Химические свойства хлора, брома и йода.

Хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность меньше, чем у фтора. Характерной степенью окисления хлора является -1, но в отличие от фтора, благодаря свободным 3d-орбиталям при распаривании электронов он может проявлять и другие степени окисления, как уже отмечалось: +1, +3, +5 и +7.

Хлор непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением углерода, кислорода, азота и благородных газов.

Энергия связи в молекуле Cl₂ (243 кДж/моль) больше, чем в молекуле F₂ (155 кДж/моль). В тоже время энергии химических связей в хлоридах ниже, чем во фторидах, поэтому хлор как окислитель уступает фтору.

Например, фтор реагирует с водородом со взрывом, даже в темноте. Реакция хлора с водородом возможна только при нагревании или освещении:

 

H₂ + Cl₂ 2HCl

 

При действии солнечного света происходит разрыв ковалентной связи Cl₂ Cl^* + Cl^*

и образование атомов хлора с одним неспаренным электроном. Эти атомы отличаются высокой химической активностью, реагируют с молекулой водорода:

Cl^* + H₂ ® HCl + H^*.

Образующийся атомарный водород тоже очень активен, он вступает в реакцию с хлором:

H^* + Cl₂ ® HCl + H^*

Такие реакции представляют собой цепь последовательных превращений и называются цепными.

Окислительные свойства хлора проявляются в его реакциях с металлами. Эти реакции сопровождаются выделением теплоты;
например, натрий сгорает в атмосфере хлора:

2Na + Cl₂ ® 2NaCl.

Хлор энергично окисляет другие металлы:

3Cl₂ + 2Fe ® 2FeCl₃,

неметаллы:
2P + 5Cl₂ ® 2PCl₅.

 

Порошок сурьмы сгорает в хлоре "огненным дождем":

3Cl₂ + 2Sb ® 2SbCl₃.

Окислительные свойства хлора проявляются и по отношению к сложным веществам, например в реакции с тиосульфатом натрия:

 

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O ® 6HCl + 2NaCl + 2H₂SO₄

 

Этой реакцией пользуются для удаления хлора из отбеленных тканей (Na₂S₂O₃ - антихлор). Слабый окислитель йод окисляет тиосульфат натрия до тетратионата натрия, чем пользуются для количественного определения йода в растворе:

 

2Na₂S₂O₃ + I₂ ® Na₂S₄O₆ + 2NaI

 

В отличие от фтора хлор реагирует с водой менее энергично. В одном объеме воды при обычных условиях растворяется около двух объемов хлора. Такой раствор называется "хлорной водой"

 

Cl₂ + H₂O «HCl + HOCl; DH^O>0

 

Реакция протекает с поглощением тепла, поэтому в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие смещается в сторону образования HCl и HOCl с повышением температуры. Это взаимодействие носит обратимый характер, поэтому вода пахнет хлором. "Хлорная вода" имеет зеленовато-желтую окраску за счет присутствия молекул Cl₂. Образующуяся хлорноватистая кислота способна реагировать с органическими соединениями согласно схемам:

 

RH + HOCl = ROH + HCl

RH + HOCl = RCl + H₂O (R – органический радикал).

 

Химизм антисептического и дезинфицирующего действия хлорной воды заключается в разрушении белков микроорганизмов. При этом хлор замещает атомы водорода пептидных связей белка:

 

R-CO-NH-R₁ + HOCl ® R-CO-NCl-R₁ + H₂O

 

Аналогично иод замещает атомы водорода в молекулах белков микроорганизмов, что приводит к их гибели:

 

R-CO-NH-R₁ + I₂ ® R-CO-NI-R₁ + HI

 

В растворе хлорноватистая кислота испытывает различные превращения:

1. HOCl HCl + O - аналогично идет реакция в присутствии катализаторов

2. 2HOCl ® H₂O + Cl₂O - идет в присутствии водоотнимающих средств

3. 3HOCl 2HCl + HClO₃ - процесс распада идет при нагревании

 

Растворы НОСl обладают также отбеливающим действием, которое основано на выделении атомарного кислорда.

Аналогично с водой взаимодействует бром и иод:

 

Br₂ + H₂O «HBr + HOBr

I₂ + H₂O «HI + HOI

 

Однако, по мере перехода от хлора к брому и йоду, растворимость галогенов в воде уменьшается. Бромная и йодная вода, подобно хлорной также являются окислителями, но обесцвечивающее действие их слабее, чем у хлорной воды.

Хлорноватистая, бромноватистая и иодноватистая кислоты очень слабые, их константы диссоциации соответственно равны: 5´10^-8; 2,1´10^-9; 2´10^-11. Из этого следует, что в ряду HClO®HBrO«HIO кислотные свойства их уменьшаются, а также уменьшается и окислительная способность, относительная устойчивость несколько возрастает. Для HOI - характерны амфотерные свойства, ее константа диссоциации по основному типу даже больше, чем по кислотному и равна 3´10^-10. HOCl - более сильный окислитель чем газообразный хлор. Например, сухой хлор менее эффективно отбеливает ткани, чем в присутствии воды, содержащей HOCl.

Если пропускать хлор в раствор гидроксида калия при обычной температуре, то равновесие полностью смещается в сторону образования солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов) и хлороводородной кислоты (хлоридов):

Cl₂ + 2KOH ® KCl + KClO + H₂O

Полученный раствор называется жавелевой водой. Ее применяют для отбеливания тканей. Белящее действие жавелевой воды заключается в действии на гипохлорит калия оксида углерода (IV) воздуха, согласно уравнению:

 

KClO + CO₂ + H₂O ® KHCO₃ + HClO

HClO ® HCl + O

 

Атомарный кислород обесцвечивает красители.

Аналогично со щелочами взаимодействует бром и иод:

 

Br₂ + 2NaOH ® NaBr + NaOBr + 2H₂O

I₂ + 2NaOH ® NaI + NaOI + 2H₂O

 

с образованием гипобромитов и гипоиодитов, при этом происходит обесцвечивание растворов, т.к. образующиеся соли - бесцветны. Они также обладают отбеливающим действием.

Если хлор пропускать через горячий раствор щелочи, то вместо гипохлорита (KClO) образуется другая соль - хлорат калия (KClO₃).

Подобным образом взаимодействует со щелочами при нагревании бром и йод:

 

3Br₂ + 6NaOH ® 5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂O

3I₂ + 6NaOH ® 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

 

Образующиеся соли называются броматами и иодатами: NaBrO₃ - бромат натрия, NaIO₃ - иодат натрия, а соответствующие им кислоты - бромноватая (HBrO₃) и йодноватая (HIO₃). Хлорат калия – KClO₃

называют бертолетовой солью в честь Бертолле, который в XVIII веке впервые получил эту соль, действуя хлором на горячий раствор гидроксида калия. При нагревании хлорат калия разлагается:

 

2KClO₃ 2KCl + 3O₂­

 

Без катализатора образуется перхлорат калия:

4KClO₃ 3KClO₄ + KCl.

Хлорноватая кислота в свободном виде не выделена, известна только в водном растворе с максимальной массовой долей не более 40-50%. При нагревании разлагается

 

6HClO_{3 (конц.)} 4СlO₂ + Cl₂O₇ + 3H₂O

 

При кипении выделяется хлор и кислород:

 

3HClO_{3 (конц.)} HClO₄ + Cl₂­ + 2O₂­ + H₂O

 

HClO₃ является сильным окислителем. Окислительные свойства проявляет в различных реакциях:

 

HClO₃ + 3H₂SO_{4 (разб.)} + 6FeSO₄ ® 3Fe₂(SO₄)₃ + HCl + 3H₂O

2HClO_{3 (конц.)} + 3C _{(графит)} ® 2HCl + 3CO₂­

 

По силе она приближается к HCl и HNO₃. В отличие от нее окислительные свойства хлоратов в водном растворе проявляются слабо, но при сплавлении выражены сильно, например:

 

2KClO₃ + 3S 2KCl + 3SO₂­

10KClO₃ + 12P_{(красн.)} 10KCl + 3P₄O₁₀

 

При взаимодействии хлората калия с концентрированной серной кислотой образуется диоксид хлора ClO₂

 

KClO₃ + H₂SO_{4 (конц.)} ® ClO₂­ + K₂SO₄ + H₂O

 

ClO₂ - желто-бурый газ, неустойчивый, разлагается на хлор и кислород:

 

2ClO₂ ® Cl₂­ + 2O₂­

 

Он применяется в качестве отбеливающего средства и для стерилизации различных веществ (бумажной массы, муки и др.).

В реакциях с щелочами образуются хлорат и хлорит калия:

 

2KOH + 2ClO₂ ® KClO₂ + KClO₃ + H₂O

 

Хлорит калия (KClO₂) - малоустойчивая соль слабой хлористой кислоты - HClO₂. Ее соли применяются в качестве отбеливающих средств.

Хлориты - слабые окислители и сильные восстановители в кислой среде:

 

5NaClO₂ + 3H₂SO₄ + 2KMnO₄ ® 5NaClO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

 

При нагревании разлагаются: 3NaClO₂ 2NaClO₃ + NaCl

При действии на перхлорат калия концентрированной серной кислотой образуется хлорная кислота:

 

2KClO₄ + H₂SO_{4 (конц.)} ® 2HClO₄ + K₂SO₄

 

HClO₄ - бесцветная гигроскопичная жидкость, дымящая на воздухе. Она легко разлагается при стоянии и умеренном нагревании:

 

2HClO₄ Cl₂O₇ + H₂O

 

Окислительные свойства HClO₄ выражены слабее, чем у хлорноватой кислоты, а кислотные свойства - намного сильнее. HClO₄ – самая сильная из известных оксокислот. Соли хлорной кислоты - перхлораты, в растворе окислительных свойств не проявляют, большинство из них хорошо растворимы в воде. При высоких температурах (550-620 °С) разлагаются на кислород и хлорид калия: KClO₄ KCl + 2O₂­

Изменение свойств в ряду оксокислот хлора можно выразить следующей схемой:

 

Повышение устойчивости и кислотных свойств

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

HClO HClO₂ HClO₃ HClO₄

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

усиление окислительной способности

 

Диссоциация оксокислот хлора осуществляется тем легче, чем слабее связь между кислородом и водородом в гидроксогруппе. В ряду: HOCl HClO₂ HClO₃ HClO₄ степень окисления хлора увеличивается, что усиливает его притяжение к кислороду и облегчает диссоциацию по кислотному типу, Вместе с тем усиливается взаимное отталкивание одноименно заряженных частиц Clⁿ⁺ и H⁺. Это также облегчает диссоциацию кислоты. Сопоставление кислотных свойств можно осуществить с помощью структурных формул этих кислот:

 

Из которых видно, что с ростом с.о. хлора от +1 до +7 уменьшается число несвязывающих электронных пар. Происходит постепенное достраивание кислородного окружения хлора до тетраэдрического. Таким образом, происходит повышение устойчивости, которое обуславливается увеличением числа электронов, принимающих участие в образовании s- и p-связей. Поэтому повышается устойчивость кислот, их сила и уменьшается окислительная способность.

При действии хлора на сухую гашеную известь получается хлорная известь - смесь веществ частично растворимых в воде. Основные компоненты хлорной извести гипохлорит хлорид кальция и гидроксид кальция:

 

2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ ® Ca(OCl)₂ + CaCl₂ + 2H₂O

 

В зависимости от способа получения состав смеси может быть различный, но наиболее вероятным считают следующий: 3CaOCl₂´Ca(OH)₂´nH₂O.

Известь хлорная (Calcaria chlorata) содержит ~32% активного хлора. Это белый порошок с резким запахом. Содержащиеся в воздухе пары воды и углекислый газ разрушают известь:

 

2CaOCl₂ + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + CaCl₂ + 2HClO (O + HCl)

CaOCl₂ + CO₂ ® CaCO₃¯ + Cl₂­_{(запах хлора)}

 

Ее применяют как дезинфицирующее средство в сухом виде и в виде 0,2-5%-ных растворов.

Бром и йод также образуют оксокислоты, например HBrO и HIO можно получить при взаимодействии Br₂ или I₂ с водой:

 

Г₂ + H₂O «HГ + HГO

 

HBrO - в свободном виде не выделена. Легко разлагается: HBrO ® HBr + O, при нагревании: 3HBrO HBrO₃ + 2HBr. Является окислителем: HBrO + H₂O₂ «H₂O + HBr + O₂­

 

HIO - существует только в водном растворе (зеленого цвета), очень неустойчива: 5HIO HIO₃ + 2I₂¯ + 2H₂O. При сравнении их силы можно отметить, что в ряду HClO – HBrO – HIO устойчивость и окислительная активность этих кислот уменьшается, а также сила кислот ослабляется в этом же направлении.

HIO - проявляет уже амфотерные свойства как слабая кислота и слабое основание IOH (гидроксид иода (I)), причем основные свойства в растворе преобладают

 

HIO + H₂O «IO^- + H₃O⁺ (рК_а= 10,64)

3HIO + 3NaOH_(разб.) ® 2NaI + NaIO₃ + 3H₂O

 

HBrO₃ - бромноватая кислота, существует в водном растворе (не более 50%), это сильная кислота и сильный окислитель:

 

HBrO₃ + 3SO₂ + 3H₂O ® HBr + 3H₂SO₄

HBrO₃ + H₂O + S ® 2HBr + H₂SO₄

 

HIO₃ – белое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде, сильная кислота, окислитель

 

HIO₃ + 4HI_(конц.) ® 3I₂ + 3H₂O

HIO₃ + H₂O «JO₃ + H₃O⁺

 

При нагревании разлагается:

 

2HIO₃ I₂O₅ + H₂O

 

HBrO₄ - существует только в растворе (макс. w = 83%). Сильная кислота, как окислитель реагирует медленно

 

2HBrO_4(конц.) + 4H₂O + I₂ ® 2H₅IO₆ + Br₂

Разлагается: 2HBrO_4(конц.) ® 2HBrO₃ + O₂­

 

H₅IO₆ (HIO₄´2H₂O) - ортоиодная кислота, соли - периодаты, белая, гигроскопичная, хорошо растворяется в воде, слабая кислота, но белее сильный окислитель, чем HClO₄

 

H₅IO₆ + H₂O «H₄IO₆^- + H₃O⁺

Разлагается: H₅IO₆ HIO₄ + 2H₂O

2H₅IO₆ I₂O₅ + 5H₂O + O₂­

Окислитель: 5H₅IO₆ + 2MnSO₄ ® 2HMnO₄ + 5HIO₃ + 2H₂SO₄ + 7H₂O

Из оксидов иода получены I₂O₅ (сильный окислитель).

I₂O₅ - белый, темнеет на воздухе из-за разложения: 2I₂O₅ ® 2I₂ + 5O₂.

С водой образует кислоту: I₂O₅ + H₂O ® 2HIO₃;

Окислитель: I₂O₅ + 5CO ® 5CO₂­ + I₂¯

Оксид йода (VII) – I₂O₇ не получен.

 

Галогеноводороды

 

Из соединений галогенов с неметаллами наиболее важное практическое значение имеют галогеноводороды: HF; HCl; HBr; HI. В обычных условиях - это бесцветные газообразные вещества, хорошо растворимые в воде, обладают резким запахом.

Химическая связь в молекулах галогеноводородов полярная ковалентная, причем полярность связей в ряду HF-HCl-HBr-HI падает от HF к HI, т.к. уменьшается электроотрицательность галогенов. В соответствии с этим общая электронная пара все в меньшей степени смещается в сторону наименее электроотрицательного атома галогена, поэтому полярность связи в галогеноводородах уменьшается. Вместе с этим уменьшается область перекрывания электронных орбиталей атома водорода и галогена по мере увеличения его радиуса.

Таким образом, прочность химической связи в молекулах галогеноводородов закономерно падает, так же как и ее полярность в ряду HF-HCl-HBr-HI.

Например, молекула HCl менее полярна, и имеет меньшую ионность связи (18%), чем HF (42%). Энергия s-связи HCl равна 432 кДж/моль, что гораздо меньше, чем энергия s-связи HF (566 кДж/моль), поэтому в водных растворах HCl проявляет свойства сильной кислоты и диссоциирует на ионы полностью.

Температуры кипения и плавления закономерно изменяются в ряду HF-HCl-HBr-HI, у фтороводорода они намного выше, это объясняется ассоциацией молекул HF в любом агрегатном состоянии (газообразном, жидком и твердом) за счет образования водородных связей. Фтороводород - сильно полярное соединение, подобно воде образует ассоциаты, образованные водородными связями, чего не наблюдается у остальных галогеноводородов.

Причем энергия водородных связей в НF выше, чем в H₂O и NH₃ и составляет 40 кДж/моль. Этим объясняются сравнительно высокие температуры кипения (+19,5°С) и плавления (-83°С).

Безводный НF - сильно ионизирующий растворитель. В результате автоионизации образуются ион фторония (H₂F⁺) и гидродифторид-ион (HF₂^-): 3HF «H₂F⁺ + HF₂^-.

В воде НF неограниченно растворяется, образуя фтороводородную (плавиковую) кислоту. Это слабая кислота, при концентрации равной 0,1 моль/л степень диссоциации ее всего 8%.

 

HF_(p) + H₂O_(ж) «H₃O⁺ + F^-

HF + F^- «HF₂^-

 

HF₂^- - гидродифторид ион, существует в концентрированных растворах НF, придает растворам более сильные кислотные свойства:

 

2HF + H₂O «H₃O⁺ + HF₂^-

 

Соли плавиковой кислоты - фториды и гидрофториды. Большинство из них малорастворимы в воде, за исключением солей Na, K, Al, Sn и Ag. Все соли плавиковой кислоты - ядовиты.

Фтороводород получают с помощью концентрированной серной к-ты:

 

CaF₂ + H₂SO_4(конц.) ® 2HF­ + CaSO₄

 

Плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV), входящим в состав стекла:

SiO₂ + 4HF ® SiF₄­ + 2H₂O.

Фтор замещает кислород в SiO₂, постепенно "разъедая" стекло. Фторид кремния далее вступает в реакцию с молекулами НF с образованием растворимой в воде комплексной кислоты:

SiF₄ + 2HF ® H₂[SiF₆] - гексафторокремниевая кислота. В связи с этим, плавиковую кислоту нельзя хранить в стеклянной посуде. Хранят ее в стеклянных сосудах, покрытых изнутри слоем парафина или в специальных пластмассовых сосудах.

Безводный фтороводород применяют в органических синтезах, а плавиковую кислоту для получения фторидов, травления стекла и для других целей.

НСl - хдороводород - бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворяется в воде, образуя хлороводородную (соляную) кислоту.

Хлороводород в лаборатории получают "сульфатным" методом, действуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия при слабом нагревании

 

NaCl + H₂SO_{4 (конц.)} ® NaHSO₄ + HCl­

 

NaCl + NaHSO₄ ® Na₂SO₄ + HCl­ (при более высоких температурах)

Промышленный способ получения HCl заключается в прямом синтезе: H₂ +Cl₂ 2HCl, DH^O<0

Процесс осуществляют в специальных установках и при определенных условиях. Исходное сырье – H₂ и Cl₂, образующиеся при электролизе раствора NaCl. Хлороводород жадно поглощается водой, при нормальных условиях один объем воды поглощает ~500 объемов HCl.

Соляная кислота - бесцветная жидкость с резким запахом. В продажу обычно поступает концентрированная соляная кислота, содержащая около 39% HCl с r=1,19 г/см³ Хранят и перевозят ее в стеклянных бутылях. Соляная кислота - сильный электролит, вступает в реакцию с большинством металлов, основными оксидами, основаниями и некоторыми солями. Соли соляной кислоты называются хлоридами. Большинство хлоридов хорошо растворяются в воде. AgCl; PbCl₂; CuCl₂ и HgCl₂ – мало и практически нерастворимые соли.

При концентрации HCl 20,2% - образуется так называемый азеотропный раствор (перегоняется без изменения состава).

Эта кислота - одна из важнейших кислот, ее применение разнообразно в различных отраслях промышленности: химической, металлургической, кожевенной, в медицине как фармпрепарат, а также для других целей.

Качественная реакция на хлорид-ионы - образование хлорида серебра - белого творожистого осадка, нерастворимого в H₂O и HNO₃.

 

Ag⁺ + Cl^- ® AgCl¯

 

Хлорид серебра растворяется в растворе аммиака с образованием бесцветного прозрачного раствора комплексной соли:

 

AgCl + 2NH₃´H₂O ® [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

 

Также как и хлор, бром и йод в обычных условиях с водородом не взаимодействуют. Лишь при температуре 600 °С реакция протекает бурно, со взрывом: H₂ + Br₂ 2HBr.

С йодом эта реакция идет обратимо: H₂ + I₂ «2HI

 

Поэтому бромо- и иодоводород получают в лаборатории и в промышленности путем разложением соответствующих галогенидов фосфора небольшим количеством воды:

 

PBr₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HBr­

PI₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HI­

 

Избыток воды уменьшает выход HBr и HI в виду их большой растворимости в воде.

Водные растворы HBr и HI, также как и HCl - сильные кислоты. Но сила кислот в ряду HF-HCl-HBr-HI возрастает, что определяется уменьшением в этом ряду прочности связи. С увеличением межядерного расстояния и уменьшением энергии связи в этом ряду устойчивость молекул снижается. Например, кислород может окислять иодоводород при комнатной температуре и при действии света:

 

4HI + O₂ ® 2I₂¯ + 2H₂O

 

Хлороводородная кислота с кислородом не взаимодействует, а бромоводородная реагирует очень медленно. В этом же ряду (HF-HCl-HBr-HI) возрастает восстановительная активность. Это можно показать на примерах взаимодействия галогеноводородов с концентрированной серной кислотой CaF₂ и NaCl реагируют с концентрированной серной кислотой по следующим уравнениям:

 

CaF₂ + H₂SO_4(конц.) ® CaSO₄ + 2HF­

NaCl + H₂SO_4(конц.) ® NaHSO₄ + HCl­

NaCl + NaHSO₄ Na₂SO₄ + HCl­ (реакция протекает при высокой температуре)

NaBr + H₂SO_{4 (конц.)} ® Na₂SO₄ + HBr, далее

2HBr + H₂SO_4(конц.) ® 2H₂O + SO₂­ + Br₂ - идет побочная реакция окисления HBr серной кислотой. Полученный HBr имеет буроватую окраску за счет выделившегося Br₂¯.

HI - еще более сильный восстановитель, чем HBr, поэтому восстанавливает H₂SO₄ до серы иди даже H₂S:

 

6NaI + 4H₂SO₄ ® 3Na₂SO₄ + 3I₂¯ + S¯ + 4H₂O

8NaI + 5H₂SO₄ ® 4Na₂SO₄ + 4I₂¯ + H₂S­ + 4H₂O

 

Поэтому HBr и HI действием серной кислоты на их соли не получают.

Таким образом, иодид-ион наиболее сильный восстановитель в ряду галогенид-ионов. Это свойство иодид-ионов используется для обнаружения примесей веществ-окислителей в воздухе. Для этого, иодкрахмальную бумагу (пропитанную раствором KI и крахмалом, а затем высушенную) предварительно увлажняют и вносят в атмосферу. Если окислитель присутствует в воздухе, то возможна следующая реакция:

 

2KI + O₃ + H₂O ® 2KOH + O₂­ + I₂­

 

Выделившийся йод образует с крахмалом КС синего цвета.

Галогеноводородные кислоты проявляют окислительные свойства, но их окислительная способность связана с ионом Н⁺. Галогенид ионы обладают восстановительными свойствами, возрастающими от хлорида к иодиду. Фторид-ион не проявляет восстановительные свойства. Остальные галогенид-ионы могут быть окислены до свободных галогенов, например:

 

2FeCl₃ + 2HI ® 2FeCl₂ + I₂¯ + 2HCl

 

Качественные реакции на бромид и иодид-ионы - действие ионов серебра:

Br^- + Ag⁺ AgBr¯ - бледно-желтоватый осадок, частично растворяется в водном растворе аммиака:

AgBr + 2NH₃´H₂O ® [Ag(NH₃)₂]Br + 2H₂O

I^- + Ag⁺ AgI¯ - желтый осадок, нерастворим в водном растворе аммиака (отличие от AgCl и AgBr).

Иодид серебра растворяется в избытке Na₂S₂O₃ и растворе KCN с образованием более прочных комплексных соединений, чем [Ag(NH₃)₂]⁺.

 

AgI + 2Na₂S₂O₃ ® Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaI

AgI + KCN ® K[Ag(CN)₂] + KI

 

Ионы свинца (II) образуют с иодид-ионами желтый осадок, растворяющийся при нагревании. После охлаждения выпадают желтые кристаллы PbI₂. При взаимодействии иодид ионов с солями меди (II), образуется бледно-желтый осадок иодида меди (I):

 

2Cu²⁺ + 4I^- ® 2CuI¯ + I₂

 

Галогенид ионы: F^-, Cl^-, Br^-, I^- - бесцветны, однако некоторые иодиды окрашены, что обусловлено большой поляризуемостью иодид-ионов.

В результате этого иодид-ионы деформируются, что отражается на окраске солей, например: АgСl - белый осадок (хлорид ионы слабо поляризуются ионами Ag⁺), АgВr - желтоватый осадок, а АgI - светло-желтый; РbСl₂ - белый, РbI₂ - желтый; НgI₂ – красно-оранжевый; ВiI₃ - черно-коричневый.

 

⇐ Предыдущая18192021222324252627Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: