План лекции: Международная система единиц Атомно-молекулярное учение Стехиометрия химических реакций

Соединения со степенью окисления брома, иода и астата -1. Бром, иод и астат с менее электроотрица­тельными, чем они сами, элемента­ми образуют бромиды, иодиды и астатиды. Связь Э — Hal в ряду фторид — хлорид — бромид — иодид — астатид для одного и того же элемента Э ослабевает и наблю­дается общее уменьшение устойчи­вости соединений. Об этом, в част­ности, свидетельствует сравнение стандартных энтальпий и энергий Гиббса образования галидов одно­го и того же элемента. В отличие от фторидов броми­ды и иодиды известны главным об­разом для элементов низких степе­ней окисления. Например, фтори­ды и хлориды известны для всех степеней окисления урана (UCl₃, UCI₄, UC1₅, UCl₆), тогда как бро­миды и иодиды известны лишь для U (III) и U (IV) (UBr₃, UBr₄ и UI₃, UI₄).
Как фториды и хлориды, бромиды и иодиды могут быть ионными, ионно-ковалентными и ковалентными соединениями. Преимуществен­но ионными являются бромиды и иодиды щелочных и щелочноземель­ных металлов, тогда как бромиды и иодиды неметаллических элемен­тов преимущественно ковалентные. В ряду галидов одного и того же элемента с повышением степени его окисления усиливается ковалентный характер связи.
Большинство бромидов и иодидов хорошо растворимо в воде. Исключение, как и в случае хлоридов, составляют AgЭ, АuЭ, СuЭ, РbЭ₂ и некоторые другие. Растворимость в воде ионных галидов изменяется следующим образом: иодид > 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, порядок соблюдается у галидов щелочных и щелочноземельных металлов и лантаноидов. В последних двух случаях фториды практически нерастворимы. Для галидов, в кристаллах которых в достаточной мере проявляется ковалентная связь, растворимость фторида может сказаться большой, а растворимость иодида малой, как, например, в случае Ag (I) и Hg (II).
Подобно гидридам, фторидам и хлоридам, бромиды и иодиды в зависимости от природы элемента в положительной степени окисления могут быть основными (галиды щелочных и щелочноземельных металлов) и кислотными (галиды неметаллических элементов). Примеры бромидов и иодидов разной химической природы и их поведение при гидролизе приведены ниже:
КВr + НОН ↔ реакция практически не идет;
NaI +HOH ↔ то же;
основный
ВВr₃ + 3НОН = Н₃ВО₃ + 3НВr;
РI₃ + 3НОН = Н₃РО₃ + 3HI.
кислотный
Различие в химической природе бромидов и иодидов проявляется также в реакциях типа:
КВr + А1Вr₃ = К[А1Вr₄],
2КI + HgI₂ = K₂[H_BI₄].
основный кислотный
Такие реакции между бромидами или иодидами протекают реже, чем между соответствующими фторидами или хлоридами, к тому же высшие координационные числа комплексообразователей обычно не достигаются.
В обычных условиях бромид и иодид водо­рода — газы. Они очень хорошо ра­створимы в воде; их растворы— силь­ные кислоты (называемые соответст­венно бромистоводородной и йодистоводородной). В ряду HF — НС1 — НВr — HI сила кислот увеличивается, что в основном определяется уменьшением в этом ряду прочности связи Н — Наl Особо прочная связь в молекуле HF, поэтому плавиковая кислота значительно слабее других галогеноводородных кислот.
С увеличением межъядерного расстояния и уменьшением энергии связи в ряду HF - НС1 – НВr - HI устойчивость молекул снижа­ется. В этом же ряду возрастает восстановительная активность.
Отсюда следует, что HF и НС1 с H₂SO₄ не реагируют, a HI вступа­ет в окислительно-восстановительное взаимодействие. Так же галогеноводороды относятся к концентрированной серной кислоте: HF и HCl с концентрированной H₂SO₄ не взаимодействуют, НВr восстанав­ливает H₂SO₄ при нагревании до SO₂, a HI — до H₂S:
8HI (г) + H₂SO₄ (ж) = 4I₂ (т) + H₂S (г) + 4Н₂О (ж).
Поэтому НВr и HI действием серной кислоты на их соли не получают. В отличие от фторида и хлорида водорода бромид и иодид водорода обычно получают гидролитическим разложением бромидов и иодидов фосфора.