Лекция (37) (1097157), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

Общие сведения (обзор кислот)с.о.FCl-1HOF+1HOCl+3HClO2+5HClO3+7HClO4BrIHOBrHOIHBrO3HIO3(HBrO4)H5IO62. Фторноватистая кислота-50оСF2(газ) + H2O(тв) → HF(ж) + HOF(газ)2HOF = 2HF + O2неустойчива при н.у.4HOF + 2H2O = 4HF + 2H2O2 + O2разложение водыКислородные кислоты Cl, Br, I+1+3+5+7ClHOClpKa = 4.53хлорноватистаягипхлоритыHClO2pKa = 2хлористаяхлоритыHClO3pKa = -1.2хлорноватаяхлоратыHClO4pKa = -10хлорнаяперхлоратыBrHOBrpKa = 8.69IHOIpKa = 10.64pKb = 10.1HBrO3pKa = 0.7HIO3pKa = 0.8HBrO4pKa = ?H5IO6pKa1 = 3.3ортоиоднаяКислородные кислоты Cl, Br, I1. HOX существуют только в растворахIO− + H+ ⇔ HOI ⇔ I+ + OH− амфотерность2HClO ⇔ HClO2 + HCl3HBrO ⇔ HBrO3 + 2HBr(HOI)2Cl2 + H2O + 3HgO = Hg3O2Cl2 + 2HOClполучение2.

HClO2 существует только в растворе4HClO2 = 2ClO2 + HClO3 + HCl + H2O(4Cl3+ → 2Cl4+ + Cl5+ + Cl-)HClO2 = O2 + HCl5HClO2 = 4ClO2 + HCl + 2H2Oпобочные реакции3HClO2 = 2HClO3 + HClBa(ClO2)2 + H2SO4 = 2HClO2 + BaSO4↓получениеКислородные кислоты Cl, Br, I3. HClO3, HBrO3 существуют только в раствореHIO3 – бесцветные кристаллы3HClO3 = HClO4 + 2ClO2 + H2O(to) (3Cl5+ → Cl7+ + 2Cl4+)4HBrO3 = 2H2O + 2Br2 + 5O2(to)разложение2HIO3 = I2O5 + H2O(to)дегидратацияI2 + 10HNO3(б/в) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2OI2O5 + H2O = 2HIO3получениеBa(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4↓2HIO3 + 5H2O2 = I2 + 5O2 + 6H2OI2 + 5H2O2 = 2HIO3 + 4H2OIO3−Кислородные кислоты Cl, Br, I4. HClO4 – бесцветная жидкостьHBrO4 неустойчива даже в разбавленных растворахH5IO6 – бесцветные кристаллыHClO4H5IO6HClO4 – окислитель только в концентрированных растворах2HClO4(р) + Ca = Ca(ClO4)2 + H2H5IO6 + K2CO3 = K2H3IO6 + CO2 + H2O Нет 5-замещенныхсолей в раствореK2H3IO6 + KOH = K3H2IO6 + H2OHCl + NaClO4 = HClO4 + NaCl↓Получение вкислой средеBa3(H2IO6)2 + 6HNO3(б/в) = 2H5IO6 + Ba(NO3)2↓Сравнение силы кислотHClOHClO2HClO3HClO4Основной процесс – смещение электронной плотностипо кратной связи Cl=O ⇒ ослабление связи О–Н ⇒легкое отщепление протона: диссоциацияОслабление связи О-НУвеличение кратности связи Cl-OУвеличение силы и устойчивости кислотСравнение силы кислотHClO3HBrO3ClO3−BrO3−Увеличение длины связи Х-ОУменьшение прочности связи Х-ОУменьшение силы кислотHIO3IO3−Диаграммы ФростаВольт-эквивалент – степень окисленияX(N) + Ne− = X(0) E0, ВRed/Ox способность кислот и оснований1.

Все кислоты более сильные окислители, чем их солиClO4− + 2H+ + 2e− = ClO3− + H2OpH=0, E0 = +1.20 BClO4− + H2O + 2e− = ClO3− + 2OH−pH=14, E0 = +0.37 BHClO4 + H2SO4 + 2FeSO4 = HClO3 + H2O + Fe2(SO4)32KClO4 + FeSO4 ⇔ Fe(ClO4)2 + K2SO42. При pH=0 X+ и Cl3+ склонны к диспропорционированиюпри рН=14 диспропорционируют Х2самая устойчивая с.о. +52HClO2HClO3 + HClO3NaClO = NaClO3 + 2NaCl (при 60 0С)Red/Ox способность кислот и оснований3.HClOHClO2HClO3HClO4Увеличение экранирования ClУвеличение вклада π-связиУвеличение устойчивости кислотУменьшение окислительной активностиТолько HClO4 существует в чистом виде и не являетсяокислителем в разбавленном водном раствореRed/Ox способность кислот и оснований4. В с.о. +7 производные брома самые сильные окислителии при рН=0, и при рН=145HBrO4 + 2MnSO4 + 3H2O = 2HMnO4 + 5HBrO3 + 2H2SO4H5IO6 + 2HCl = HIO3 + 3H2O + Cl2HClO4 + HCl =Причина: r(Br)>r(Cl) ⇒ уменьшается экранирование дляк.ч.=4, но для I к.ч.=65.

В с.о. +5 окислительная способность меняется по рядуCl ≈ Br > I2KBrO3 + I2 = 2KIO3 + Br22KClO3 + I2 = 2KIO3 + Cl2Сравнение кислот в периодеH3PO4H2SO4Увеличение числа связей Э=ООслабление связи O–HУвеличение силы кислотHClO4Сравнение кислот в периодеH3PO4H2SO4HClO4Повышение с.о. при одинаковом строенииУсиление окислительной способностиСоли кислородных кислот Cl, Br, I1. Гипохлориты:2KOH + Cl2 = KClO + KCl + H2O20оСCaO + Cl2 = CaOCl2[Ca(OCl)2·CaCl2]20oCсильные окислители4NaOH + 3NaOCl + 2Fe(OH)3 = 2Na2FeO4 + 3NaCl + 5H2O2. ХлоритыNa2O2 + 2ClO2 = 2NaClO2 + O25NaClO2 + 2H2SO4 = 4ClO2 + 2Na2SO4 + 2H2O + NaClСтруктура Ca(ClO2)2в кристаллическом состоянииСоли кислородных кислот Cl, Br, I3. Хлораты, броматы, иодаты6KOH + 3Cl2 = KClO3 + 5KCl + 3H2O60оС6KOH + 3Br2 = KBrO3 + 5KBr + 3H2O2KClO3 + I2 = 2KIO3 + Cl24KClO3 = KCl + 3KClO42Ca(IO3)2 = 2CaO + I2 + 5O2MnO22KClO3to2KCl + 3O2(Br)4.

Перхлораты, перброматы, периодатыKBrO3 + F2 + 2KOH = KBrO4 + 2KF + H2OKOH + H2O + KIO3 + KOCl = K2H3IO6 + KClK2H3IO6 + HNO3 = KIO4 + KNO3 + 2H2OKClO4 = KCl + 2O2(плохо растворимая соль)Общие закономерности1. Все элементы существуют в виде 2х-атомных молекул. Изменениет.пл. и т.кип. указывает на ван-дер-ваальсово взаимодействиемежду Х22. Проявляют свойства типичных неметаллов. Для F неизвестныположительные степени окисления3. Галогены – окислители.

Окислительная способность падает вниз погруппе. F стабилизирует высшие с.о. почти всех элементов4. Стабильность НХ падает вниз по группе. Для HF характернынаиболее прочные водородные связи.5. Легко образуются МГС, строение которых описывается по методуГиллеспи6. Кислородные соединения характеры для Cl, Br, I. Максимальнаяс.о.

равна +7. Окислительная способность Х+7 изменяется по рядуBr>Cl>I.7. Наиболее стабильны с.о. -1 и +5. Особенность хлора – образованиедиоксида ClO28. Сила кислородных кислот уменьшается вниз по группе.

Характеристики

Список файлов лекций