Лабораторные работы по "Неорганической химии"

Теоретическая часть:

В основном состоянии  атомы галогенов имеют электронную  конфигурацию ns2np5, где n-главное квантовое число.

Галогены - типичные неметаллы, под действием восстановителей  превращающиеся в галогенид-ион  Г ^-. Ионный характер галогенидов несколько ослабевает с ростом порядкового номера, что является следствием уменьшением ЭО. В соединениях с более ЭО элементами галогены проявляют положительные степени окисления

Соединения галогенов  в положительных степенях окисления  проявляют окислительные свойства. Согласно значениям стандартных потенциалов для Г⁺¹ окислительная активность меняется в ряду Cl>Br>I, для Г⁺⁵ – в ряду Br~Cl>I, а для Г⁺⁷ – в ряду Br>I>Cl, соответствующему вторичной периодичности. Кинетически наиболее лабильными являются соединения иода – иодаты и периодаты.

Свойства  галогеноводородов

Фтор – исключительно активный элемент, является только окислителем.

Кислородные соединения галогенов – сильные окислители, способные окислить ряд металлов, неметаллов и их соединения.

Взаимодействие  галогенов с водой

H2O +Г2 = HГO +HГ

Взаимодействие со щелочами

2NaOH +Cl2 =NaCl +NaOCl +H2O

6NaOH +3Cl2 =(t) 5NaCl +NaClO3 +3H2O

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

                                     CaOCl2 +H2O

2KOH +Cl2 =KCl +KClO +H2O

Взаимодействие  с кислотами

H2SO4

                   +Г2 ≠

HNO3     

I2 +10HNO3(конц) =2HIO3 +10NO2 +4H2O

Галогеноводороды реагируют с  серной и азотной кислотами, при  этом образуется кислоты с положительными степенями окисления галогенов.

Оксокислоты галогенов при температуре  разлагаются.

Для кислот НГО, НГО2, НГО3 характерны реакции диспропорционирования.