Галогены (792014), страница 8
Текст из файла (страница 8)
Термодинамическая стабильность анионов по отношению к распаду на пергалогенат
и галогенид
ионы увеличивается от
к
(табл.10, рис.8). Это следует из того, что величина nEo =
иона
несколько выше, а ионов
и
существенно меньше, чем сумма соответствующих значений ионов
и
(рис.8). Известно также, что HClO3 существует лишь в растворах, а HIO3 выделена в виде бесцветных кристаллов (т.пл.110оС). Отметим следующее важное обстоятельство. Как указывалось, с точки зрения термодинамики в ряду
>
окислительная способность уменьшается, а стабильность к диспропорционированию возрастает. Реальный же состав продуктов определяется кинетикой, то есть механизмом соответствующих реакций. Оказывается, что скорость реакций окисления и диспропорционирования в том же ряду увеличивается:
<
<<
. Таким образом, термодинамика и кинетика в рассматриваемом случае работают в противоположном направлении (противоположный пример, когда термодинамический и кинетический прогнозы совпадают, рассмотрен в9.4 при сопоставлении окислительной способности оксокислот хлора.
Это обусловлено увеличением размера атома галогена r(Cl)<r(Br)<r(I), уменьшением энергии связи E(Cl-O)>E(Br-O)>E(I-O) и степени экранирования атомами кислорода соответствующего атома галогена. Все эти факторы и приводят к увеличению скоростей рассматриваемых реакций. Действительно, в водных растворах реакция 4KClO3 = 3KClO4 + KCl не происходит даже при кипячении. По кинетическим причинам ион не восстанавливается, а ион
, напротив, легко восстанавливается иодид-ионом.
Последний факт используется при проведении осциллирующих реакций (R.J.Field, F.W.Schneider. J.Chem.Educ., 66, 195 (1985).
При смешивании бесцветных растворов NaIO4, Na2SO3, NaIO3 и крахмала происходят следующие процессы. Иодид-ион, образующийся в процессе
+
+
,
сопропорционирует с иодат-ионом:
+ 6H+ + 5
I2 + 3H2O
с выделением иода, образующего с крахмалом ярко-синий комплекс. Однако далее иод восстанавливается сульфит-ионом:
3I2 + + 3H2O
+ 6H+ +
.
Окраска реакционной смеси периодически осциллирует от бесцветной до синей по мере изменения отношения .
В заключение отметим, что соли более устойчивы к нагреванию, чем соответствующие кислоты. В частности, некоторые из иодатов встречаются в природе в виде минералов, например, лаутарит NaIO3. При нагревании твердого КСIO3 до 500оС возможно диспропорционирование 4KClO3 3KClO4 +KCl,
(в присутствии катализаторов, например, MnO2, удается не только снизить температуру разложения, но и изменить путь процесса: )
а при более высокой температуре разложение расплава KClO4 :KClO4 KCl +2O2 .
Состав продуктов разложения броматов и иодатов зависит от природы катиона, например,
2KIO3 2KI + 3O2 (аналогично и броматы щелочных металлов);
2Cu(BrO3)2 2CuO + 2Br2 + 5O2 (аналогично иодат кальция);
5Ba(IO3)2 Ba5(IO6)2 +4I2 +9O2
11.4. Оксокислоты HXO4.
В табл.11 приведены данные о свойствах кислот HXO4, а также о межатомных расстояниях и валентных углах в тетраэдрических ионах .
Таблица 11.Cвойства кислот HXO4.
Свойства |
|
|
|
l X-O, | 1.43 | 1.61 | 1.78 |
| ~1000 | 1090 | 1070 |
pKа: | -10 | ~ -9 | - |
|
|
| 3.0 |
|
|
| 8.0 |
Eo, B; pН=0:
| 1.39 | 1.59 |
|
Хотя метаиодная кислота HIO4 и некоторые ее соли известны, иод(VII) из-за роста радиуса в ряду Сl-Br-I и повышения его координационного числа образует, главным образом, гидроксопроизводные состава (HO)5IO H5IO6, в которых атом иода октаэдрически окружен атомом кислорода и пятью гидроксильными группами
,
).
Хлорная кислота (Тпл.= -102оС, Ткип.= 90оС) получена в индивидуальном состоянии нагреванием твердой соли КClO4 с концентрированной H2SO4 с последующей отгонкой при пониженном давлении:
КClO4 ,тв.+ H2SO4,конц HClO4 + KHSO4
HClO4 легко взрывается при контакте с органическими веществами.
Бромная кислота HBrO4 известна лишь в растворах (не выше 6М), получаемых подкислением перброматов NaBrO4, которые, в свою очередь, удалось синтезировать окислением броматов фтором в разбавленных щелочных растворах (броматы можно окислить до перброматов с помощью XeF2 или электролитически) :
NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF +H2O .
Хлорная кислота - одна из сильных кислот. По силе к ней приближается бромная кислота.
Иодная кислота существует в нескольких формах, главными из которых являются ортоиодная H5IO6 и метаиодная HIO4 кислоты. Ортоиодная кислота образуется в виде бесцветных кристаллов при осторожном упаривании раствора, образующегося при обменной реакции
Ba3(H2IO6)2 + 3H2SO4 = 3BaSO4 + 2H5IO6.
(исходный периодат синтезируют по схеме:
NaIO3 + 4NaOH + Cl2 | Na3H2IO6 | + 2 NaCl + H2O |
(pH=7-8) | ||
2Na3H2IO6 + 3Ba(NO3)2 = | Ba3(H2IO6)2 | + 6NaNO3. |
В кристаллическом состоянии вещество имеет молекулярную структуру: в узлах кристаллической решетки находятся октаэдры (HO)5IO. Ортоиодная кислота в водных растворах проявляет свойства слабой пятиосновной кислоты. Константы диссоциации H5IO6 по 4-ой и 5-ой ступеням настолько малы, что в водных щелочных растворах возможно оттитровать только первые три протона, что соответствует образованию солей типа KH4IO6, K2H3IO6 и K3H2IO6 (Соль состава K4HIO6получить не удается).
В ряде случаев из растворов выделяется средняя соль, например, Ag5IO6, устойчивость которой обусловлена высокой энергией кристаллической решетки и полимерной структурой.
При осторожном нагревании ортоиодной кислоты образуется метаиодная кислота
H5IO6
HIO4 + 2H2O.
В 1997 году установлено, ( Kraft T., Jansen M., Angew.Chеm., Int.Engl. Ed.1997, 36, 1753) что твердая метаиодная кислота построена из октаэдров IO5(OH), связанных общими ребрами в бесконечные цепи. Твердые соли метаиодной кислоты, например, КIO4, по-видимому, также состоят из таких же полимерных цепей.
Как и в случае кислот HXO3, термодинамическая и кинетическая стабильность кислот HXO4 и их солей различаются. Термодинамическая устойчивость (9.3 ) иодной кислоты и периодатов к разложению выше, чем хлорной кислоты и перхлоратов. Бесцветная концентрированная HClO4 даже при комнатной температуре синтеза темнеет из-за образования оксидов хлора с более низкими степенями окисления.
Метаиодная кислота разлагается только при нагревании: 2HIO4 2HIO3 + O2 .
В ряду -
-
(H5IO6) наблюдается аномалия в изменении термодинамической стабильности и окислительной способности: бромная кислота и ее соли оказываются менее стабильными, но более сильными окислителями, чем соответствующие кислоты и соли хлора Cl(VII) и иода I(VII) (табл.11, рис.8). Аналогичные нарушения в последовательности изменения свойств оксокислот наблюдаются и для других элементов 4-го периода -
Такие аномалии иногда называют вторичной периодичностью (cм. [1], стр.46, 253; С.А. Щукарев. Неорганическая химия, М., Высшая школа, 1974, ч.2, с.109), подразумевая, например, что свойства соединений брома похожи на свойства аналогичных соединений фтора. Можно полагать, что рассматриваемые аномалии в свойствах перброматов связаны с понижением прочности связи Br-O по сравнению со связью Cl-O. В свою очередь, это вызвано увеличением ( рис.1 ) энергий 4s- и 4p-орбиталей атома брома по сравнению с энергиями 2s- и 2p-орбиталей кислорода, а, следовательно, с уменьшением взаимодействия (перекрывания) 4s-, 4p-орбиталей брома и 2s-, 2p-орбиталей кислорода (энергии 2s-, 2p-, 3s-, 3p-, 4s- и 4p-атомных орбиталей составляют 32.4, 15.9, 25.3, 13.7, 24.1 и 12.5 эВ соответственно). Повышение стабильности и уменьшение окислительной способности оксосоединений при переходе Br(VII)
I (VII) обусловлено особенностями строения и увеличением прочности связи I-O в октаэдрических ионах IO6 по сравнению со связью Br-O в тетраэдрах
. Атом иода по сравнению с атомом брома имеет больший радиус, для него характерно координационное число 6. Увеличение числа координируемых атомов кислорода приводит к росту числа электронов на связывающих молекулярных орбиталях и, соответственно, к повышению прочности связи.