Элементы VIIA группы

В природе бром и йод встречаются только в виде соединений, которые сопутствуют минералам хлора, в морской воде. Бром имеет два природных изотопа: 79Br и 82Br, у йода один изотоп - 127I. Астат в природе практически не встречается.

В природе бром почти всегда встречается вместе с хлором в виде изоморфной примеси в природных хлоридах (до 3 % в сильвине KCl и карналлите KCl·MgCl2·6H2O). Собственные минералы брома: бромаргирит AgBr, бромсильвинит KMgBr3·6H2O и эмболит Ag(Br, Cl) - встречаются редко и промышленного значения не имеют. Они были открыты гораздо позже элементарного брома (например, бромаргирит был открыт в Мексике в 1841 г.). Кларк (среднее содержание в земной коре) брома в земной коре составляет 2,1·10-4 %.

Большое количество брома содержится в гидросфере Земли (около 3/4 от имеющегося в земной коре): в океанах (6,6·10-3 %), соляных озерах, подземных рассолах и грунтовых водах. Наибольшая концентрация растворенных бромидов (около 6 мг/л) отмечена в воде Мертвого моря, а общее количество брома в нем оценивается в 1 млрд. тонн. Вместе с брызгами соленой воды соединения брома попадают в атмосферу. Бром есть и в живых организмах. Содержание брома в живой фитомассе составляет 1,6·10-4 %. В человеческом теле средняя концентрация брома составляет около 3,7 мг/кг, большая часть его сосредоточена в мозге, печени, крови и почках. Среди неорганических анионов, входящих в состав крови бромид-ион занимает пятое место по количеству после хлорида, гидрокарбоната, фосфата и сульфата; его концентрация в плазме крови находится в пределах 20-150 мкмоль/л. Намного больше брома содержится в морской воде, в водах минеральных источников, в морских водорослях. Известны некоторые губки, моллюски и кораллы, тела которых состоят главным образом из органических соединений брома. Высоко ценившийся в древности краситель пурпур добывался из некоторых видов морских моллюсков.

Астат является наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится всего 70 мг астата. Постоянное присутствие астата в природе связано с тем, что его короткоживущие радионуклиды (215At, 218At и 219At) входят в состав радиоактивных рядов 235U и 238U. Скорость их образования постоянна и равна скорости их радиоактивного распада, поэтому в земной коре содержатся сравнительно постоянное равновесное количество изотопов астата.

Простые вещества.

Бром - единственный неметалл, жидкий при комнатной температуре. Бром представляет собой тяжелую красно-бурую жидкость с неприятным запахом (плотность при 20 °C - 3,1 г/см3, температура кипения - 59 °C), пары брома имеют желто-бурый цвет. При температуре -7,2 °C бром затвердевает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском.

Йод - кристаллическое вещество черно-фиолетового цвета с металлическим блеском. Кристаллическая решетка относится к молекулярному типу, элементарная ячейка - кубическая гранецентрированная, молекулы I2 располагаются слоями. Плотность йода 4,94 г/см3, температура плавления - 113,5 °С, температура кипения - 184,5 °С. При обычной температуре йод испаряется, образуя резко пахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании йод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки йода в лабораториях и в промышленности. Йод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо растворяется в сероуглероде и органических растворителях (бензоле, спирте), а также в водных растворах йодидов.

Астат - твёрдое вещество сине-чёрного цвета, по внешнему виду похожее на йод (температура плавления - 411 °C, температура кипения (возгонки) - 299 °C). Для него характерно сочетание свойств неметаллов (галогенов) и металлов (полоний, свинец и другие). Как и йод, астат хорошо растворяется в органических растворителях и легко ими экстрагируется. По летучести немного уступает йоду, но также может легко возгоняться. Ввиду малого количества доступного для изучения вещества, физические свойства этого элемента плохо изучены и, как правило, построены на аналогиях с более доступными элементами.

Шкала степеней окисления брома

Химические свойства брома

Бром является сильным окислителем, он непосредственно реагирует почти со всеми неметаллами (за исключением инертных газов, кислорода, азота и углерода) и многими металлами, эти реакции зачастую сопровождаются воспламенением (например, с фосфором, сурьмой, оловом):

2S + Br2 = S2Br2,

2P + 3Br2 = 2PBr3,

PBr3 + Br2 = 2PBr5,

2Al + 3Br2 = 2AlBr3,

Ni + Br2 = NiBr2.

Многие металлы медленно реагируют с безводным бромом из-за образования на их поверхности пленки бромида, нерастворимого в броме. Из металлов наиболее устойчивы к действию брома (даже при повышенных температурах и в присутствии влаги) серебро, свинец, платина и тантал. Золото, в отличие от платины, легко реагирует с ним, образуя AuBr3.

В водной среде бром окисляет нитриты до нитратов, аммиак до азота, йодиды до свободного йода, серу и сульфиты до серной кислоты:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr,

3Br2 + S + 4H2O = 6HBr + H2SO4.

Бром умеренно растворим в воде (3,58 г в 100 г при 20 °С), при охлаждении этого раствора до 6 °C из него выпадают гранатово-красные кристаллы клатратного гидрата брома состава 6Br2·4H2O. Растворимость брома существенно возрастает при добавлении бромидов за счет образования прочных комплексных соединений:

KBr + Br2 = KBr3.

В водном растворе брома (бромной воде) существует равновесие между молекулярным бромом, бромид-ионом и оксокислотами брома:

Br2 + H2O = HBr + HBrO.

В насыщенном растворе бром диссоциирован на 0,85 %, в 0,001 М растворе - на 17 %.

При хранении бромной воды на свету она постепенно разлагается с выделением кислорода из-за фотолиза бромноватистой кислоты:

2HBrO + hv = 2HBr + O2.

При взаимодействии брома с растворами щелочей образуются соответствующие бромиды и гипобромиты (на холоду) или броматы (при нагревании):

Br2 + 2NaOH = NaBr + NaBrO + H2O,

3Br2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O.

При взаимодействии с органическими соединениями, содержащими двойную связь, бром присоединяется, образуя соответствующие дибромпроизводные:

C2H4 + Br2 > C2H4Br2.

Вследствие высокой химической активности брома, для его транспортировки используются цистерны с внутренней свинцовой или никелевой обкладкой. Малые объемы брома хранят в стеклянной посуде.

Шкала степеней окисления йода

Химические свойства йода

1. Химически йод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром. С металлами йод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя йодиды:

Hg + I2 = HgI2.

2. С водородом йод реагирует обратимо только при нагревании, образуя йодоводород:

I2 + H2 = 2НI.

3. Йод менее сильный окислитель, чем хлор и бром. Сероводород, тиосульфат натрия Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до I-:

I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6,

I2 + H2S = S + 2НI.

4. Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO3-:

I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.

5. При растворении в воде йод частично реагирует с ней по типу диспропорционирования, но равновесие смещено в сторону образования исходных веществ:

I2 + H2O = HI + HIO.

6. В растворах щелочей йод диспропорционирует:

I2 + 2KOH = KI + KIO + H2O (на холоду),

3I2 + 6KOH = 5KI + KIO3 + 3H2O (при кипячении).

7. О возрастании восстановительной способности по сравнению с хлором и бромом свидетельствует реакция с таким окислителем, как азотная кислота HNO3:

3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O.

Химические свойства астата и его соединения

1. При действии на водный раствор астата водородом в момент реакции образуется газообразный астатоводород HAt:

H2 + At2 = 2HAt.

2. Как галоген, реагируя с металлами и неметаллами с меньшей электроотрицательностью, образует астатиды:

2Li + At2 = 2LiAt - астатид лития,

2Tl + At2 = 2TlAt - астатид таллия;

(аналогично были получены BiAt3 - астатид висмута, NaAt - астатид натрия, MgAt2 - астатид магния, AgAt - астатид серебра, PtAt2 - астатид платины).

3. Астат в водном растворе восстанавливается SO2 (до астатоводорода), окисляется Br2 и азотной кислотой (до астатноватой кислоты):

At2 + 2H2O + SO2 = H2SO4 + 2HAt,

At2 + 6H2O + 5Br2 = 2HAtO3 + 10HBr,

At2 + 10HNO3 = 2HAtO3 + 10NO2 + 4H2O.

4. Астат в твёрдом состоянии может образовать астатистый сульфурил:

At2 + SO2 = SO2At2.

5. Астат вытесняется другими галогенами, которые являются более сильными окислителями:

2RbAt + I2 = 2RbI + At2.

6. Подобно другим галогенам астат реагирует с нитритами, образуя нитраты и астатоводород:

LiNO2 + At2 + H2O = LiNO3 + 2HAt.

Имеются сведения о перастатате лития и астатите стронция, которые получены при взаимодействии астатной и астатистой кислот с соответствующими оксидами:

Li2O + 2HAtO4 = 2LiAtO4 + H2O,

SrO + 2HAtO2 = Sr(AtO2)2 + H2O.

Астат, как металлы, осаждается из солянокислых растворов сероводорода (H2S):

2AtCl + H2S = 2HCl + At2S.

Вытесняется из раствора цинком или дихлоридом олова SnCl2 (свойства металла):

SnCl2 + 2AtCl = SnCl4 + At2,

Zn + 2AtCl = ZnCl2 +At2.

Известны межгалогенные соединения астата, например,

At2 + I2 = 2AtI - йодид астата,

а также органические соединения астата:

C2H6 + At2 = C2H5At + HAt.

Астатэтан также образуется при взаимодействии этанола с астатоводородом:

C2H5OH + HAt = C2H5At + H2O,

или при взаимодействии этилена с астатоводородом:

C2H4 + HAt = C2H5At.

Получены CH3At - метиластатид (астатметан), C6H5At - фениластатид (астатбензол).

Получение брома, йода и астата

Получают бром и йод окислением бромидов и йодидов (бромоводородную и йодоводородную кислоты не используют из-за большой стоимости этих веществ):

2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO4 + 5Br2 + 8H2O,

MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + Br2 + 2H2O.

В промышленности бром и йод получают электролизом водных растворов или расплавов бромидов и йодидов натрия или калия.

Сырьем для промышленного получения йода служат также нефтяные буровые воды, морские водоросли, а также маточные растворы чилийской (натриевой) селитры, содержащие до 0,4 % йода в виде йодата натрия. Для извлечения йода из нефтяных вод (содержащих 20-40 мг/л йода в виде йодидов) на них сначала действуют хлором или азотистой кислотой. Выделившийся йод либо адсорбируют активным углем, либо выдувают воздухом. На йод, адсорбированный углем, действуют едкой щелочью или сульфитом натрия. Из продуктов реакции свободный йод выделяют действием хлора или серной кислоты и окислителя, например дихромата калия. При выдувании воздухом йод поглощают смесью сернистого газа с водяным паром и затем вытесняют йод хлором. Сырой кристаллический йод очищают возгонкой.

Астат получают облучением металлических висмута или тория б-частицами высокой энергии с последующим отделением соосождением, экстракцией, хромотографией или дистилляцией, а также:

а) в результате радиоактивного распада франция:

22387Fr > 21985At + 42He;

б) бомбардируя ядрами углерода золото:

19779Au + 126C > 20985At.

Максимальная масса астата, с которой имели дело исследователи, составляла 2•10-8 г; концентрация астата в растворе обычно составляет 10-9 моль/л.

Применение брома, йода и астата

Бром применяют довольно широко. Первым известным применением соединений брома было производство пурпурного красителя. Его добывали еще во втором тысячелетии до нашей эры из моллюсков вида «мурекс», накапливающих бром из морской воды. Процесс извлечения красителя был очень трудоемок (из 8000 моллюсков можно получить всего 1 г пурпура) и позволить себе носить окрашенную им одежду могли только очень богатые люди. В древнем Риме носить ее могли только представители высшей власти, поэтому он получил название «королевский пурпур». Бромпроизводные индиго, синтезируемые искусственно, используются для окрашивания тканей (в основном, хлопковых) и сейчас.

В медицине используют бромиды натрия, калия, аммония, а также органические соединения брома, которые применяют при неврозах, истерии, повышенной раздражительности, бессоннице, гипертонической болезни, эпилепсии и хорее. Применять их - как средство от бессонницы, неврастении, переутомления - начали уже лет через десять после открытия брома. Особенно полезными, по мнению врачей, бромистые препараты оказывались при нарушении нормального соотношения между процессами возбуждения и торможения в коре головного мозга.

Применяемая в медицине настойка йода, т.е. раствор 2 % йода и 2,5 % йодида натрия в спирте, широко используется как антисептик для порезов и царапин. Йод важен для нормального функционирования щитовидной железы, поэтому поваренная соль с добавками йодида натрия или йодида калия является важным диетическим компонентом. Иногда йодид калия принимают для лечения зоба, который вызывается дефицитом йода в щитовидной железе. Йодоформ CHI3 применяют для дезинфекции одежды, так как он медленно выделяет свободный йод. В промышленности йод применяют для изготовления анилиновых красителей. Йодид серебра иногда используют в фотографии.

Весьма перспективным является 211At для лечения заболеваний щитовидной железы. Фармацевтический препарат «Астат-211» используется для лечения рака щитовидной железы. Имеются сведения, что радиобиологическое действие б-частиц астата на щитовидную железу в 2,8 раза сильнее в-частиц йода. При этом следует учесть, что с помощью роданид-иона астат можно вывести из организма. Логическим продолжением исследований с астатом следует считать работы синтезу радиофармпрепаратов на его основе. В этом плане чрезвычайно показательны опыты с мышами, которым привита асцитная опухоль. Было установлено, что при введении им в брюшную полость 211At, адсорбированного на частицах теллура, наблюдается увеличение продолжительности их жизни и даже полное излечение. Полученные результаты показали пример использования б-частиц 211At для терапевтических целей.

При попадании в организм астат концентрируется в печени. Как и йод, астат способен накапливаться в щитовидной железе. б-излучение астата поражает близлежащие ткани, приводит к нарушению их функции и в перспективе - к образованию опухолей. Кроме того, частичное накопление астата наблюдается в молочных желёзах. С целью избирательной доставки б-излучения к опухолевым клеткам разработаны методы связывания астата-211 с моноклональными антителами.

Биологическая роль брома, йода и астата.

В организме человека бром участвует в регуляции деятельности щитовидной железы, так как является конкурентным ингибитором йода. Некоторые исследователи полагают, что соединения брома участвуют в деятельности эозинофилов - клеток иммунной системы. Пероксидаза эозинофилов окисляет бромид-ионы до бромноватистой кислоты, которая помогает разрушать чужеродные клетки, в том числе и раковые. Недостаток брома в пище приводит к бессоннице, замедлению роста и уменьшению числа эритроцитов в крови. Ежедневное поступление брома в организм человека с пищей составляет 2-6 мг. Особенно богаты бромом рыба, злаки и орехи.

Бром - постоянная составная часть тканей животных и растений. Наземные растения содержат в среднем 7·10-4 % брома на сырое вещество, животные ~ 1·10-4 %.

Бром найден в различных секретах (слезах, слюне, поте, молоке, желчи). В крови здорового человека содержание брома колеблется от 0,11 до 2,00 мг. С помощью радиоактивного брома (82Вr) установлено избирательное поглощение его щитовидной железой, мозговым слоем почек и гипофизом. Введенные в организм животных и человека бромиды усиливают концентрацию процессов торможения в коре головного мозга, содействуют нормализации состояния нервной системы, пострадавшей от перенапряжения тормозного процесса. Одновременно, задерживаясь в щитовидной железе, бром вступает в конкурентные отношения с йодом, что влияет на деятельность железы, а в связи с этим - и на состояние обмена веществ.

Йод - необходимый для животных и человека микроэлемент. В почвах и растениях таёжно-лесной нечерноземной, сухостепной, пустынной и горных биогеохимических зон йод содержится в недостаточном количестве или не сбалансирован с некоторыми другими микроэлементами (Са, Mn, Cu); с этим связано распространение в этих зонах эндемического зоба. Среднее содержание йода в почвах около 3·10-4 %, в растениях около 2·10-5 %. В поверхностных питьевых водах йода мало (от 10-7 до 10-9 %). В приморских областях количество йода в 1 м3 воздуха может достигать 50 мкг, в континентальных и горных - составляет 1 или даже 0,2 мкг.

Поглощение йода растениями зависит от содержания в почвах его соединений и от вида растений. Некоторые организмы (так называемые концентраторы йода, например морские водоросли - фукус, ламинария, филлофора) накапливают до 1 % йода, некоторые губки - до 8,5 % (в скелетном веществе спонгине). Водоросли, концентрирующие йод, используются для его промышленного получения. В животный организм йод поступает с пищей, водой, воздухом. Основной источник йода - растительные продукты и корма. Всасывание йода происходит в передних отделах тонкого кишечника. В организме человека накапливается от 20 до 50 мг йода, в том числе в мышцах около 10-25 мг, в щитовидной железе в норме 6-15 мг. С помощью радиоактивных изотопов йода показано, что в щитовидной железе йод накапливается в митохондриях эпителиальных клеток и входит в состав образующихся в них алиго- и монойодтирозинов, которые конденсируются в гормон тетрайодтиронин (тироксин). Выделяется йод из организма преимущественно через почки (до 70-80 %), молочные, слюнные и потовые железы, частично с желчью.

Организм человека не только не нуждается в больших количествах йода, но и с удивительным постоянством сохраняет в крови постоянную концентрацию (10-5-10-6 %) йода, так называемое йодное зеркало крови. Большие дозы элементарного йода опасны, а доза в 2-3 г смертельна. В то же время в форме йодида допускается приём внутрь в больших дозах.

Астат при попадании в организм концентрируется в печени. Как и йод, астат способен накапливаться в щитовидной железе. б-излучение астата поражает близлежащие ткани, приводит к нарушению их функции и в перспективе - к образованию опухолей. Кроме того, частичное накопление астата наблюдается в молочных желёзах. С целью избирательной доставки б-излучения к опухолевым клеткам разработаны методы связывания астата-211 с моноклональными антителами.

Соединения брома, йода, астата (-1).

Бром, йод и астат с менее электроотрицательными, чем они сами, элементами образуют бромиды, йодиды, астатиды. Связь Э-Hal в ряду фторид - хлорид - бромид - йодид для одного и того же элемента обычно ослабевает. Преимущественно ионными являются производные щелочных и щелочноземельных металлов. Бромиды и йодиды неметаллических элементов являются преимущественно ковалентными. В ряду галогенидов одного и того же элемента с повышением его степени окисления усиливается ковалентный характер связи.

Растворимость в воде ионных галогенидов изменяется следующим образом: йодид > бромид > хлорид > фторид. Понижение растворимости в этом ряду объясняется тем, что фактором, определяющим растворимость, является энергия кристаллической решетки, которая с уменьшением ионного радиуса галогена возрастает. Этот порядок соблюдается у галогенидов щелочных и щелочноземельных металлов и лантаноидов. В последних двух случаях фториды практически нерастворимы. Для галогенидов, в кристаллах которых в достаточной мере проявляется ковалентная связь, растворимость фторида может оказаться большой, а растворимость йодида малой, как, например, для Ag(I) и Hg(II).

Большинство бромидов и йодидов хорошо растворяется в воде. Подобно гидридам, фторидам и хлоридам, бромиды и йодиды в зависимости от природы элемента в положительной степени окисления могут быть основными (галогениды щелочных и шелочноземельных металлов) и кислотными (галогениды неметаллических элементов). Гидролиз бромидов и йодидов разной химической природы приведен ниже:



КВr + НОН = реакция не идет,

NaI + НОН = реакция не идет,

ВВr3 + 3НОН = Н3ВО3 + 3НВr,

РI3 + 3НОН = Н3РО3 + 3HI.

При обычных условиях галогениды водорода - газы. Термическая устойчивость в ряду HF-HI уменьшается. Молекулы галогеноводородов полярны: в ряду HF-HCl-НВг-HI электрический момент диполя уменьшается, но поляризуемость молекул увеличивается. Поэтому в ряду HCl-НВr-HI температуры плавления и кипения галогенидов водорода повышаются. Бромид и йодид водорода очень хорошо растворимы в воде. Их растворы - сильные кислоты, называемые соответственно бромоводородной и йодоводородной. В ряду HF-HCl-НВr-HI сила кислот увеличивается, что в основном определяется уменьшением в этом ряду прочности связи Н-Hal. Особо прочная связь в молекуле HF, поэтому фтороводородная кислота значительно слабее других галогеноводородных кислот.

С увеличением межъядерного расстояния и уменьшения энергии связи в ряду HF-HCl-НВr-HI устойчивость молекул снижается. В этом же ряду возрастает восстановительная активность:

2HF + H2SO4 = реакция не идет,

2HCl + H2SO4 = реакция не идет,

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O,

8HI + H2SO4 = 4I2 + Н2S + 4H2O.

Аналогично, при взаимодействии концентрированной H2SO4 и KI образуется йод и сероводород H2S:

8KI + 5H2SO4 = 4I2 + 4K2SO4 + H2S + 4Н2О.



При окислении йодид-иона йодат-ионом в кислой среде также образуется йод:

5KI + KIO3 + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3Н2О.

Соединения брома (+1), йода (+1) и астата (+1)

Степень окисления +1 у брома и его аналогов проявляется в соединениях с более электроотрицательными галогенами и кислородом, например:

BrF BrCl Br2O IF ICl IBr

BrF2- BrCl2- BrO- IF2- ICl2- IBr2-

Бинарные соединения брома (I) и йода (I), кроме Вr2O, образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ. За исключением ICl, они очень неустойчивы, BrF, BrCl - газы (соответственно красного и желтого цвета), Вr2O - красно-коричневая жидкость, ICl (красный), IBr (серый) - легкоплавкие твердые вещества.

Бинарые соединения брома (I) и йода (I) являются кислотными соединениями. Об этом, в частности, свидетельствует их отношение к воде:

Вr2O + НОН = 2НВrO,

ICl + НОН = НIO + НСl.

Кислотная природа соединений проявлется также при взаимодействие с однотипными производными щелочных и щелочноземельных металлов, например:

KCl + ICl = K[ICl2].



Йодиды щелочных металлов очень склонны в растворах присоединять молекулы галогенов с образованием полигалидов.

Оксобромат (I) НВrО и оксойодат (I) водорода НIO известны только в разбавленных водных растворах. Их растворы, подобно НСlO, - слабые кислоты - бромноватистая и йодноватистая. Как и НСlO, при нагревании и на свету они разлагаются.

Производные брома (I) и йода (I) - сильные окислители.

Соединения брома (+3) и йода (+3)

Степень окисления +3 брома и йода проявляется в тригалогенидах и отвечающих им анионах:

BrF3 IF3 ICl3

[BrF4]- [IF4]- [ICl4]-

Оксиды Э(III) неизвестны, а отвечающие им анионы ВгO2- и IO2- неустойчивы и легко диспропорционируют. Для йода (III) известны устойчивые желтые соединения I(ClO4)3, I(NO3)3, I(IO3)3.

Гидролиз соединений Вr (III) и I (III) сопровождается диспропорционированием, например:

BrF3 + 2НОН = НВrО2 + 3HF,

3НВrO2 = 2НВrО3 + НВr,

3BrF3 + 6НОН = 2НВrO3 + НВr + 9HF.

Производные брома (III) и йода (III) - сильные окислители. Трифторид брома применяется как фторирующий агент.

Соединения брома (+5) и йода (+5). Бром и йод проявляют степень окисления +5 в следующих соединениях и отвечающих им анионах:



BrF5 BrO2F

IF5 IO2F I2O5

[IF6]- [IO2F2]- [BrO3]-

[BrF6]-

Фториды, оксид и оксофториды брома (V) и йода (V), а также оксид йода (V) бесцветны; BrI5, IF5, BrO2F - это жидкости, а I2O5 и IO2F - твердые вещества.

По кислотно-основным свойствам они являются кислотными. Более или менее энергично взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

I2O5 + Н2O = 2НIO3,

BrF5 + 3Н2O = НВrО3 + 5HF,

IO2F + Н2O = НIO3 + HF.

С основными соединениями они дают соли, например:

KF + IF5 = K[IF6],

6КОН + IF5 = K[IO3] + 5KF + 3H2O.

Производные [ЭО3]- называются броматами и йодатами. Анионы [ЭО3]- весьма устойчивы, поэтому именно их производные обычно образуются в водных растворах при действии на соединения брома, йода и астата сильных окислителей:

Вr2 + 5Сl2 + 6Н2O = 2НВrO3 + 10НСl,

At2 + 5НСlO + Н2O = 2НАtO3 + 5НСl.

Водные растворы НВrО3 и HIO3 - бромноватая и йодноватая кислоты. В ряду НСlO3-НВrО3-НIO3 кислотные свойства несколько ослабевают, а устойчивость, наоборот, повышается. Так, если НСlO3 существует только в растворе, то НIO3 можно выделить в свободном состоянии. Твердый триоксойодат (V) водорода - бесцветные кристаллы (Tпл = 110 °С). Его можно выделить действием серной кислотой на йодаты.

При нагревании йодноватая кислота разлагается с образованием I2O5 - наиболее устойчивого из оксидов галогенов:

2HIO3 = I2O5 + H2O.

Йодаты других элементов также значительно устойчивее соответствующих хлоратов и броматов. В частности, некоторые из йодатов встречаются в природе: KIO3 - как примесь к чилийской селитре, NaIO3 - в виде самостоятельного минерала лаутарита.

При сильном нагревании броматы и йодаты разлагаются, выделяя кислород.

Соединения брома (+7) и йода (+7)

В ряду соединений Cl(VII)-Вr(VII)-I(VII) отчетливо проявляется внутренняя перйодичность. В отличие от CI и I степень окисления +7 для Вr не характерна. В высшей степени окисления для йода известны гептафторид IF7, триоксофторид IO3F. Соединения брома это гептафторид BrF7 и производные иона BrO4-

Гептафториды BrF7 и IF7 - очень реакционноспособные газы. Триоксофторид йода IO3F - белое кристаллическое вещество. Эти фториды и оксофториды являются кислотными соединениями, о чем свидетельствует их гидролиз, например:

IF7 + 6Н2O = Н5IO6 + 7HF.

Гексаоксойодат (VII) водорода H5IO6 - бесцветное кристаллическое вещество растворимое в воде. Кислотные свойства H5IO6 (йодная кислота) выражены несравненно слабее, чем HClO4. При нейтрализации йодной кислоты обычно образуются кислые соли.

Гексаоксойодаты (VII) (перйодаты) получают из оксойодатов (V) либо при их диспропорционировании:

5Ва(IO3)2 = Ва5(IO6)2 + 4I2+ 9O2

либо при окислении хлором в щелочной среде

KIO3 + Сl2 + 6KОН = K5IО6 + 2KСl + 3Н2O

либо электролитическим путем.

Гексаоксойодат (VII) водорода получают действием серной кислоты на гексаоксойодат (VII) бария:

Ва5(IO6)2 + 5H2SO4 = 5BaSO4 + 2H5IO6.

Тетраоксоброматы (VII) (перброматы) образуются при окислении триоксоброматов (V) в щелочной среде, например, фтором:

NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O.

В свободном состоянии тетраоксобромат (VII) НВrО4 не выделен. Получены его водные растворы - бромная кислота. По силе она приближается к хлорной. Бромная кислота - сильный окислитель.

Соединения брома и йода в основном применяются в производстве лекарственных средств, в химическом анализе, в органическом синтезе.



5. Общие закономерности химии элементов VIIА группы и их соединений

1. Все элементы образуют двухатомные молекулы. Между молекулами Hal2 осуществляется ван-дер-ваальсово взаимодействие. В группе сверху вниз температуры кипения и плавления простых веществ увеличиваются.

2. Галогены проявляют свойства типичных неметаллов, являются сильными окислителями. Окислительная способность в ряду F2-Cl2-Br2-I2 уменьшается.

3. Элементы VIIА группы в соединениях проявляют степени окисления от -1 до +7. Фтор не проявляет положительных степеней окисления, т.к. является самым электроотрицательным элементом.

4. Устойчивость галогеноводородов в ряду НF-НCl-НBr-НI уменьшается, восстановительная способность увеличивается, сила кислот увеличивается. Фтороводород в жидком состоянии образует прочные межмолекулярные водородные связи, что обуславливает его высокие температуры кипения и плавления. Фтороводородная кислота, в отличии от других галогеноводородных кислот, является элетролитом средней силы.

5. Фтор образует с кислородом фториды, а остальные галогены -оксиды, проявляющие кислотный характер. Наиболее устойчивым из оксидов галогенов является I2O5.

6. Сила кислородсодержащих кислот разных галогенов в одинаковой степени окисления уменьшается в группе сверху вниз; сила кислородсодержащих кислот одного элемента увеличивается с увеличением степени окисления. 7. Для галогенов характерны межгалогенные (интергалогенные) соединения - соединения галогенов друг с другом, а также межгалогенные оксосоединения. 8. Весьма разнообразны органические производные галогенов. Они применяются для производства пластмасс, растворителей, ядохимикатов и др.

Размещено на Allbest.ru

...