Галогениды и кислородсодержащие соединения галогенов

Получение и свойства галогенидов металлов

Галогениды синтезируют двумя основными путями: прямым соединением простых веществ (галогена и металла) или с помощью реакций обмена в растворах.

Общая закономерность гласит, что хлориды, бромиды и иодиды металлов отлично растворяются в воде. Однако существует группа исключений — это соли серебра, одновалентной меди, одно- и двухвалентной ртути, а также свинца(II).

Интересно, что фтор демонстрирует обратные свойства по сравнению со своими соседями по группе. Там, где хлориды и бромиды выпадают в осадок (например, с ионом серебра), фторид серебра оказывается хорошо растворимым. И наоборот: растворимым хлоридам и бромидам кальция противостоит практически нерастворимый фторид кальция.

За счет неподеленных электронных пар ионы галогенов часто выполняют роль лигандов в комплексных соединениях. Классические примеры — образование гексафтороферрата(III) калия или тетрахлорозолотой кислоты при взаимодействии простых солей с избытком галогенида.

Кислородсодержащие кислоты хлора

Свойства кислородных соединений хлора строго подчиняются закономерностям, связанным с валентностью центрального атома.

В ряду от хлорноватистой к хлорной кислоте наблюдаются две встречные тенденции:

1. Сила кислот возрастает. $\text{HClO}$ — самая слабая в ряду, а $\text{HClO}_4$ — одна из сильнейших неорганических кислот.
2. Окислительная способность и скорость реакций падают. Хлорноватистая кислота — мощный и быстрый окислитель (мгновенно вытесняет йод из иодида калия), тогда как разбавленная хлорная кислота с тем же реагентом практически не взаимодействует.

Хлорноватистая кислота и реакции диспропорционирования

При растворении в воде хлор образует хлорноватистую кислоту ($\text{HClO}$). Это соединение крайне нестабильно и его химические превращения зависят от условий:

• На свету молекула распадается, выделяя активный атомарный кислород. Именно этот процесс обуславливает бактерицидное действие хлора.
• При потере воды (если использовать водоотнимающие агенты, такие как $\text{CaCl}_2$) кислота превращается в свой ангидрид — оксид хлора(I).
• При нагревании происходит диспропорционирование: образуются соляная и хлорноватая кислоты.

Подобное самоокисление-самовосстановление характерно и для взаимодействия хлора со щелочами. В холодном растворе образуются хлориды и гипохлориты (так получают жавелевую воду), а при нагревании гипохлориты переходят в хлораты.

Окислительно-восстановительные особенности

В растворах галогены и их соединения ведут себя предсказуемо, если оценивать их восстановительную способность. Например, в смеси бромидов и хлоридов сильный окислитель (перманганат калия) в первую очередь будет реагировать с бромид-ионом, так как он восстановитель сильнее, чем хлорид.

Окислить фторид-ион в водном растворе химическим путем невозможно. Фтор сам по себе является самым сильным окислителем, его стандартный электродный потенциал составляет $+2.87$ В, что значительно превышает потенциал перманганата.

Взаимодействие фтора с кислородом порождает уникальное соединение — дифторид кислорода ($\text{OF}_2$). Поскольку фтор более электроотрицателен, он забирает электроны, получая степень окисления -1, а кислород вынужден проявлять нетипичную для себя положительную степень окисления +2. Молекула имеет ковалентные полярные связи и угловую геометрию, сходную со строением воды.

Вопросы с занятий и экзамена

Что ещё разобрать по теме

• Окисление сульфитов галогенами в водной среде
• Механизм связывания ионов водорода при диспропорционировании хлора в присутствии карбонатов
• Сульфатный способ получения галогеноводородов из твердых солей
• Лабораторные методы синтеза газообразного хлора с использованием диоксида марганца
• Сравнение геометрии молекул дифторида кислорода и воды

Другие темы раздела «Глава 9. Элементы группы VIIA — галогены»

Материал подготовлен преподавателями Школы Сеченова по учебной программе медицинских вузов. Носит образовательный характер.