулы соединений брома с магнием, алюминием и калием, в которых бром проявляет такое же значение валентности, как в указанном соединении с водородом.

Галогениды металлов

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

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

Найди валентность брома в его соединении с кислородом, формула соединения — br2o7. ответ запиши римской цифрой. например: iv.

Положение в периодической системе химических элементов

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

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Бром и йод образуют подобные соединения.

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

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

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

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl2       H2    →    2HCl

Строение молекулы и физические свойства

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

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

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

Таблица валентностей химических элементов. максимальная и минимальная валентность. — инженерный справочник / технический справочник дпва / таблицы для инженеров (ex dpva-info)

Таблица валентности химических элементов (1 часть):

Таблица валентности химических элементов (2 часть):

Таблица валентности химических элементов (3 часть):

Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента можно при этом выразить числом атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает один атом этого другого элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью в водородных соединениях или валентностью по водороду: так, в соединениях HCl, H2O, NH3, CH4 валентность по водороду хлора равна единице, кислорода – двум, азота – трём, углерода – четырём.

Валентность кислорода, как правило, равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его валентность как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединять один атом данного элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью элемента в кислородных соединениях или валентностью по кислороду: так, в соединениях K2O, CO, N2O3, SiO2, SO3 валентность по кислороду калия равна единице, углерода – двум, азота – трём, кремния – четырём, серы – шести.

С точки зрения электронной теории валентность определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии.

Известны элементы, которые проявляют постоянную валентность. У большинства химических элементов валентность переменная.

Коэффициент востребованности 5 595

Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.

Таблица элементов с постоянной валентностью.

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.

Внешний вид галогенов:

 Фтор             Хлор               Хлор              Бром              Йод                 Йод                 

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 галогенов

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

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

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

2F2     O2  →  2OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S      Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S     3F2  →   SF6

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

2P       5Cl2   →  2PCl5

2P      3Cl2   →  2PCl3

2F2      C   →   CF4

1.4. При взаимодействии с металламигалогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

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

3Cl2     2Fe   →  2FeCl3

I2     Fe   →  FeI2

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

Cl2     Cu   →  2CuCl2

I2     2Cu   →  2CuI

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

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl2      2Al   →  2AlCl3

1.5.Водород горит в атмосфере фтора:

F2     H2  →  2HF

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

Cl2     H2  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br2     H2  →  2HBr

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

I2     H2  ↔   2HI

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

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2   F2  →  2ClF

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

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

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

Cl2       H2O   ↔  HCl     HClO  

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

Cl2      6H2O   ↔  5HCl     HClO3  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F2      2H2O   →    4HF     O2

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

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl2       2NaOH (хол.)  →  NaCl      NaClO      H2O

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

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

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

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

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

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

Cl2       2NaI   →   2NaCl      I2

Cl2       2NaBr   →  2NaCl      Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

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

Cl2      F2    →   2Cl F–

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

Cl2     I2    H2O   →   HCl     HIO3

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl2        H2S   →    S       2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl2           H2O          Na2SO3    →   2HCl      Na2SO4

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl2       H2O2   →  2HCl      O2

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl2       2H2O   →  4HCl     O2   (на свету или кип.)

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

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO2  –  существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

2ClO2        H2O2   →   2HClO2      O2

Химические свойства хлористой кислоты:

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

HClO2     KOH   →   KClO2     H2O

2. При длительном хранении разлагается:

4HClO2   →   HCl     HClO3     2ClO2      H2O

Хлорная кислота и ее соли

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

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Например, из перхлората натрия под действием серной кислоты:

2NaClO4      H2SO4   →   2HClO4       Na2SO4

Химические свойства хлорной кислоты:

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

HClO4      KOH     →   KClO4     H2O

2. Хлорная кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорная кислота окисляет углерод:

8HClO4     14C   →   14CO2     4Cl2     4H2O

3.При нагревании хлорная кислота разлагается:

4HClO4   →   4ClO2     3O2     2H2O

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильныеокислители.

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

KClO4    →   KCl      2O2↑

Еще пример: перхлорат калия окисляет алюминий:

3KClO4      8Al   →  3KCl      4Al2O3

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

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация  галогенов в основном состояниисоответствует формуле ns2np5.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная концигурация хлора:

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

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

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

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

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