Кислородсодержащие соединения галогенов

Все кислородсодержащие соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, меньше – оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Больше всего устойчивых соединений образует хлор. Из соединений кислорода с фтором существует только фторид кислорода OF₂. Хлор образует четыре оксида, степень окисления хлора +1, +3, +4, +7; бром – один, степень окисления брома +4, и большое число неустойчивых оксидов; йод – один, степень окисления йода +5. Все оксиды неустойчивы, разлагаются с большим выделением тепла.

Физические свойства и способы получения некоторых оксидов галогенов приведены в таблице:

Соединение	Агрегатное состояние	Температура плавления,°С	Температура кипения,°С	Получение
OF2	Бесцветный газ	-224	-145	2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O (при 0°С)
Cl2O	Желто-коричневый газ с резким запахом	-116		3HgO + 2Cl2 = Hg3O2Cl2 + Cl2O
ClO2	Желтый газ	-60		2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2NaHSO4 + 2ClO2
Cl2O7	Маслянистая бесцветная жидкость	-90		2HClO4 + P2O5 = Cl2O7 + 2HPO3
Br2O4	Бледно-желтые кристаллы	Разлагается при Ткомн.	-	Br2 + O3 Br2O4, Br2O, Br2O3, BrO3
I2O5	Бесцветные кристаллы		-	2HIO3 = I2O5 + H2O (при 230°С)

1. Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:

F₂ + H₂O = 2HF + O или

3F₂ + 3H₂O = OF₂ + 4HF + H₂O₂;

Hal + H₂O = HHal + HHalO.

Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.

1. Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:

Cl₂ + KOH = KClO + KCl (на холоде);

3Cl₂ + 6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3Н₂О (при нагревании).

Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.

Кислородные кислоты хлора и их соли. Среди кислородных соединений галогенов наибольшее значение для практического применения имеют кислородные кислоты хлора и их соли. Кислородные кислоты хлора значительно менее устойчивы, чем их соли.

Кислота состава НСlО, где атомы хлора проявляют степень окисления +1. в свободном состоянии не выделена. Она называется гипохлористой (хлорноватистой), а соли ее — гипохлоритами. Гипохлористая кислота получается при взаимодействии хлора с водой:

Сl₂ + Н₂О ⇄ Сl^- + НСlO + Н⁺.

При этом один из атомов молекулы хлора присоединяет электрон от другого атома и восстанавливается, а другой атом хлора, отдавая электрон, окисляется:

Реакция гидролиза хлора является обратимой и сильно смещена влево.

Кислота НСlО настолько слабая, что даже угольной кислотой вытесняется из растворов гипохлоритов:

NаСlO+ Н₂О + СО₂=NаНСО₃+ НСlO

Степень гидролиза хлора зависит от разбавления. Изменение общей концентрации хлора от 100 до 20 ммоль/л приводит к увеличению степени гидролиза от 0,33 до 0,73. Таким образом, хлорная вода всегда содержит наряду с молекулами Сl₂значительное количество НСlO.

Гипохлористая кислота нестойка и даже в водном растворе распадается под действием света. Механизм распада можно представить в виде двух стадий:

НСlO + hν = НСl + [О]

2О → О₂,

где [О] — монокислород, активная форма кислорода.

Гипохлористая кислота является очень сильным окислителем, именно ее образованием объясняется бактерицидное и отбеливающее действие хлорной воды. Выделяющийся при распаде НСlOмонокислород обесцвечивает красители и убивает микроорганизмы.

Гипохлористая кислота способна реагировать с органическими соединениями RН (R— органический радикал) по следующим схемам:

RН + НСlО=RОН + НСl

RН + НСlO=RСl+ Н₂O

т.е. и как окислитель, и как хлорирующее вещество.

Например, НСlOразрушает (денатурирует) белки, из которых состоят микроорганизмы. При этом хлор замещает атомы водорода пептидных связей белка:

R—СО—NН—R₁ + НСlO→ R—СО—NСl—R₁+ Н₂О

В результате нарушается вторичная структура белков, что приводит к гибели микроорганизмов. Поэтому с целью обеззараживания воды можно применять ее хлорирование. Отсюда следует, что бактерицидное действие водных растворов хлора связано как с образованием монокислорода, так и с хлорирующим действием гипохлористой кислоты. Образующееся в хлорированной воде небольшое количество соляной кислоты безвредно, и такая вода пригодна для употребления.

Гипохлористая кислота более сильный окислитель, чем газообразный Сl₂. Это можно доказать экспериментально: сухой хлор менее эффективно отбеливает ткани, чем «сырой», содержащий НСlO.

Бром и иод, проявляя степень окисления +1, образуют также кислородные кислоты НВrО (гипобромистая) и НIO (гипоиодистая).

Сила кислородсодержащих кислот в ряду Сl—Вr—Iуменьшается вследствие роста ковалентного радиуса атомов галогенов в этом ряду, что сопровождается ослаблением ковалентной связи О—Г.

О кислительные свойства НГО в ряду от СlкIтак же уменьшаются, а относительная устойчивость возрастает. Так, при нагревании НГО или действии на них света

2НГО(р) = 2НГ(р) + О₂(г).

Химизм антисептического и дезинфицирующего действия иода во многом аналогичен действию хлора. Так, иод, подобно хлору, замещает водородные атомы у атомов азота в молекулах белков микроорганизмов, что приводит к их гибели:

R—СО—NН—R₁ + НIO→ R—СО—NI—R₁+ Н₂О

В медицинской практике, в быту и промышленности находят применение соли гипохлористой кислоты, а также препараты хлора и иода, отщепляющие активные формы галогенов.

Если к хлорной воде добавить щелочь, то равновесие гидролиза хлора сместится вправо (принцип Ле Шателье) вследствие нейтрализации гипохлористой и соляной кислот:

НСl+ НСlO+ 2КОН = КСl+ КСlO+ 2Н₂О

или в ионном виде:

НСlO+ ОН^-= ОСl^-+ Н₂О

Полученный таким способом раствор калия хлорида и гипохлорита называется жавелевой водой. Она применяется для отбеливания тканей. Ее отбеливающие свойства обусловлены тем, что калий гипохлорит взаимодействует с оксидом углерода(IV) воздуха в присутствии воды:

КСlO+ Н₂О + СО₂= НСlO+ КНСО₃

или в ионном виде:

СlО^-+ Н₂О + СО₂ = НСlO+ НСО₃^-

т.е. образуется гипохлористая кислота, которая разрушает красящие вещества.

Действуя хлором на гидроксид кальция (II), получают смесь, называемую белильной или хлорной известью:

2Са(ОН)₂+ 2Сl₂=Cа(СlО)₂+ 2Н₂О + СаСl₂

Ее можно рассматривать как смешанную соль соляной и гипохлористой кислот, которой отвечает следующая формула строения:

Хлорная известь — белый порошок с резким запахом, является сильным окислителем и применяется как дезинфицирующее, отбеливающее и дегазирующее средство.

Во влажном воздухе СаОСl₂взаимодействует с оксидом углерода (IV), постепенно выделяя гипохлористую кислоту, которая, как рассматривалось ранее, разлагается с образованием монокислорода. НСlО выделяется также в результате гидролиза:

Са(ОСl)Сl + Н₂О ⇄ СаОН⁺ + НСlO + Сl^-

При действии на хлорную известь соляной кислотой происходит выделение свободного хлора:

Са(ОСl)Сl+ 2НСl= СаСl₂+ Сl₂+ Н₂О

Кислородсодержащая кислота НСlО₂, в которой хлор проявляет степень окисления +3, называется хлористой, аее соли — хлориты. Обычно эту кислоту получают действием серной кислоты на хлорит бария:

Ва(СlO₂)₂+ Н₂SО₄= 2НСlО₂+ ВаSО₄

При нагревании гипохлористой кислоты легко протекает ее разложение с образованием хлорноватой кислоты НСlO₃:

3НОСl= 2НСl+ НСlО₃

В молекуле хлорноватой кислоты атом хлора проявляет степень окисления +5.Соли хлорноватой кислоты называются хлоратами. Если не на холоду, а через горячий раствор щелочи, например КОН, пропускать хлор, то вместо КСlО образуется КСlO₃:

3Сl₂+ 6КОН = 5КСl+ КСlO₃+ 3Н₂О

Продуктами реакции являются калий хлорид и калий хлорат — КСlO₃(бертолетова соль). Хлорноватая кислота в свободном состоянии не выделена, но в отличие от НСlО и НСlО₂известны ее концентрированные растворы (до 40%). Хлорноватая кислота является сильной кислотой). По окислительной активности НСlO₃уступает НСlО₂.

В больших количествах хлораты токсичны.

Перхлорная (хлорная) кислота НСlО₄(атом хлора имеет степень окисления +7) — бесцветная жидкость, способная взрываться, но ее водные растворы вполне устойчивы. Перхлорная кислота — самая сильная из всех известных кислот.

Окислительная активность НСlО₄меньше, чем у НСlO₃, а кислотные свойства выражены сильнее. Соли хлорной кислоты — перхлораты в сухом состоянии являются мощными окислителями и используются для минерализации различных биоматериалов при определении содержащихся в них неорганических компонентов.

Сравнивая свойства кислородных кислот хлора, можно сделать следующие выводы: по мере увеличения степени окисления хлора в ряду НСlО—НСlО₂—НСlO₃—НСlО₄сила кислот увеличивается.

Такой характер изменения кислотных свойств объясняется тем, что по мере увеличения числа атомов кислорода в ряду НО—Сl, НО—СlO, НО—СlO₂, НО—СlО₃прочность связи О—Н ослабевает. Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа атомов кислорода (увеличение числа связей Сl—О) можно объяснить оттягиванием электронной плотности от связи Н—О на связь Сl—О.

Сравнение окислительных свойств кислородных кислот хлора показывает, что в ряду анионов СlО^-— СlО₂^- — СlО₃^- — СlO₄^- уменьшается окислительная способность. Такой характер изменения окислительной активности можно объяснить повышением устойчивости в указанном ряду анионов, обусловленной увеличением числа электронов, принимающих участие в образовании σ- и π-связей.

Комплексные соединения галогенов. Галогены входят в состав комплексных соединений как в качестве лигандов, так и комплексообразователей. Более склонны элементыVIIА-группы к комплексообразованию в качестве лигандов с ионами металлов. Обычно устойчивость галогенидных комплексов уменьшается в рядуF>Сl>Вr>I, но для некоторых ионов металлов наблюдается обратный порядок.

Образование комплексных галогенидов имеет место и в живых организмах. Так, токсическое действие избытка фторид-ионов на организм связано с образованием фторидных комплексов с катионами металлов, входящих в активные центры ферментов Е:

Е—Мⁿ⁺+F^-→ [Е—М—F]^n-1

В результате блокирования свободной орбитали металла подавляется активность ферментов.

Важными комплексными соединениями галогенов, применяемых в медицине, являются противоопухолевые препараты (химиотерапия). Активными считаются цис-диаминдихлороплатина (II) [Рt(NН₃)₂Сl₂] и цис-диаминтетрахлороплатина (IV) [Рt(NН₃)₂Сl₄].

Известны комплексы, где комплексообразователем является галогенид-ион, а лигандами — молекулы галогенов. Такие комплексы состава [Г∙(Г₂)_x]^-называются полигалогенидами. Так, увеличение растворимости молекулярного иода в воде в присутствии калия иодида связано с образованием комплексного иона:

I^- + I₂ ⇄ [I(I₂)]^-

Диссоциация комплекса (реакция обратимая) обеспечивает присутствие в растворе полииодида элементного иода, обладающего бактерицидными свойствами. Поэтому в медицинской практике используют раствор иода с добавлением КI.

72. К элементам VII группы главной подгруппы относятся галогены: фтор, хлор, бром, иод и астат (радиоактивен, в природе практически не встречается). В представленной ниже таблице суммированы данные об электронном строении атомов этих элементов и температурах плавления и кипения (^оС)

 

F Cl Br I

2s²2p⁵ 3s²3p⁵ 4s²4p⁵ 5s²5p⁵

-219.6 -101 -7.3 113.6

-188.1 -34.1 59.2 185.5

 

В отличие от других галогенов, фтор в своих соединения всегда находится в степени окисленности -1. Остальные галогены проявляют различные степени окисленности от -1 до +7.

Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек, а более значительные количества галогенов могут вызвать тяжелое отравление. Галогены, вследствие их большой химической активности, находятся в природе исключительно в связанном состоянии - главным образом в виде солей галогеноводородных кислот.

Фтор встречается в природе чаще всего в виде минерала плавикового шпата CaF₂, а также в минералах криолите Na₃AlF₆ (3NaFAlF₃) и фторапатите Сa₅F(PO₄)₃.

Важнейшим природным соединением хлора является хлорида натрия (поваренная соль) NaCl, а также минералы карнолит KClMgCl₂6H₂O и сильвин KСl.

Подобно хлору бром находится в природе преимущественно в виде солей калия, натрия и магния.

Иод добывают в основном из водорослей.

Свободные галогены проявляют чрезвычайно высокую химическую активность. Они вступают во взаимодействие почти со всеми простыми веществами.

Из всех элементов таблицы Менделеева самую высокую химическую активность проявляет фтор. Со многими неметаллами (H, I, Br, S, P, As, C, Si, B) фтор взаимодействует на холоду; реакции протекают со взрывом или с образованием пламени. Во фторе горят даже пары воды

 

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂

Непосредственно фтор не реагирует только с кислородом, азотом и углеродом (в виде алмаза).

Свободный хлор тоже проявляет очень высокую химическую активность, хотя и меньшую, чем фтор. Он непосредственно взаимодействует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода и азота. Медь, железо, олово и многие другие металлы сгорают в хлоре, образуя соответствующие соли. Химическая активность брома и иода меньше, чем хлора, но все же велика.

Физические свойства Фтора. Газообразный Фтор имеет плотность 1,693 г/л (0°С и 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²), жидкий - 1,5127 г/см³ (при температуре кипения); t_пл -219,61 °С; t_кип -188,13 °С. Молекула Фтора состоит из двух атомов (F₂); при 1000 °С 50% молекул диссоциирует, энергия диссоциации около 155 кДж/моль (37 ккал/моль). Фтор плохо растворим в жидком фтористом водороде; растворимость 2,5·10^-3 г в 100 г HF при -70 °С и 0,4·10^-3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне.

Химические свойства Фтора. Конфигурация внешних электронов атома Фтора 2s²2p⁵. В соединениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72Å, ионный радиус 1,ЗЗÅ. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F → F+) 17,418эв. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объясняется сильная электроотрицательность атома Фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная способность Фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой величиной энергии диссоциации молекулы Фтора и большими величинами энергии связей атома Фтора с других атомами. Прямое фторирование имеет цепной механизм и легко может перейти в горение и взрыв. Фтор реагирует со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. С кислородом взаимодействует в тлеющем разряде, образуя при низких температуpax фториды кислорода O₂F₂, O₃F₂ и другие. Реакции Фтора с других галогенами экзотермичны, в результате образуются межгалогенные соединения. Хлор взаимодействует с Фтором при нагревании до 200-250 "С, давая монофтористый хлор ClF и трехфтористый хлор ClF₃. Известен также ClF₅, получаемый фторированием ClF₃ при высокой температуре и давлении 25 Мн/м2 (250 кгс/см2). Бром и иод воспламеняются в атмосфере Фтора при обычной температуре, при этом могут быть получены BrF₃, BrF₅, IF₃, IF₂. Фтор непосредственно реагирует с криптоном, ксеноном и радоном, образуя соответствующие фториды (например, XeF₄, XeF₆, KrF₂). Известны также оксифториды ксенона.

Взаимодействие Фтора с серой сопровождается выделением тепла и приводит к образованию многочисленных фторидов серы. Селен и теллур образуют высшие фториды SeF₆ и TeF₆. Фтор с водородом реагируют с воспламенением; при этом образуется фтористый водород. Это радикальная реакция с разветвлением цепей: HF* + Н₂ = HF + Н₂*; Н₂* + F₂ = HF + Н + F (где HF* и Н₂* - молекулы в колебательно-возбужденном состоянии); реакция используется в химических лазерах. Фтор с азотом реагирует лишь в электрическом разряде. Древесный уголь при взаимодействии с Фтором воспламеняется при обычной температуре; графит реагирует с ним при сильном нагревании, при этом возможно образование твердого фтористого графита (CF)_Х или газообразных перфторуглеродов CF₄, C₂F₆ и других. С бором, кремнием, фосфором, мышьяком Фтор взаимодействует на холоду, образуя соответствующие фториды.

Фтор энергично соединяется с большинством металлов; щелочные и щелочноземельные металлы воспламеняются в атмосфере Фтора на холоду, Bi, Sn, Ti, Mo, W - при незначительном нагревании. Hg, Pb, U, V реагируют с Фтором при комнатной температуре, Pt - при температуре темнокрасного каления. При взаимодействии металлов с Фтор образуются, как правило, высшие фториды, например UF₆, MoF₆, HgF₂. Некоторые металлы (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) реагируют с Фтором с образованием защитной пленки фторидов, препятствующей дальнейшей реакции.

При взаимодействии Фтора с оксидами металлов на холоду образуются фториды металлов и кислород; возможно также образование оксифторидов металлов (например, MoO₂F₂). Оксиды неметаллов либо присоединяют Фтор, например SO₂ + F₂ = SO₂F₂, либо кислород в них замещается на Фтор, например SiO₂ + 2F₂ = SiF₄ + О₂. Стекло очень медленно реагирует с Фтором; в присутствии воды реакция идет быстро. Вода взаимодействует с Фтором: 2Н₂О + 2F₂ = 4HF + О₂; при этом образуется также OF₂ и пероксид водорода Н₂О₂. Оксиды азота NO и NO₂ легко присоединяют Фтор с образованием соответственно фтористого нитрозила FNO и фтористого нитрила FNO₂. Оксид углерода (II) присоединяет Фтор при нагревании с образованием фтористого карбонила: СО + F₂ = COF₂.

Гидрооксиды металлов реагируют с Фтором, образуя фторид металла и кислород, например 2Ва(ОН)₂ + 2F₂ = 2BaF₂ + 2Н₂О + О₂. Водные растворы NaOH и KOH реагируют с Фтором при 0°С с образованием OF₂.

Галогениды металлов или неметаллов взаимодействуют с Фтором на холоду, причем Фтор замещает все галогены.

Легко фторируются сульфиды, нитриды и карбиды. Гидриды металлов образуют с Фтором на холоду фторид металла и HF; аммиак (в парах) - N₂ и HF. Фтор замещает водород в кислотах или металлы в их солях, например НNО₃(или NaNO₃) + F₂ = FNO₃ + HF (или NaF); в более жестких условиях Фтор вытесняет кислород из этих соединений, образуя сульфурилфторид, например Na₂SO₄ + 2F₂ = 2NaF +SO₂F₂ + O₂. Карбонаты щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с Фтором при обычной температуре; при этом получаются соответствующий фторид, СО₂ и О₂.

Фтор энергично реагирует с органических веществами.

.

Водородные соединения галогенов (галогеноводороды) - бесцветные газы с резким запахом, дымящие во влажном воздухе. Они хорошо растворяются в воде, водные растворы их являются кислотами, носящими общее название - галогеноводородные кислоты. Соли галогеноводородных кислот (фториды, хлориды, бромиды и йодиды) могут быть получены при непосредственном соединении металлов с галогенами. По составу они однотипны и имеют сходные свойства. Так NaF, NaCl, NaBr, NaJ - белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Наряду со сходством у галогенов наблюдаются и определенные различия как в физических, так и в химических свойствах. Однако изменение этих свойств происходит закономерно с возрастанием атомного веса галогена. [ 1 ]

Водородные соединения галогенов - галогеноводороды HF, НС1, НВг и HI представляют собой бесцветные газы, хорошо растворяющиеся в воде. Из них HF - слабая кислота, а остальные галогеноводороды - сильные кислоты в водном растворе. [ 2 ]

Поэтому водородные соединения галогенов более устойчивы, чем кислородные. [ 3 ]

Поэтому водородные соединения галогенов более устойчивы, чем кислородные. Окислительно-восстановительные свойства и различия в химическом поведении галогенов легко понять, сравнивая эти свойства в зависимости от изменения заряда ядра при переходе от фтора к иоду. В ряду F, С1, Вг, I наибольшим радиусом атома (и, следовательно, наименьшим сродством к электрону) обладает иод, поэтому он характеризуется менее выраженными окислительными свойствами, чем бром, хлор и фтор. [ 4 ]

Для водородных соединений галогенов разрешено использовать следующие названия: фтороводород, хлороводород, бро-моводород и иодоводород. Названия типа хлороводородная кислота относятся к водным растворам галогеноводор

Образование водородных соединений галогенов идет с большим выделением тепла, чем кислородных, поэтому водородные соединения устойчивее кислородных. Из кислородных соединений наиболее устойчивы соли кислородных кислот и наименее устойчивы оксиды. [ 6 ]

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: HF - фтороводородная (плавиковая), НС1 - хлороводородная (соляная), НВг - бромоводородная, HI - иодоводород-ная. [ 7 ]

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: HF - фтороводородная (плавиковая), НС1 - хлороводородная (соляная), НВг - бромводородная, HI - иодоводородная. [ 8 ]

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: HF - фтороводородная (плавиковая), НС1 - хлороводородная (соляная), НВг - бромьодородная, HI - иодоводородная.

Какими общими свойствами обладают водородные соединения галогенов. [ 10 ]

Этим они отличаются от водородных соединений галогенов или группы кислорода. [ 11 ]

Как и в подгруппе VIA, у водородных соединений галогенов сила кислот, получающихся при растворении в воде, увеличивается по мере уменьшения электроотрицательности элемента по ряду HF, HC1, HBr, HI противопо - ложно изменению электрических моментов диполей молекул НЭ. Здесь большую роль играет значительное уменьшение прочности связи Н - Э по тому же ряду. [ 12 ]

Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Этим пользуются для извлечения Вг2 и 12 из различных смесей. [ 1 ]

Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Этим пользуются для извлечения Вг2 и 1.2 из различных смесей. [ 2 ]

Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Этим пользуются для извлечения Вг2 и 12 из различных смесей. [ 3 ]

Растворимость галогенов в различных растворителях может служить хорошей иллюстрацией ранее рассмотренного нами правила подобное растворяется в подобном 1 (см. § 3, гл. Действительно, так как молекулы галогенов неполярны, то все галогены2 мало растворимы в воде и гораздо лучше растворимы в неполярных органических растворителях, например в бензоле, четыреххло-ристом углероде. [ 4 ]

Растворимость галогенов в воде различна. Раствор фтора в воде получить нельзя, так как он с водой взаимодействует. В одном объеме воды растворяется 2 3 объема хлора при 20 С. Желто-зеленый раствор хлора в воде называют хлорной водой. Раствор брома в воде окрашен в красно-бурый цвет и называется бромной водой. Йодную воду обычно приготавливают, добавляя в воду небольшое количество иодида калия. [ 5 ]

Растворимость галогенов в воде различна. Раствор фтора в воде получить нельзя, так как он с водой взаимодействует. В одном объеме воды растворяется 2 3 объема хлора при 20 С. Желто-зеленый раствор хлора в воде называют хлорной водой. Раствор брома в воде окрашен в красно-бурый цвет и называется бромной водой. Йодную воду обычно приготавливают, добавляя в воду небольшие количества поднда калия. [ 6 ]

Растворимость галогенов в воде различна. Раствор фтора в воде получить нельзя, так как он с водой взаимодействует. В одном объеме воды растворяется 2 3 объема хлора при 20 С. Желто-зеленый раствор хлора в воде называют хлорной водой. Раствор брома в воде окрашен в красно-бурый цвет и называется бромной водой. Йодную воду обычно приготавливают, добавляя в воду небольшие количества иодида калия. [ 7 ]

Растворимость галогенов в воде различна. Раствор фтора в воде получить нельзя, так как он с водой взаимодействует. В одном объеме воды растворяется 2 3 объема хлора при 20 С. Желто-зеленый раствор хлора в воде называют хлорной водой. Раствор брома в воде окрашен в красно-бурый цвет и называется бромной водой. Йодную воду обычно приготавливают, добавляя в воду небольшое количество иодида калия. [ 8 ]

Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Этим пользуются для извлечения Вг2 и 12 из различных смесей. [ 9 ]

Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Этим пользуются для извлечения Вг2 и I, из различных смесей. [ 10 ]

Неполярный ковалентный тип связей в молекулах галогенов соответствует их хорошей растворимости в неполярных растворителях, причем растворы не проводят электрический ток и молекулы в них не ассоциированы. Растворимость галогенов в воде незначительна. Растворы в неполярных растворителях окрашены так же, как галогены в свободном состоянии. При наличии у молекул растворителя донорных свойств (основание) окраска растворов меняется. [ 1