Тема 4. Галогены

4.1. Общая характеристика семейства галогенов

Галогены("солерождающие")–элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: F, Cl, Br, I, At. Состояние валент­ных электронов их атомов ns²np⁵. Близость внешней электронной оболочки к завершению (не хватает одного электрона) объясняет ис­ключительно высокую химическую активность галогенов. Поэтому в природе галогены находятся в связанном состоянии, главным обра­зом в виде солей – галидов: NaCI, KCI, CaF₂, Na₃AIF₆, KCl·MgCl·6H₂О и др.

В ряду галогенов F–Cl–Br–I происходит закономерное уменьшение неметаллических свойств (увеличивается размер ато­ма, уменьшаются первая энергия ионизации и электроотрица­тельность. Если атом фтора во всех сое-динениях поляризован от­рицательно, то у иода уже имеются соединения, где его атом в ка­тионе или оксокатионе поляризован положительно: IOСlO₄ (IО)₂SО₄. В связи с указанной выше закономерностью положительная степень окисления характерна для галогенов с меньшей электроотрицатель­ностью, поэтому возможны такие два типа реакций, как:

2I⁻ + Cl₂ = I₂ + 2Сl⁻

I₂ + 2ClO₃⁻ = Cl₂ + 2IO₃^ˉ

Физические свойства простых веществ (агрегатное состояние, температуры плавления и кипения, растворимость, летучесть) опре­деляются в основном величиной вандерваальсовых сил между мо­лекулами, которые увеличиваются с ростом размеров и поляризуе­мости атомов галогенов. Неполярный тип связи в молекулах Г₂ обу­славливает их хорошую растворимость в неполярных растворителях (ССl₄, CHCI₃, С₂Н₅ОН и др.). За исключением фтора, который разла­гает воду

2F₂ + 2Н₂O = 4HF + O₂,

растворимость остальных галогенов в воде незначительна. Помимо реакции гидратации

Г₂ + nН₂O ⇄ Г₂ · nН₂O ,

в водном растворе галогенов идут реакции диспропорционирования с образованием галогенид-, гипогалогенит- и галогенат-ионов:

Г₂ + Н₂O ⇄ НГ + НОГ (низкая температура),

3OГ⁻ ⇄ 2Г⁻ + ГO₃⁻ (повышенная температура).

Простые вещества галогены в реакциях с металлами электроположительными неметаллами являются окислителями, понижая свою степень окисления до – 1. В подгруппе химическая активность, как и ряд физико-химических свойств простых веществ этих элемен­тов, закономерно изменяется. В ряду F₂–Cl₂–Br₂–I₂–At₂ окисли­тельная активность галогенов падает, соответственно возрастает восстановительная активность галогенид-ионов в ряду F⁻–Сl⁻–Вг⁻–I⁻–At⁻. Хлор, бром, иод и астат отличаются от фтора тем, что они могут проявлять и положительные степени окисления: + 1, (+ 2),+3, (+ 4), + 5, + 7.

Высокая реакционная способность молекулярного фтора явля­ется следствием небольшой величины энергии диссоциации молеку­лы F₂ (154кДж/ моль) и большой энергии связи в образующихся фто­ридах. Низкая энергия связи в молекуле фтора связана с отталкива­нием несвязывающих электронов (на двух разрыхляющих π-молекулярных орбиталях их находится четыре) при малых размерах атом фтора.

Фторид-ион способен давать устойчивые фторидные комплек­сы, во многих из них стабилизируются высшие степени окисления металлов: BF₄⁻, PF₆⁻, SiF₆²⁻, AlF₆³⁻, FeF₆³⁻, K₃[NiF₆], Rb₂[NiF₆], (NH₄)₃[ZrF₇]. В отличие от фтора более тяжелые галогены для обра­зования связей используют вакантные d-орбитали, что обуславлива­ет их более высокую ковалентность (OF₂, Cl₂O₇).

Газообразные галогеноводороды НГ представляют собой кова­лентные полярные молекулы, их растворы в воде имеют кислую ре­акцию

НГ + H₂O ⇆ Н₃O⁺ + Г⁻.

В водных растворах сила кислот по ряду HF, HCl, НВг, HI увеличивается, HF – самая слабая кислота из-за наличия прочных водородных связей (К_дис = 7·10⁻⁵).

Положительные степени окисления галогены проявляют в ки­слородных соединениях, в которых наиболее заметны различия га­логенов между собой. Неустойчивыми являются оксокислоты со сте­пенью окисления галогенов + 1 (НСlO) и +3 (НСlO₂), более стабильны кислородные соединения со степенью окисления галогенов + 5 (I₂O₅, НIO₃) и +7 (НСlO₄).

Различия в химии галогенов Cl, Вг и I обусловлены различием в строении предвнешнего электронного слоя: у атома хлора на предвнешнем уровне содержится 8 электронов, у атомов Вг и I – 18 элек­тронов.

Аналогия брома и иода с хлором в их кислородных соединениях выражена не столь полно, как в водородных: закономерные изме­нения свойств ограничены в основном кислотами типа НГО и НГO₃. В ряду галогенов Cl–Br–I: 1) сила кислот НГО и НГO₃ падает, так как растет разница в значениях электроотрицательности пары О–Г, и растет полярность связи О–Г по сравнению с Н–О; 2) ослабевают окислительные свойства, так как увеличивается устойчивость кислот. Оксосоединения семивалентных галогенов отличаются по свойствам: в растворе хлорная кислота – сильная кислота, концентрированная НСlO₄ – окислитель (анион СlO₄⁻ сильно искажается протоном); НВгO₄ – в растворе сильная кислота, Н₅IO₆ – слабее хлорной кислоты. В водном растворе перхлораты не проявляют окислительных свойств, а перброматы и периодаты используются в аналитической практике как окислители в водных растворах.

Кислородсодержащие кислоты галогенов, их соли отличаются друг от друга термической устойчивостью, окислительно-восстановительной активностью.

Влияние степени окисления галогена на кислотно-основные и окисли-тельные свойства оксокислот можно показать на примере оксокислот хлора, для которых приведены некоторые данные:

Кислота НClO HClO₂ HClO₃ HClO₄

Константа диссоциации К_д 3 ·10^-8 3·10^-2 ~ 10 ~ 10¹⁰

Длина связи Cl-O, Å 1,70 1,64 1,57 1,45

Энергия связи Сl–O

анионах [ClO_n]^-, кДж/моль 209 245 244 364

Электронная и графическая

формула HClO_n

Тип гибридизации атома хлора sP³ sP³ sP³ sP³

Форма аниона ClO⁻_n линейная Угловая Пирамидальная Тетраэдрическая

В кислотах НСlO_n, состав которых можно представить в видe

I II

H–O–ClO_n-1,

атом кислорода поляризован протоном Н⁺ и электроположительным атомом хлора Сl^m+. С ростом степени окисления хлора его поляризующее действие на кислород возрастает по сравнению с протоном. При этом связь II становится менее полярной, чем связь I, и поскольку в водном растворе диссоциация легче протекает по более полярной связи, сила кислот в ряду НСl−НСlO₂ −НСlO₃–НClO₄ увеличивается.

Окислительная способность оксокислот хлора связана с устойчивостью анионных комплексов СlO_n^-.

В ряду анионов СlO⁻–СlO⁻₂–СlO₃⁻ СlO₄⁻ увеличивается число электронов атома хлора, принимающих участие в σ- и π-связывании, уменьшается длина, увеличивается кратность и энергия связи Cl–O, повышается устойчивость аниона, уменьшается его окислительная активность. Проявлению окислительной способности более устойчи­вых анионов СlO₃⁻ и ClO₄⁻ способствует кислая среда, так как контраполяризация катионами Н⁺ нарушает устойчи-вость аниона. Необхо­димо ожидать, что окислительные свойства указанных ионов будут более отчетливо выражены у соответствующих кислот, чем у их со­лей.

Менее устойчивый гипохлорит-анион СlO⁻ проявляет окисли­тельные свойства и в кислой, и в щелочной среде.

По составу, строению и свойствам интересны межгалогенные соедине-ния, которые могут быть нейтральными или заряженными, например BrCl, IF₅, BrF₂⁺, I⁻₃. Нейтральные межгалогенные соедине­ния имеют состав XY_n, где X, Y - соответственно тяжелый и легкий атом галогена, n имеет нечетное значение: XY-ClF(r), BrF(r), BrCl(r), IС1(т), IВг(т); XY₃-ClF₃(ж), BrF₃(ж), ICl₃(т); XY₅-ClF₅(r), ВгF₅(ж), IF₅(_t); XY₇−IF₇.

Получить соединение XY_n можно, например, по следующим ре­акциям:

270 ⁰C

ClF₃ + F₂ = CIF₅,

t⁰

ClF + F₂ (изб.) = ClF₃ ,

350⁰

ClF₃ + F₂ = ClF₅

Соединения этого класса диамагнитны, полярны, являются окислителями, в воде гидролизуются:

-δ +δ

XY + H₂0 = HY + HOX

В газовой фазе межгалогенные соединения состоят из ковалентных мо-лекул, в жидкой фазе могут самоионизоваться, образуя полигалогенидные ионы:

2ICl ⇆ I⁺ + ICl₂^-

2BrF₃ ⇆ BrF₂^‒ + BrF₄^‒

Полигалогенидные ионы имеют состав Х_n⁻ (Вг₃⁻, I₃ ⁻, I₅⁻, I₇⁻, I₉⁻), XY_n⁻ (IBr₂⁻, IСl₂⁻, IСl₄⁻, IF₆⁻), XYZ_n⁻ (IBrF⁻, ICIBr⁻). Некоторые крупные анионы обнаруживаются в кристаллических солях (Rbl₉, CsICl₄) при кристаллизации МГ в присутствии избытка Г₂. Некоторые полигалогенид-ионы устойчивы в растворах. Так трииодид-анион I₃^- получает­ся при растворении молекуляр-ного иода в растворе иодида калия:

I ⁻ + I₂ = I₃^‒

Класс межгалогенных соединений дает примеры многообразия форм газообразных ковалентных молекул, в которых центральный атом(ц.а.) имеет различные координационные числа, что видно из приведенных ниже примеров

Частица I₃^‒, ICl₂^‒ IF₅ ClF₃

Число валентных электронов ц.а. 7 + 2 + 1 = 10 7 + 4 + 1 = 12 7 + 3 = 10

Тип гибридизации ц.а. SP³d SP³d² SP³d

Распределение поделенных и неподеленных пар в пространстве

Форма частицы Линейная Квадратная Т-образнаямолекула

Многообразие химических форм галогенов и их свойств позволяет ши-роко использозать простые вещества и соединения галогенов в быту, в меди-цине, в органическом и неорганическом синтезе, в различных отраслях про-мышленности, в сельском хозяйстве.

Высокая окислительная активность хлора (Cl₂) и некоторых соединений хлора (Сl₂, NaOCl, HOCl) позволяет применять их для очистки сточных вод, например, от цианидов:

CN^‒ + ОСl^‒ = CNO^‒ + Сl^‒,

CNO^‒ + 2Н₂O = СО_з^2‒ + NH₄⁺ ,

2CNO^‒ + ЗОСl^‒ + 2Н⁺ = 2СO₂↑ + N₂↑ + ЗСl^‒ + Н₂O (рН ~ 6,6)

Из рис. 7 видно, что в зависимости от рН хлор как окислитель выступает в различных формах.

В кислой среде в растворе присутствует молекулярный хлор. С ростом рН появляется хлорноватистая кислота, а в щелочных растворах – гипохло риты. Окислительная способность этих веществ различна и определяется соответствующими значениями стандартных потенциалов:

Cl₂ + 2e^- = 2Cl^-, E^{ͦ ͦ} = 1,36B;

ClO^‒ + H₂O + 2OH^‒, E^º = 0,88B;

2ClO^‒ + 2H₂O + 2e^- = Cl₂ + 4OH, E^º = 0,40B;

Рис.7. Соотношение содержания различных

форм хлора в воде в зависимости от рН

4.2. Семинар 4. Галогены, их соединения

1. Сравнительная характеристика галогенов.

2. Ионные и ковалентные галогениды элементов периодиче­ской системы, закономерности в изменении их свойств.

3. Получение, свойства и применение солей кислородсодержа­щих кислот галогенов (хлорная известь, хлораты, броматы, перхло­раты, перброматы, периодаты и др.).

Упражнения

1. Постройте и проанализируйте графические зависимости ме­жду величиной атомного радиуса r_ков, первой энергией ионизации E₁, электроотрицательности , сродства к электрону Е_еа и порядковым номером элементов семейства галогенов (приложения 4, 6, 7, 8).

2. Энергия связи в молекулах водорода и галогенов характери­зуется следующими значениями:

Молекула Н₂ F₂ Сl₂ Вг₂ I₂

Еэ-э, кДж/моль 435,1 154,8 242,7 192,5 150,6

Объясните значительно большую энергию связи в молекуле водоро­да и тот факт, что энергия связи в молекулах галогенов сначала уве­личивается с ростом порядкового номера, а затем уменьшается.

3. Используя приведенные ниже данные и то, что положение полос поглощения в общем зависит от разности энергий основного и возбужденных электронных состояний в молекуле, укажите пример­ное положение максимумов полос поглощения паров Cl₂, Вг₂ и I₂. По­чему от Cl₂ к I₂ соответствующие электронные переходы требуют меньшей затраты энергии?

Связь между окраской веществ и положением их полос поглощения в ближней ультрафиолетовой и видимой областях спектра

4. К какому классу неорганических соединений следует отнести отнести: РСl₃, РСl₅, РВг₃, ВСl₃, SiCl₄?

5.Объясните, почему KF реагирует с HF с образованием кристаллического продукта KF·2HF.

6. Предложите схемы синтеза НСl₃, КВrO₄.

7. Сравните пространственное строение газообразных молекул и ионов:

BeF₂ и [BeF₄]⁻; А1С1₃ и [AICl₄]⁻; PF₅ и [PF₆]⁻.

Литература к семинару

1. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т.1. ‒ М.: Химия, 1973. ‒ С. 238‒310.

2. Р е м и Г. Курс неорганической химии. Т.1. ‒ М.: ИЛ, 1963. ‒ С. 825‒872.

3. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. ‒ М.: Мир, 1979. ‒ С. 380‒392.

4. Кемпбел Дж. Современная общая химия. 4.1. ‒ М.: Мир, 1975. ‒ С.381‒401.

5. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая хи­мия. 4.1. ‒ М.: Мир, 1969. ‒ С. 220‒ 234; 419‒452.

6. П о л и н г Л. Общая химия. - М.: Мир, 1974. ‒ С. 232‒297.

7. Анорганикум. Т.1 / Под ред. Л. К о л ь д и ц а. ‒ М.: Мир, 1984. ‒ С. 485‒509.

8. А х м е т о в Н.. С. Общая и неорганическая химия. ‒ М.: Высшая шко­ла, 1988. ‒ С. 270‒297.

9. Браун Т., Л е м е й Г. Ю. Химия ‒ в центре наук. 4.2. ‒ М.: Мир, 1983. ‒ С. 288‒299.

10. У г а й Я. А. Неорганическая химия. ‒ М.: Высшая школа, 1989. ‒ С. 349‒371.

11. Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. 4.1. ‒ М : МГУ, 1991. ‒ С. 49‒78.

12. X ь ю и Дж. Неорганическая химия. Строение вещества и реакцион­ная способность. ‒ М.: Химия, 1987. ‒ С. 525‒5‒ 37.

4.3. Подготовка к лабораторной работе

1. Привести правила работы в лаборатории с галогенами.

2. Справедливы ли схемы уравнений реакций:

Г₂ + Н₂O ⇆ НГ+НГO,

Г₂ + 2КОН ⇆ КГ + KГO + Н₂O

для всех галогенов и при различных температурах?

3. Почему жидкий фтороводород не проводит электрический ток, а раствор фтороводорода в воде и раствор фторида калия во фтороводороде – проводят?

4. Почему иодиды и бромиды хранят в склянках из темного стекла? Почему 10%-ные растворы иода должны храниться не больше месяца?

5. Вычислить изменение энтальпии реакции

10КСlO_з(т) + 12Р(красный) = 10КС1(т) + 3Р₄О₁₀(т)

при стандартных условиях. Объяснить причины взрыва, который мо­жет происходить при ударе или растирании смеси бертолетовой со­ли с красным фосфором.

6. Вычислить рН раствора, полученного при растворении в 1л воды 0,2 л хлороводорода (н.у.). Изменением объема воды при рас­творении хлороводорода пренебречь.

7. Привести примеры реакций диспропорционирования галоге­нов.

8. Закончить уравнения окислительно-восстановительных ре­акций, указать окислители и восстановители:

Cl₂ + I₂ + Н₂О→

Cl₂ + Ва(ОН)₂ →

НBrO + SО₂ + Н₂О →

Са(СlO)₂ + NaI + H₂SО₄ →

КIO₃ + Cl₂ + КОН →

NaClО₃ + MnO₂ + NaOH крупнее сплав и др.

FeCl₃ + Cl₂ + NaOH

AgClO₄ + I₂

9. Написать уравнения реакций следующих превращений:

Cl₂ → KCI → Cl₂ → КClO_з → KCl.

10.Составить краткий план выполнения лабораторной работы.

4.4. Лабораторная работа.

Свойства свободных галогенов, соединения галогенов

В лаборатории работа с галогенами и их соединениями тре­бует максимальной осторожности. Простые вещества в газооб­разном состоянии вызывают поражение дыхательных путей, ожо­ги кожи. В случае отравления парами галогенов пострадавшего выносят на свежий воздух и дают понюхать разбавленный рас­твор аммиака.

Водные растворы галогеноводородов (кислоты) "дымят" на воздухе; газообразные HF, HCI, НBr ядовиты.

Все работы с хлором, бромом, иодом, галогеноводородными кислотами проводить в вытяжном шкафу!

Плавиковую кислоту нельзя хранить в стеклянной посуде!

В силу высокой окислительной активности кислородсодер­жащих кислот галогенов и их солей необходимо соблюдать макси­мальную осторожность при выполнении работ с ними: не нагре­вать, не измельчать, не рассыпать. Недопустимо хранение кисло­родсодержащих соединений галогенов вместе с восстановителя­ми.

Поскольку большинство реакций, связанных с получением, изу­чением свойств галогенов и vx соединений, являются окислительно- восстановительными, необходимо после проведения каждого опыта записать свои наблюдения, уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах, методом полуреакций подобрать ко­эффициенты, указать окислитель и восстано-витель.

Получение галогенов

Принцип получения свободных галогенов в технике и лабора­тории в основном один и тот же ‒ окисление галогенид-ионов(электролитическое из расплавов или растворов, воздухом, диокси­дом марганца, более легким галогеном и др.).

Все опыты с галогенами проводить под тягой!

1. Получение хлора окислением соляной кислоты диоксидом марганца. Насыпать в пробирку 1‒2 микрошпателя МnO₂ и прилить концентрированной соляной кислоты, чтобы она покрыла весь диок­сид марганца. Смесь осторожно подогреть, обратить внимание на цвет выделяющегося газа. К отверстию пробирки поднести бумагу, смоченную раствором иодида калия. Наблюдать потемнение бумаги, затем обесцвечивание ее. Объяснить наблюдаемое.

2. Получение хлора окислением соляной кислоты различными окислителями. К 3‒4 кристалликам перманганата калия осторожно прилить несколь-ко капель концентрированной соляной кислоты, про­бирку слегка подогреть. Что наблюдается? То же проделать в от­дельных пробирках: а) с диоксидом свинца и б) с хроматом или бихроматсм калия. Подтвердите направление самопроизвольного про­текания изученных окислительно-восстановительных реакций, используя значения электродных потенциалов пар (приложение 2).

3. Получение хлора окислением хлорида натрия диоксидом марганца в среде H₂SО₄. Поместить в пробирку несколько кристал­ликов хлорида натрия и столько же диоксида марганца, осторожно прилить пипеткой несколько капель 96%-ного раствора серной ки­слоты. Смесь слегка подогреть. Что наблюдается?

4. Получение брома окислением бромида калия диоксидом марганца в среде H₂SО₄. В сухую пробирку поместить 2‒4 кристалли­ка КВг и столько же оксида марганца(IV). К смеси прилить несколько капель конц. Н₂SО₄ и слегка подогреть. Что наблюдается?

5. Получение брома окислением бромида калия хлором (опыт выпол-няется двумя студентами). Собрать установку, изображенную на рис.8. В пробирку 1 налить 2‒3 мл насыщенного раствора бромида калия и опустить ее в стакан 2 со льдом. Поместить в пробирку 3 небольшое количество диоксида

марганца, из капельной воронки 4 прилить конц. HCl, чтобы она покрыла весь диоксид. Пропустить сильный ток хлора, осушенного безводным хлоридом кальция в U-образной трубке 5, через раствор бромида калия в пробирке 1. Чтобы наблюдается? Содержимое пробирки 1 закрыть пробкой, сдать лаборанту.

Рис.8. Прибор для получения брома

6. Получение иода окислением иодида калия диоксидом мар­ганца в среде H₂S0₄. В сухой тигель внести 0,1 г мелкорастертого иодида калия, 0,05 г диоксида марганца и 2‒3 капли конц. H₂SО₄. Ти­гель накрыть часовым или предметным стеклом, поставить на асбестированную сетку на кольце штатива и слабо нагревать в течение нескольких минут. Что наблюдается? Прекратить нагревание. Дать тиглю охладиться. Собрать кристаллы полученного иода микрошпа­телем в бюкс, сохранить их для последующих опытов. Вымыть тигель и часовое стекло.

Свойства галогенов

Растворимость галогенов в воде и органических растворителях

Галогены по-разному относятся к воде: фтор разлагает воду; в 100 г воды при 20ºС растворяется 0,74 г хлора (хлорная вода), 3,73 г брома (бромная вода) и всего 0,03 г иода (иодная вода). В водных растворах галогенов присутствуют Г₂·nН₂O НГ, НГО, НГО₃. Иод хо­рошо растворяется в водном растворе KI за счет образования ком­плекса К[I₃].

7. Получение гидрата хлора. Свойства хлорной воды. Пробирку с 6 мл дистиллированной воды поместить в охладительную смесь (0 ºC, пропускать в нее хлор, полученный взаимодействием конц. НCI с МnО₂ или КМnО₄ в сосуде 3 (рис.8). Следить за тем, чтобы вода из пробирки не засасывалась в газоотводную трубку (при ослаблении потока хлора следует слегка подогреть реакционный сосуд, в кото­ром получался хлор). Наблюдать выделение кристаллов гидрата хлора. Каков их состав? Как называются соединения, подоб-ные кри­сталлогидрату хлора?

Пробирку с кристаллами гидрата хлора вынуть из охладитель­ной смеси, при нагревании пробирки рукой наблюдать плавление кристаллов. Получен-ный раствор является хлорной водой. Испытать действие части (по 0,5 мл) хлорной воды на раствор индиго и окра­шенную ткань. Объяснить белящее действие хлорной воды. Напи­сать уравнение реакции диспропорционирова-вания хлора в воде и вы­ражение константы равновесия данной реакции.

К 1 мл хлорной воды прилить несколько капель хлороформа или четы-реххлористого углерода, встряхнуть смесь, сравнить окра­ску водного слоя и второго растворителя. На присутствие каких мо­лекул в хлорной воде указы-вает их экстракция в растворитель, не смешивающийся с водой? Запишите выражение закона распределе­ния Нернста для указанной системы.

К 2‒3 мл полученной хлорной воды прибавить по каплям 1 моль/л раствор гидроксида натрия до щелочной реакции по лакму­су. Как влияет щелочь на сдвиг равновесия реакции между хлором и водой? Объяснить, используя принцип Ле Шателье. Как можно из щелочного раствора хлорной воды ("жавелевая вода") получить хлорноватистую кислоту в растворе? Написать урав-нения реакций превращений, характерных для НСlO, указать условия, спо-собст­вующие преобладанию того или иного вида превращений.

8. Получение бромной воды (Вг₂). Собрать прибор, как показано на рис.9. В пробирку 1, помещенную в стакан с холодной водой, налить 2 мл

дистиллированной воды. В пробирку 2 внести 1 мл разбавленной серной 2 внести 1 мл разбавленной серной кислоты, 0,2 г бромида калия, 0,05 г диоксида марганца. Пробирку 2 закрыть пробкой с газоотводной трубкой, осторожно нагревать слабым пламенем горелки до отгонки брома.

Отметить цвет раствора брома в воде.

Сохранить полученный раствор для

последующих опытов.

Рис. 9. Прибор для получения бромной воды

9. Растворимость брома в растворе бромида калия. В пробирку с частью раствора, полученного в опыте 8, прибавить несколько капель насыщенного раствора бромида калия. Объяснить происходящее явление.

10. Растворимость брома в хлороформе. Налить в пробирку несколько капель бромной воды, полученной в опыте 8, разбавить ее 5 мл дистиллированной воды и прибавить 5‒10 капель хлороформа (или бензина, сероуглерода, четыреххлористого углерода). Содержимое пробирки тщательно переме-шать. Объяснить наблюдаемое явление.

11. Растворимость иода в воде и растворе KI. Налить в две пробирки воду и опустить в них по одному кристаллику иода, полученного в опыте 6. Содержимое пробирок тщательно взболтать. Какие молекулы и ионы содержатся в иодной воде? Оставить одну пробирку для сравнения, а в другую прилить несколько капель раствора иодида калия и сильно взболтать. Что происходит?

12. Взаимодействие иодной воды со щелочью. К 2 мл иодной воды по каплям прибавлять 1 моль/л раствор щелочи до исчезновения окраски раствора. Полученный раствор подкислить несколькими каплями серной кислоты (1:4). Что при этом наблюдается? Объяснить происходящие явления. Написать уравнения реакций.

13. Экстракция иода различными растворителями. Налить в ряд пробирок по 2 мл иодной воды и добавить по 2‒3 капли различных растворителей (бензин, сероуглерод, четыреххлористый углерод, хлороформ). Содержимое пробирок взболтать и отметить окраску слоя органического растворителя. В чем сущность закона распределения?