Н.С. Ахметов - Общая и неорганическая химия (1109650), страница 55
Текст из файла (страница 55)
Ее обычно получают обменной реакцией: Ва(С!Оз) (р) + Н 505(р) = Ва505(к) + 2НСЮз(р) Хлорноватая кислота по свойствам напоминает азотную кислоту, в частности, ее смесь с соляной кислотой — сильный окислитель (типа "царской водки"). При нагревании хлораты(Ч) диспропорционируют: 57 +5 ! 4КСЮз — — ЗКС)05 + КС) а в присутствии катализатора распадаются с выделением кислорода: 2КС)05 2КС)+ ЗОг 55 о 322 323 5!* о (С!Г7) Π— Н...О~ 0 С! С1 0 ~.0... Н вЂ” 0 ~0 НгО...НС10.< ОН< + С!О< 2НС)0< + Рз05 = С!0(+ 2НРОа КС!04 + НаВО< НС10< + КНБО< е,ь о о~ олхГ-~<- о о7-с( ((6' о(~ О,!4 км < О ~ 325 При нагревании триоксохлораты (Ъ) — сильные окислители.
В смеси г восстановителями они образуют легко взрывающиеся составы. Бертолегову соль используют в производстве спичек и смеси для фейерверков. Хлорат натрия 15(аС!Оа применяетгя в ка<естве средства для борьбы с сорняками. Соединения хлора (Л!). Высшая степень окисления хлора +7 проявляется в его оксиде, ряде оксофторидов и отвечшощих им анионных комплексах: С!50( С)ОзГ С105Гз С10Г5 [С)0~] [('10~Га] [С1О~Г~] 1 < МОЮ< МС)0<Г, МСЮ,Г, Оксид хлора (Л!) С!<0( — бесцветная <кидкость (т. пл. — 93,4' С, т. кип, +83 С). Получается при нагревании смеси оксохлората (Л1) водорода и оксида фосфора (М): Молекула С150( полярна (7< = 0,24.10 за Кл м). В ней согласно эяектронографическому исследовании< два тетраздра объединены посредством атома кислорода: Оксид С1зО( относительно устойчив, но при нагревании (выше 120'С) разлагается со взрывом.
Тетраоксохлорат (Л!)-ион С10< имеет тетраэдрическое строение, что в рамках теории взлентных связей соответствует 57<5-гибридизации валентных орбитзлей атома хлора, стабилизированной за счет х-связей. Тетраоксохлораты (Л1) (неудачно называемые еще ие7<лла7<ата~ик) весьма многочисленны. Большинство их хорошо растворимо в воде. Тетраоксохлорат (Л1) водорода НС10, — бесцветная жидкогть (т. пл. — 102" С), способная взрываться. Строение молекулы НСЮ< приведено ниже: В жидком НСЮ< молекулы димеризованы за счет водородной связи: Тетраоксохлорат (Л!) водорода хорошо рагтворим в воде.
Раствор является хлорной т<слотой: Вследствие ионизации НС10< растворы киглоты вполне устойчивы. Хлорная кислота — одна из наиболее сильных кислот. Ее получают действием концентрированной НаБО< на КСЮ<.' Известны многочисленные оксохлораты (Л1). В частности, кристеллогидрат НСЮ<.
НаО является перхлоратом оксония [ОНз]СЮ<. Его получают электролизом раствора КС10ш Перхлораты в основном применяются в производстве взрывчатых в<ществ в реактивной технике. Молекула СЮ<Г имеет форму несколько искаженного тетраэда (И = 0,006 10 -'" Кл м). В сбьтных условиях триоксофторид хлора (аерглопил(Ото(<ид) — бесцветный газ (т. пл, — 147,8'С, т. кип. -46,7'С), в отличие ог С)50( обладает высокой термической и гидролитической стойкостью: устойчив до 500 С и'яе гидролизуется даже при 260"'(,".
Кислотная природа его проявляется при взаимодействии с концентрированными растворами щелочей: С105Г + 2НаОН = 7(аСЮ< + НаГ + Н50 С105Г, как и С150( — сильный окислитель. Лругие оксофториды хлора (ЧП) — С105Г5 и С!ОГ5 — малоустойчивые газы. Получают их окислением фторидами кислорода низших фторидов хло[<а: С1Г + Оз1 2 С)ОзГ5 С!Г5 + ОГ 010Г5 Степень окисления +7 у хлора проявляется также в некоторых катионных комплексах типа С!Ге н СЮзГь Их производные [С1Гь]'[Р<Г<], [СЮтГэ]'[Р1Ге] образуются при взаимодействии сильнейшего окислителя Р1Ге с рядом соединений с более низкими степенями окисления хлора.
И:<Ьестны также катионные комплексы хлора и в других степенях окис- ления хлора. например С1Гт, С1Г.<, С(ОГт, С)0,. Катионные комплексы хлора (как н катионы со связями 1<! — Г, !Ч вЂ” О, 0 — Г) имеют низкую энергию свя<зи, поэтому представляют большой интерес как составные части энергоемких соединений. К энергоемким веществам относятся также С1Гь Гз, ОГ„, С)20<. В ряду СЮ:СЮ] — С10; — С10ч по мере увеличения степени окисления хлора устойчивость анионов возрастает.
Это можно объяснить тем, что при переходе от С!О к С!О< увеличивается число электронов, принимающих участие в образовании связей. Особо устойчив иоп С10<, в котором все валентные электроны атомн хлора принимают уча< тие в образовании связей: [ 'с<,] По этой же причине высоко устойчивы тетраэдрические молекула С[ОзГ и ион [С!ОзГ] Оки<лительпая же способность иона СЮ< в растворах практически не проявляется. Деформация (возбуждение) анионов может происходить также при достаточно сильном нагревании.
Поэтому триоксохлораты (Ъ') ведут себя как гильные окислители даже в щелочной среде: ь ь КСЮ< + ЗМпОэ + 6а)аОН = КС! + 31<<азМпО< + ЗН70 с<павление По мере увеличения степени окисления хлора в ряду НС10 — НСЮз — НС)Оз — НС!04 сила кислот возрастает (табл. 22); НСЮ НС10з НСЮз НСЮ< 7,5 1, 97 -1 -10 Этот факт можно обънснить тем, что по море увеличения числа атомов кислорода в ряду С10 — С!От — СЮ< — СЮ< прочность связи Π— П с определенным атомом кислорода ослабевает.
Соединения хлора (1*<<). Эта степень окисления хлора проявляется в его диоксиде С10э Диоксид хлора — зеленовато-желтый газ (т. пл, — 59 С. т. кнп. 9,9" С) г резким запахом. Соединение эндотерми'<еског (Ы!" = 105 у кДж<<моль). Молекула СЮз имеет угловук< форму [20130 = 118, <Г (010) = = 0,147 нм], поэтому она полярна (д = 0.56 10 '" Кл.м): 0 С!4 Полагают. что в ряду С10 — С!От — С!Оз — С!0< возрастает роль <г-связыва- ния. Так.
если в С10 порядок связи равен 1, то в ионе С10< он составляет 1,5. Г!овьппение порядка связи 130 соответствует увеличеник> средней энергии связи и уменьшает межъядерное расстояние. Так, <1, в С10 составляет СЮ 0,170 нм, в С10„— 0,145 нм. Вследгтвие повышения устойчивости в ряду С!Π— С!От — СЮз — С10< уменьшается окислительная активность.
Так, гипохлориты вступак<т в окислительио-восстановительное взаимодействие в любой среде. Хлораты в растворах окисляют только в сильнокислой среде: С10з + 1 -1- НзΠ— Е реакция не идет С10з + 6! + 6Н' = С1 + 31 + ЗНтО Молекула парамагнитна, так как имш.т н<четное число электронов. Таким образом, С!От — валентноненасыщенное соединение; возможны его превращения с присоединением нли потерей электрона: 4 <3 +< +5 С!Оэ + г = С10з, С!От — е = С10з Н. аиболее сильно проявляется первая тенденция.
Поэтому С!От — сильный окислитель. Г!рименяется для отбелкн бумажной массы и в некоторых других технологических процессах. Присоединение и потеря электрона легче всего реализуется при диспропорционировании С!Оэ в щелочных растворах: +4 +3 « 2С10э + 2ОН = С10з + СЮ, + НэО При этом образук<тся две соли. 327 Существуют и другие оксиды хлора, например С1тОа. Это темно-коричнсэ5 вая жидкость. В кристаллическом состоянии С!тОь построен из ионов С107 и С!От. Получают его окислением С!От озоном. При обычных условиях С170э постепенно разлагается.
Энергично взанмодеиствует с нодон, образуя две кислоты. +ь +7 С170э + НтО = НС!Оэ + НО!04 При соприкосновении с органическими веществами С1тОс взрывается. Получают свободный хлор окислением хлоридов: в лабораторин— химическим окислением концентрированной соляной кислоты; в технике — электролизом водного раствора !т1аС! и — как побочный продуктпри получении натрия электролизом расплава НаС!.
Хлор применяют для стерилизации питьевой воды, широко используют в качестве окислителя в самых разнообразных отраслях химической промышленности. Важна его роль в металлургии цветных металлов. 6 3. ПОДГРУППА БРОМА Атомы брома Вг, иода ! и астата Аь имеют один непарный электрон (этрэ), поэтому проявляют большое сходство с типическими элементами. Но при высоких степенях окисления элементы подгруппы брома существенно отличаются от химии фтора и хлора. Элементы подгруппы брома проявляют степени окисления — 1, +1, +3, +5 и +7, из которых наиболее устойчивы -1 н +5. Бром и его аналоги — неметаллические элементы. Но с увеличением числа заполняемых электронных слоев атомов неметаллические признаки элементов в ряду Вг — 1 — Ас ослабевают.
Об этом, в частности, свидетельствует уменьшение энергии ионизации и сродства к электрону. Иод и астат проявляют даже заметные признаки амфотерности. Бром и иод — довольно распространенные на Земле элементы. Природный бром состоит из двух стабильных изотопов тэВг (50,56%) и этВг (49,44%), иод — из одного изотопа ыт!. Получены также искусственные изотопы. Астат в природе практически не встречается. Его получают искусственным путом, например бомбардировкои атомов висмута ядрами гелия: юзВ! (о, 2п) эьА1 328 Синтезировано около 20 радиоактивных изотопов астата. Все они имеют короткий период полураспада; самый долгоживущий из них ™Аг (Т '/т = 8,3 ч).
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
