оксиды галоген

Кислотные свойства в наибольшей степени выражены у оксидов хлора, так как разность электроотрицательностей хлора и кислорода наименьшая (разд. 35.2.1). В соответствии с общими закономерностями С /) дает наиболее сильную кислоту (табл. В.26). Следует учитывать также свойства воды как растворителя. В таблице В.26 указаны продукты, образующиеся при взаимодействии оксидов галогенов с водой. Свойство оксидов, а следовательно, и кислородных кислот образовывать соединения полимерного типа в соответствии с общими правилами (разд. 35.2.1) наиболее типично для иода. Перечень извест- [c.503]

Все реально существующие оксиды хлора, брома и иода являются окислителями в гетерогенных реакциях. Оксиды галогенов в водном растворе вряд ли принимают непосредственное участие в окисли-тельно-восстановительных реакциях. Вначале они взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот, которые затем и выполняют функции окислителя. Оксид I2O5 применяют для обнаружения и количественного определения монооксида углерода в воздухе [c.340]

Оксиды галогенов — полярные молекулярные вещества, в которых атомы галогенов (кроме фтора) имеют положительные степени окисления. [c.503]

Степень окисления - -3 также неустойчива. Оксиды галогенов в этой степени окисления неизвестны. Хлор образует малоустойчивую хлористую кислоту НСЮг, тогда как для брома и иода подобные соединения не известны. [c.503]

При последовательном переходе от элементов главной подгруппы I группы к элементам главной подгруппы УП группы химическая связь в оксидах изменяется от ионной (в оксидах щелочных и щелочноземельных металлов) до типично ковалентной (в оксидах галогенов, серы, азота, углерода), а кристаллические решетки — от типично координационных до молекулярных. Поэтому оксиды элементов главных подгрупп, расположенных в правой части периодической таблицы, особенно вверху, являются при обычных условиях либо газами, либо довольно летучими твердыми и жидкими веществами, в то время как оксиды элементов главных подгрупп I, II, III и, если не считать углерод, IV групп — нелетучие при обычных условиях твердые вещества, часто весьма тугоплавкие (например, оксид алюминия). [c.184]

НЫХ ОКСИДОВ галогенов приведен в табл. В.26. Их химические реакции не имеют особого практического значения. [c.505]

Осторожно Оксиды галогенов (за некоторыми исключениями) весьма реакционноспособны и склонны к разложению со взрывом. Некоторый интерес представляет реакция образования СЮг- [c.511]

Какой тип химической связи преимущественно имеет место в молекулях галогеноводородов, галогенидов щелочных металлов и оксидов галогенов [c.131]

Открытие периодического закона. К середине XIX в. был накоплен достаточно богатый экспериментальный материал, характеризующий свойства химических элементов и их соединений. Было установлено, что способность проявлять основные свойства принадлежит в первую очередь оксидам элементов, называемых щелочными металлами, и — в несколько меньшей степени — оксидам элементов, называемых щелочноземельными металлами способность проявлять кислотообразующие свойства принадлежит в первую очередь оксидам галогенов и других неметаллических элементов. Было известно также о существовании элементов с промежуточными свойствами, у высших оксидов которых проявляются кислотообразующие свойства, а у низших оксидов, хотя и не очень явно, — основные. Эти характеристики химических элементов оценивались тогда только качественно, так как в то время еще не были известны количественные [c.21]

Соединения элементов с кислородом. Соединения двух элементов, один из которых кислород, называются оксидами или окислами. Кислород является в них электроотрицательной частью, кроме ОРг. Номенклатура рекомендует внедрять эти названия, применяя исключительно их в качестве групповых названий (оксиды щелочных металлов, оксиды хрома, оксиды галогенов), [c.5]

Кальций, легкий щелочноземельный серебристо-белый металл. Плотность кальция при 20°С—1,55-10 кг/м , температура плавления 842°С, температура кипения 1495°С. Это довольно химически активный металл. Он способен воспламеняться в сухом воздухе при 300 °С, в присутствии влаги активно взаимодействует с кислородом воздуха, с хлором и бромом. Кальций энергично вступает в реакции с большинством кислот за исключением концентрированных серной и азотной а при нагревании-— с фтором, серой, водородом, азотом, углеродом, фосфором, сульфидами, оксидами, галогенами. С рядом металлов образует интерметаллические соединения. [c.240]

Дж/(моль-К) т-ра самовоспламенения 44°С. Степень окисл. +5, -ЬЗ и —3. Легко окисляется кислородом до оксидов, галогенами — до галогенидов и оксигалогенидов (в присут. Ог) при сплавлении (т-ра > 100 °С) с S образует сульфиды, при нагрев, с металлами — фосфиды. [c.629]

Г алогены неохотно вступают в реакцию с газообразным кислородом. Хотя некоторые оксиды галогенов удается синтезировать непрямыми методами, удобнее получать оксианионы галогенов в растворах. В элементарном состоянии галогены растворяются в основных растворах, образуя при комнатной температуре смесь галогенид- и гипогалогенит-ионов [c.373]

Обосновать невозможность получения оксидов галогенов их прямым взаимодействием с кислородом. [c.118]

Прочность оксидов (количественно характеризуемая энергетическим эффектом реакции их образования) в конце каждого периода уменьшается, и в итоге почти все оксиды галогенов экзотермически разлагаются до простых веществ, т. е. это непрочные соединеиия, легко отдающие кислород. [c.185]

По стандартным энтальпиям образования оксидов галогенов определить, возможен ли в стандартных [c.113]

При нагревании все оксиды галогенов разлагаются на галоген и Ог. [c.333]

В отличие от других оксидов галогенов СЬО обладает низкой химической активностью. Например, капли его, попадая на бумагу, испаряются без взрыва, он не взаимодействует в обычных условиях с 4, 5в и Вгг. [c.334]

Как протекает термическое разложение оксидов галогенов [c.342]

Открытие периодического закона. К середине XIX в. был накоплен достаточно богатый экспериментальный материал о свойствах химических элементов и их соединений. Так, было установлено, что оксиды щелочных и щелочноземельных металлов проявляют основные свойства, а оксиды галогенов и других неметаллических элементов— кислотообразующие свойства. Было известно также о существовании элем М1тов с промежуточными свойствами, высшие оксиды которых являются кислотообразующими, а низише — основными. Эти свойства химических элементов могли быть оценены тогда только качественно. Наряду с этим такие свойства химических элементов, как, например, атомные массы, валентность и некоторые другие, уже определяли количественно и весьма точно. [c.34]

Оксиды элементов главных подгрупп со значительным парциальным зарядом на атоме кислорода являются ионными соединениями (НагО, СаО). Соединения с немного меньшим парциальным зарядом на атоме кислорода имеют полимерное строение, причем связь элемент — кислород в них приобретает в значительной степени ковалентный характер (В2О3, SiOj). И наконец, оксиды с атомами кислорода, на которых сосредоточен очень небольшой отрицательный заряд, представляют собой молекулярные вещества (Р4О10, СО2, оксиды азота, серы и некоторые оксиды галогенов). [c.472]

I jOs — белый кристаллический порошок, из всех оксидов галогенов наиболее устойчивый оксид, лшпь при - 300 °С разлагается на 2 и Оо. В реакции с водой образует йодноватую кислоту [c.343]

Галогениды ЭГ нередко восстанавливаются водородом легче, чем оксиды ЭО, так как первый процесс сопровождается большим изменением (увеличением) энтропии. Из всех галогенидов ЭГ наименее прочны иодиды Э1я (на этом основан иодндиый способ очистки металлов, см. разд. 8.2). Так как для процесса взаимодействия оксидов (/-элементов с галогенами Ая >0 и А5 < О, то прямое вытеснение кислорода из оксидов галогенами исключено. Чтобы осуществить процесс взаимодействия оксндя с галогеном, необходимо связывать кислород подходящим реагентом, что дает выигрыш в энергии Гиббса реакции, а часто и рост энтропии. Так, если первая из указанных ниже реакций невозможна, то вторая осуществима [c.481]

Кислородные соединения галогенов — неустойчивые соединения. Крайне неустойчивы оксиды галогенов (кроме оксидов йода как менее металлоидного элемента). Большинство кислородных кислот известно только в растворе наиболее устойчивы НЮз и НзЮб НС1О4 — взрывоопасная жидкость. НСЮз и НЮз можно получить в растворе с концентрацией не более 40 и 50 мас.% соответственно. [c.423]

НВгОз — бромноватая кислота — существует только в растворе, а йодноватая кислота НЮз выделена в свободном состоянии и представляет собой бесцветные кристаллы с <пл = 110°С. НВгОз и ее соли — броматы — по окислительной активности приближаются к соответствующим производным хлора. Окислительные свойства йодноватой кислоты и иодатов заметно меньше. Кислоты НВгОз (рКц 0,7) и НЮз рКя 0,8) относятся к разряду сильных кислот. Йодноватой кислоте отвечает оксид I2O5 — бесцветные кристаллы, плавящиеся при 300°С с разложением. Это самый устойчивый оксид среди оксидов галогенов (ДЯ gg = [c.471]

Ф. присоединяют по двойной связи неорг. оксиды, галоген-алканы и галогеналкены, гипофториты и др., напр. [c.205]

Оксиды галогенов и межгалогенные соединения — высокотоксичные вещества. Триоксохлораты щелочных металлов относят к кровяным ядам, вызывающим распад эритроцитов, кроме того, они взрывоопасны, пропитывая текстильные и кожаные изделия, придают им способность к самовозгоранию. Тетраоксохлорат (УП) аммония NH4 104 способен к самовоспламенению уже при 40 С. Особенно опасны смеси КСЮз и фосфора. [c.342]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология