cl2o7

Ответ от Ѐегина Гайнуллина[эксперт]
Кислородные соединения галогенов
Оба элемента - О и Г - электроотрицательные, прочных соединений не должно быть.
2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O. Оксид фтора.
Термодинамические данные для известных оксидов галогенов
Cl2O
ClO2
Cl2O7
ClO2
I2O5 (кр)
DHfo, кДж/моль
+79
+105
+251
?
-183.3
Для брома термодинамических данных нет. Все оксиды, кроме I2O5, нестабильны, их образование из элементов сопровождается колоссальным уменьшением энтропии. Сл-но, их можно получать только косвенным путем. Высшие оксиды - путем дегидратации соответствующих кислородных кислот. Низшие:
2HgO + 2Cl2 ® Cl-Hg-O-Hg-Cl + Cl2O - ангидрид HClO
KClO3 + H2SO4 ® HClO3 + KHSO4
3HClO3 ® 2ClO2 + HClO4 + H2O бурый газ, диспроп. в воде
2ClO2 + 2O3 ® Cl2O6(ж)
Значение имеют только оксосоединения галогенов в растворе
Кислота
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
Название
хлорноватистая
хлористая
хлорноватая
хлорная
Соли
гипохлориты
хлориты
хлораты
перхлораты
увеличивается сила кислот®
¬увеличивается окислительная активность
Для брома - HBrO, HBrO3, HBrO4 - последняя очень неустойчива, получается: NaBrO3 + XeF2 + H2O ® NaBrO4 + 2HF + Xe
Для иода - HIO - амфотерная, HIO«H+ + IO-; HIO«I+ + OH-;
HIO3, H5IO6 - иод большой, предпочитает иметь вокруг себя октаэдрическое окружение, sp3d2-гибридизация, двухосновная кислота.
Окислительно-восстановительные свойства.
Кислота ClO4- +1.19 ClO3-+1.21 HClO2+1.645 HClO+1.63 Cl2 +1.36 Cl-
BrO4-+1.76 BrO3- +1.45 HBrO+1.56 Br2 +1.06 Br - H5IO6 +1.601 IO3- +1.14 HIO +1.45 I2 +0.54 I-
Щелочь ClO4- +0.36 ClO3- +0.33 ClO2- +0.66 ClO- +0.81 Cl2+1.36 Cl-
BrO4- BrO3- +0.54 BrO- +0.45 Br2+1.06 Br -
H3IO62-+0.7 IO3- +0.56 IO- +0.45 I2 +0.54 I-
Такие цепочки потенциалов удобны для рассмотрения стабильности окисленных и восстановленных форм в растворе. При этом они дают возможность вычислить потенциал любого перехода, не только ближайшего. Действительно, DGo= -nFEo; DGo - функция состояния, т. е. он аддитивен: DGo1-n = SDGo = S-niEio. Отсюда:
Поскольку слева стоят окисленные формы, а справа - восстановленные, можно легко понять, что для диспропорционирования нужно, чтобы потенциал справа от рассматриваемого иона был больше, чем слева.
Рассмотрим на примере хлора в кислой среде.
ClO4- воду не окисляет, следовательно стабилен (окисляться ему некуда, диспропорционировать тоже). ClO3- - Eo(ClO3-/HClO) = 1.43(вычислили сами)
Следовательно, он окисляет воду и диспропорционирует. HСlO2 активно окисляет воду и диспропорционирует. HClO - самый сильный окислитель, окисляет воду и диспропорционирует на Cl2 и HClO3. Cl2 слабо окисляет воду и не диспропорционирует. Иными словами, в кислой среде стабильны лишь ClO4- и Cl-. В щелочной среде ClO- несколько более стабилен (отбеливатели всегда щелочные) .
Сами убедитесь, что при рН=0 устойчивы только Br2 и Br -, HIO3, I2 и I-; в щелочной стабилизируются BrO3-, IO3-, IO-, но диспропорционируют Br2 и I2.
Почему вниз по группе наблюдается немонотонность изменения потенциала для высшей степени окисления? Вторичная периодичность. Для реализации высшей степени окисления надо возбудить s-электрон, перенести его на d-орбиталь. У s-электронов есть плотность вблизи ядра. Вытащить нужно всю электронную плотность из-под верхних оболочек. При переходе от хлора к брому появляется заполненная 3d-оболочка. Из под нее трудно достать электроны, она плотная, тем легче они возвращаются, тем менее стабильна гидроксоформа. При переходе к иоду также появляется еще одна d-оболочка, но получаем стабилизирующий эффект за счет октаэдрического окруж
Источник: