2. Окислительные свойства свободных галогенов

В ряду F₂‒С1₂‒Вг₂‒I₂ окислительная активность простых ве­ществ уменьшается.

14. Окисление брома и иода хлорной водой. В две пробирки внести по 1 мл бромной и иодной воды и разбавить 2 мл дистилли­рованной воды. Добавить по нескольку капель органического раство­рителя и тщательно взболтать. Прилить в каждую пробирку 5‒7 ка­пель хлорной воды, все тщательно перемешать. Дать отстояться. Наблюдать изменение окраски слоя органического растворителя. Объяснить наблюдаемое.

15. Окисление бромид- и идид-ионов хлорной водой. В одну пробирку налить разбавленный раствор бромида калия, в другую ‒ иодида калия. В обе пробирки добавить по нескольку капель хлорной воды и 0,5‒1 мл органического растворителя. Растворы перемешать и дать отстояться. Объяснить окрашивание слоя органического рас­творителя.

16. Окисление иодид-иона бромной водой. В пробирку помес­тить 3‒4 капли раствора иодида калия, добавить 2‒3 капли бромной воды и 4‒5 капель органического растворителя. Встряхнуть пробирку и дать содержимому отстояться. Что наблюдается? Будет ли проис­ходить подобное, если к раствору хлорида натрия прилить бромную или йодную воду? Почему?

17. Взаимодействие хлора с металлами. Получить в сосуде 3 (рис.8) хлор взаимодействием МnO₂ или КМnO₄ с концентрированной соляной кислотой, наполнить хлором два небольших сухих сосуда, на дно которых насыпано немного сухого песка. Открыть один сосуд с хлором и с кальки всыпать небольшое количество измельченной в порошок сурьмы. Что происходит при этом? Во второй сосуд с хло­ром щипцами внести нагретый на пламени пучок тонких медных про­волочек (или кусочек медной фольги). Отметить наблюдаемое.

18. Взаимодействие хлора с фосфором. Наполнить сухую про­бирку хлором, и на кончике шпателя стряхнуть в нее красный фос­фор. Что наблюдается?

19. Взаимодействие иода с металлами (опыт проводят два сту­дента дпя всей группы). В сухой фарфоровой чашке смешать 0,1 г цинковой или алю-миниевой пыли и 0,8 г мелко растертого иода, в смесь внести 2‒3 капли воды. Что происходит? Указать роль воды в этой реакции, предложить ее механизм.

20. Взаимодействие иода с хлором. В сухую пробирку помес­тить несколько кристалликов иода и нагреть их. При появлении па­ров иода прекратить нагревание, опустить конец газоотводной трубки от прибора для получения хлора в пробирку с парами иода и пропускать хлор. Что получается при взаимодействии хлора с иодом?

Получение галогеноводородов и галогеноводородных кислот

Галогеноводороды могут быть получены прямым синтезом:

Н₂ + Г₂ = 2НГ,

обменными реакциями:

CaF₂(т) + H₂SO₄(конц.) = CaSO₄ + H₂F₂(г),

2NaCl(т) + H₂SO₄(конц.) = Na₂SO₄ + HCl(г),

NaBr(т) + H₃PO₄(ж)NaH₂PO₄ + HBr(г),

NaI(т) + Н₃РO₄(ж) NaH₂PO₄ + HI(г)

или в процессе гидролиза галогенидов фосфора (III):

РГ₃ + ЗН₂O = Н_зРО_з + ЗНГ

Термодинамическая стабильность этих соединений уменьшается в ряду HF‒ HI, о чем можно судить по величинам изменения энергии Гиббса образования галогеноводородов:

HF(r) НС1(г) НВг(г) Н1(г)

G^º_f кДж/моль ‒ 273 ‒ 94 ‒ 51 + 1,8

21. Получение хлороводорода и соляной кислоты. В пробирку с газоотводной трубкой насыпать ~ 1 г NaCI, смочить хлорид натрия водой, прилить 2‒3 мл конц.Н₂SO₄ и слегка подогреть. Что наблюда­ется, если к газоотводной трубке поднести влажную лакмусовую бу­мажку, а также стеклянную палочку, смоченную концентрированным раствором аммиака? Наполнить выделяющимся хлороводородом сухую пробирку (конец газоотводной трубки опустить до дна пробир­ки). Как только над отверстием пробирки появится белый дым (чем это вызвано?), закрыть отверстие пробкой или пальцем, перевернув пробирку, погрузить ее в сосуд с водой и открыть. Осторожно пока­чать пробирку, наблюдать поглощение HCl водой и поднятие уровня раствора в пробирке. После окончания поглощения хлороводорода пробирку закрыть и вынуть из воды. Проверить среду полученного раствора с помощью лакмуса и действием раствора на магний или цинк.

Пользуясь справочной литературой, указать растворимость хлороводорода в воде. Почему подобной реакцией взаимодействия NaBr и NaCl с конц. H₂SO₄ нельзя получить чистые HBr и HI?

22. Получение иодоводорода и иодоводородной кислоты гид­ролизом иодида фосфора(Ш). В сухую пробирку, вертикально закре­пленную в штативе, поместить 0.1 г растертого иода и 0,4‒0,5 г крас­ного фосфора. Дав иоду с фосфором прореагировать, в пробирку влить с помощью пипетки по каплям 1‒1,5 мл воды (воду приливать осторожно, так как реакция гидролиза иодида фосфора протекает бурно). Пробирку, с реакционной смесью плотно закрыть пробкой с газоотводной трубкой (прибор подобен изображенному на рис. 9) и слегка подогреть. Выделяющийся газ собрать в две пробирки: в сухую и в пробирку с водой. Первую пробирку с газом плотно закрыть заранее подготовленной пробкой и поставить в штатив^-. Полученный раствор вр второй пробирке испытать на лакмус, с частями раствора провести реакции с нитратом серебра, ацетатом свинца и металла­ми (например цинком, магнием). О чем свидетельствуют эти реак­ции?

Первую пробирку с газообразным иодистым водородом закре­пить вертикально в штативе. Чуть ослабив пробку, чтобы газ мог свободно просачиваться наружу, подогреть пробирку до образования фиолетовых паров. Что представляют собой эти пары? Сделайте вывод о термодинамической стабильности газообразного иодоворода (см. приложение 1).

Сравнение восстановительных свойств галогенидов

Восстановительная активность ионов в ряду Сl⁻–Вг⁻‒I⁻ возрас­тает. Если хлорид-ион проявляет свои восстановительные свойства при взаимодействии с сильными окислителями (КМnO₄), то бромид- и иодид-ионы окисляются (хотя и по-разному) более мягкими окисли­телями.

23. Окисление бромид- и иодид-ионов концентрированной сер­ной кислотой. В одну из пробирок внести несколько кристалликов КВг, в другую ‒ KI. В обе пробирки добавить по 0,5‒1 мл конц. H₂SO₄. Установить выделение в первой пробирке окрашенного продукта и газа с резким запахом (какого?), а во второй ‒ окрашенного продукта и появление газа с характерным запахом (какого?). Во второй про­бирке возможно появление налета серы на стенках пробирки в ре­зультате параллельно идущей окислительно-восстановительной ре­акции. Сравнив продукты реакций взаимодействия галогенид-ионов (Сl⁻, Вг⁻, I⁻) с концентрированной серной кислотой, сделать вывод об их относительной восстановительной способности. Подтвердить вы­вод, используя зна-чения стандартных электродных потенциалов (приложение 2).

Оксосоединения галогенов

При взаимодействии галогенов (С1₂, Вг₂) с холодными раство­рами щелочей в растворах образуются гипогалогениты(NaCIO, NaBrO), обладающие сильными окислительными свойствами. Из го­рячих щелочных растворов галогенов можно выделить оксогалогенаты (V) (КСlO_з). Хлорат, перхлорат калия проявляют окислительные свойства в основном в твердом состоянии; бромат калия ‒ в раство­ре. Кислые растворы хлората калия проявляют окислительные свой­ства за счет образования в растворе хлорноватой кислоты, разла­гающейся с выделением СlO₂ ‒ окислителя:

3НСlO₃ = 2СlО₂ + НСlO₄ + Н₂O

Получение оксогалогенатов(I и V) натрия, кальция и калия

24. Получение гипохлорита натрия. В пробирку 1 (рис.9) внести 10‒15 капель 2 мольл раствора едкого натра, поместить ее в стакан­чик с холодной водой. В цилиндрическую пробирку 2, снабженную пробкой с газоотводной трубкой, поместить несколько кристалликов перманганата калия, 1‒2 капли воды и 3‒4 капли концентрированной соляной кислоты (= 1,19 г/см³). Пробирку закрепить в штативе. Опустить конец газоотводной трубки в раствор едкого натра и про­пустить через него выделяющийся из пробирки 2 хлор в течение 2‒3 мин. Если хлор выделяется недостаточно энергично, то смесь в про­бирке 2 слегка подогреть так, чтобы пары выделяющегося хлора не были горячими. Чтобы щелочной раствор не засосало в пробирку 2, по окончании опыта убрать газоотводную трубку из пробирки 1, не прекращая нагревания пробирки 2.

Полученный раствор гипохлорита натрия разделить на не­сколько частей; испытать действие раствора на разбавленные рас­творы индиго, фуксина, на окрашенную ткань; проверить наличие в растворе хлорид-ионов, одну из частей щелочного раствора хлора оставить для проведения опыта 28. К какому типу ОВР относится ре­акция взаимодействия хлора с едким натром на холоду? Чем обу­словлены отбеливающие свойства "жавелевой воды"?

25. Получение гипохлорита кальция (тяга!). В пробирку с 1 г чистой гашеной извести (гидроксид кальция) добавить 10 мл воды и хорошо перемешать. Пробирку поместить в стакан с холодной водой или со льдом (почему необходимо охлаждение?). Через смесь про­пускать хлор, полученный по реакции взаимодействия КМnO₄ с конц. HCl (рис. 9). Написать уравнение реакции взаимодействия хлора с гидроксидом кальция на холоду.

Нерастворившиеся вещества в охлаждаемой пробирке от­фильтровать, небольшое количество фильтрата проверить на при­сутствие хлорид-ионов; испытать действие остальной части фильт­рата на раствор индиго или фуксина и на окрашенную ткань Объяс­нить наблюдаемое.

25. Получение бромноватистой кислоты. В пробирку внести 3‒5 капель бромной воды и добавлять по каплям 2 моль/л раствор едко­го натра до полного исчезновения бурой окраски брома. Почему рас­твор обесцвечивается?

К полученному бесцветному раствору прибавлять по каплям 1 моль/л раствор серной кислоты до кислой реакции по лакмусу. Объяснить появление желтой окраски раствора. Написать уравнения реакций получения бромноватистой кислоты и ее разложения. Какая из этих реакций относится к окислительно-восстановительным?

27. Получение хлората калия. В пробирку, содержащую 2‒3 мл горячего концентрированного раствора КОН и помещенную в горя­чую воду, пропускать в течение 3‒5 мин поток хлора, полученного взаимодействием КМnO₄ с конц. HCI (рис. 9). После охлаждения рас­твора наблюдать выпадение кристаллов хлората калия в пробирке. Как диспропорционирует хлор в горячем растворе КОН?

Свойства оксосоединений галогенов

28. Окисление марганца(П) гипохлоритом натрия. В пробирку внести 3‒ 4 капли раствора сульфата марганца и добавить 2‒3 капли раствора гипохлорита натрия, полученного в опыте 24. Объяснить наблюдаемое выделение осадка оксида марганца(IV) и газообразно­го хлора.

29. Окисление диоксида марганца хлоратом калия. В тигель поместить два микрошпателя хлората калия КСlO₃и кусочек едкого натра величиной с рисовое зерно (брать пинцетом!).Тигепь поста­вить на асбестовую сетку, помещенную на кольцо штатива, и подог­реть пламенем горелки до расплавления веществ. В расплавленную массу осторожно внести порошок диоксида марганца на кончике микрошпателя. Продолжить нагревание до появления зеленой окра­ски манганата калия К₂МnО₄

30. Получение и растворимость хлората серебра в воде. В про­бирку поместить одну каплю насыщенного раствора хлората калия и 2‒3 капли воды. Добавить 1‒2 капли раствора нитрата серебра. Сде­лать вывод о растворимос-ти хлората серебра АgСlO₃ в воде.

31. Окисление иода хлоратом калия в кислой среде. В пробирку внести 5-6 капель насыщенного раствора хлората калия КСlO₃, 1‒2 кристаллика иода и 1‒2 капли концентрированной серной кислоты. Закрепить пробирку в штативе слегка наклонно. Осторожно нагреть содержимое пробирки до кипения. Наблюдать выделение газа. По­держать над отверстием пробирки иодкрахмальную бумажку, опре­делить, какой газ выделяется Прекратить нагрева-ние. Доказать при­сутствие в растворе ионов IO⁻₃, добавив к 2‒3 каплям полученного раствора по 2‒3 капли воды и раствора нитрата серебра. Наблюдать выпадение осадка иодата серебра.

Чем объяснить возможность вытеснения свободным иодом хлора из его кислородного соединения КСlО₃? Возможна ли реакция вытеснения хлором иода из соединения КIO₃? Ответ обосновать.

32. Восстановление иодата калия иодидом калия. В пробирку поместить 2‒3 капли раствора иодида калия и 1‒2 капли 1 моль/л раствора серной кислоты, добавлять по каплям раствор иодата ка­лия КIO₃ до изменения цвета раствора. На выделение какого веще­ства указывает бурая окраска раствора? Внести в раствор 1‒2 капли раствора крахмала. Что наблюдается?

33. Восстановление бромата калия бромидом калия. В пробир­ку внести 5‒6 капель раствора бромата калия, столько же раствора бромида калия и 1‒2 капли 2 моль/л раствора соляной кислоты. Об образовании какого вещества свидетельствует появление желтой окраски раствора?

Какое применение бромид-броматная смесь находит в анали­тической практике? Привести примеры.

34. Окислительные свойства хлората калия в разных средах. В две пробирки внести по 3‒4 капли насыщенного раствора КСlO₃, в одну из пробирок прилить несколько капель разбавленной серной кислоты, в обе пробирки до-бавить по 3‒4 капли раствора KI. Срав­нить и объяснить результаты опытов, используя стандартные вос­становительные потенциалы Е^º полуреакций:

I₂ + 2e^- → 2I^-, = + 0,54 B;

ClO^‒₃ + 3H₂O + 6e^- = Cl^‒ + 6OH^‒, + 0,63 B;

ClO^-₃ + 3H₂ + 6e^- = Cl^‒ + 6H₂O, + 1,45 B.

4.5. Дополнительные опыты

1. Изучение взаимодействия фтористого водорода со стеклом (опыт выполняется с разрешения преподавателя, требует боль­шой осторожности, выполняется под тягой). Поверхность стек­лянной пластинки покрыть тонким слоем парафина, дать парафину застыть, написать или нарисо-вать что-либо на пластинке гвоздем.

Меньше четверти объема свинцового тигля заполнить фтори­стым кальцием, прилить 2‒3 мл концентрированной серной кислоты, тигель подогреть на песчаной бане до выделения паров HF, снять его щипцами и установить на под тяги. Закрыть тигель стеклом (парафином вниз). После того, как тигель остынет, снять стекло щипцами, промыть его тщательно водой, удалить парафин соскаб­ливанием и нагреванием, установить травление стекла фтористым водородом, записать уравнение реакции.

2. Установление времени достижения равновесия в системе I₂ ‒ С₂Н₅ОН. Около 0,3 г иода поместить в колбочку, содержащую 10‒15 мл этанола, включив одновременно секундомер. Содержимое кол­бочки перемешивать на магнитной мешалке и через каждые 30‒60 с в аликвоте измерять величину оптической плотности с помощью фотоэлектроколориметра. После достижения постоянного значения оп­тической плотности в спиртовом растворе иода построить график за­висимости оптическая плотность (D) ‒ время (τ), указать время дос­тижения равновесия в системе I₂ ‒ С₂Н₅ОН.

Предварительными опытами, пронаблюдав окраску иода в эта­ноле, установить рабочий интервал длин волн (светофильтр) по принципу дополнительных спектральных цветов:

4.6. Синтезы соединений галогенов

1. Получение моногидрата трииодида калия КI₃·Н₂O. Трииодид калия получают по реакции

KI + I₂ = КI₃.

В насыщенный при нагревании раствор иодида калия добавить теоретически рассчитанное количество иода, смесь после полного растворения иода охладить до 0°С, после чего выкристаллизован­ный КI₃·Н₂O отделить фильтрованием, промыть ледяной водой. Осадок представляет собой темно-коричневые кристаллы, плавя­щиеся в закрытой трубке при 38 ºС; при 225 °C выделяется иод и об­разуется KI.

2. Получение иодата калия. Иодат калия КIO₃ получают по реакции

KI + 2КМnO₄ + Н₂O = КIO₃ + 2МnO₂ + 2 КОН

В колбе на 100 мл растворить 3 г перманганата калия в 75 мл горячей дистиллированной воды и добавить 1,5г иодида калия в ви­де концентрированного водного раствора. Смесь нагреть на кипящей водяной бане ~ 30 мин и удалить избыток КМnO₄ медленным добав­лением этилового спирта (при этом раствор обесцвечивается). Рас­твор отфильтровать. Фильтрат подкислить уксусной кислотой и упа­рить на водяной бане до начала кристаллизации. Выделившиеся кристаллы КIO₃ быстро отсосать на воронке Бюхнера, промыть 10 мл спирта и высушить при 60 °С. Маточный раствор еще раз упарить до начала кристаллизации. Соль КIO₃ имеет кубические кристаллы, растворимость соли в 100 г воды при 20 С составляет 8,1 г, t_пл = 560 °С.

3. Получение бромата калия. Бромат калия КВrO₃ получают по реакции

6КОН + ЗВг₂ = КвrO₃ + 5КВг + ЗН₂О

В 6,2 мл воды растворить 6,2 г КОН и к раствору (под тягой!) по каплям осторожно добавить 8 г брома. Сначала появляется ус­тойчивая желтая окраска, а затем выпадают мелкие кристаллы КВгО₃. Раствор при этом разогревается; после охлаждения раствора кристаллы отфильтровать и перекристаллизовать из 13 мл кипящей воды. Растворимость в 100 г воды при 20 °С у КВrO₃ составляет 6,9 г, а у КBr – 65,6 г.

4. Получение хлората калия. Хлорат калия КСlO₃ (бертолетова соль) получают по реакции взаимодействия хлора с раствором гидроксида калия при нагревании

6КОН + ЗС1₂ = КСlO₃ + 5KCI + ЗН₂O

Синтез проводят под тягой. В стакан 1 (рис.10) налить 15‒20 мл 50%-ного раствора гидроксида калия, нагреть его почти до кипения и пропустить ток хлора, полученного взаимодействием КМnO₄ с конц. HCI в колбе Вюрца 2 и очищенного концентрированной серной кислотой от хпороводорода в склянке 3. К выходному отверстию газоотводной трубки 4 присоединить маленькую воронку 5, широкая часть которой должна лишь слегка прикасаться к нагретому раствору гидроксида калия. Следить за тем, чтобы отверстие газоотводной трубки не забивалось получающимися солями. Как убедиться, что реакция закончена? Выделившиеся кристаллы отфильтровать на воронке Шота. Перекристаллизовать соль из минимального количества горячей воды.

KMnO₄(10-15г) H₃SO₄ (конц.)

Рис.10. Установка для синтеза хлората калия

Хлорат калия ‒ бесцветное кристаллическое вещество, устойчивое на воздухе, сильный окислитель. Препарат, загрязненный примесями (С, Р и др.), нельзя нагревать, растирать в ступке (возможен сильный взрыв!). Растворимость в 100 г воды при 20 ^ºС у КClO₃ составляет 7,29 г, у KCl ‒ 34,23 г.

4.7. Задания для самостоятельной работы

11. Построив диаграмму МО для молекулы иода I₂, покажите, каким электронным переходом в молекуле обусловлена фиолетовая окраска паров иода.

12. Укажите характер изменения стандартных электродных потенциалов и окислительной активности в ряду в ряду свободных галогенов.

13. Для реакции гидролиза галогенов

Г₂ + Н₂О ⇆ НГ + НОГ

приводятся константы гидролиза:

Галоген Cl₂ Br₂ I₂

K_h 3·10^‒4 4·10^‒9 5·10^‒13

Объясните характер изменения констант гидролиза в ряду галогенов. Запишите выражение константы равновесия гидролиза и укажите, в каком направлении смещается равновесие при добавлении к водно­му раствору галогена кислоты, щелочи.

14. Для реакции

Cl₂ + 2е^- = 2Сl^‒

Eº = 1,36 В. Определите, будет ли хлор окислять NO₂ до NO₃^̅.

15. Для реакции образования полигалогенидных ионов

Г₂ + Г ⇆ Г₃⁻

константы равновесия равны 0,2; 16; 700 для хлора, брома и иода соответственно. Объясните характер и причину изменения устойчи­вости в ряду ионов С1₃⁻ ‒ Вг₃⁻ ‒ I₃⁻.

16. Энергии связи в молекулах Н₂ и Cl₂ составляют 435,34 и 248,79 кДж/моль соответственно. Энергия ионизации водорода(1314,4 кДж/моль) и сродство атома хлора к электрону (364,18 кДж/моль) являются изменением стандартных энтальпий в реакциях:

H(г) ‒ e^- = H⁺(г)

Cl⁻ ‒ e^- = Cl(г)

Определите стандартные энтальпии образования газообразного ио­на водорода и газообразного иона хлора.

17. Почему нельзя получить иодиды элементов в высших сте­пенях окисления, хотя хлориды и бромиды получаются?

18. Почему фтор нельзя получить при электролизе водных рас­творов NaF?

19. Объясните характер изменения температур плавления в ряду фторидов р-элементов:

Фторид TeF₆ SbFs SnF₄ lnF₃ ,

t °C ‒ 39 (возг) 8 400 1172

20. Укажите, как изменяются кислотно-основные свойства в ря­ду фторидов NaF(т)‒MgF₂(т)‒AF₃(т)‒SiF₄(ж). Подтвердите рассуж­дения написанием возможных реакций между указанными бинарными фторидами.

21. Определить степень ионности связи в указанных молекулах по величинам наблюдаемых дипольных молекул μ и межядерным расстояниям d:

HF HCl HBr HI ICl CsCl

μ, D 1,74 1,03 0,78 0,38 1,0 10,5

d, Å 0,92 1,27 1,41 1,61 2,32 3,46

22. По известным значениям энергии диссоциации F₂, Н₂ и HF (155; 432,1; 565,7 кДж/моль соответственно) вычислите энтальпию образования HF(r) и сравните это значение с табличным ∆H^º_f (HF).

23. Укажите, какие хлориды могут быть получены при непосредственном взаимодействии простых веществ: АC1₃(т), FeCl₃(т), FeCl₂(т), ZnCl₂(т). Какие из этих веществ могут быть получены при взаимодействии металлов с соляной кислотой? Объясните.

5. 24. Объясните тот факт, что разбавленные растворы НСlO₄ ус­тойчивы, жидкая НСlO₄ при нагревании взрывается, а соль хлорной кислоты КСlO₄ разлагается при более высокой температуре (400 ^ºС).

25. Используя значения стандартных электродных потенциалов соответствующих полуреакций, укажите, пройдут ли реакции в сле­дующих системах: а) нейтральный, кислый растворы КСlO₃ и раствор KI; б) раствор KI и хлорная воды (избыток); в) растворы НIO₃ и Na₂SO₃. Запишите уравнения реакций.

26. Предскажите последовательность увеличения степени ион­ности связи в молекулах ClF, BrF, IF. У какой из молекул, BrF или IF, больше дипольный момент?

27. При высоких давлениях в присутствии некоторых газов вода "затвердевает" с образованием структуры, в которой содержится 46 молекул воды в одной элементарной ячейке. Хлор в таких условиях образует "гидрат" (клатрат) приблизительного состава Cl₂·7,3H₂O. Объясните состав указанного соединения.

28. До какого объема необходимо разбавить 2,94 мл 34 моль/л раствора HCl для получения 0,1 моль/л раствора соляной кислоты?

6. 29. Сколько литров 39%-ного раствора соляной кислоты с плотностью

р = 1,19 г/см³ можно получить из 1 т технической пова­ренной соли, содержащей 8%(мас.) посторонних, без хлора, приме­сей? Сколько литров 98%-ной H₂S0₄ (р =1,34 г/см³) потребуется для взаимодействия с этим количеством соли? Реакция протекает по уравнению

2NaCl + H₂SO₄ = 2HCl + Na₂SO₄

30. Как изменяется порядок, энергия и длина связи в ряду час­тиц F₂⁺, F₂^º, F₂⁻ ?

31. Одинаковыми или разными будут химические связи твердо­го, жидкого или газообразного хлора? Ответ мотивируйте.

32. В промышленности свободный иод получают действием на разбавленные подкисленные растворы иодидов нитритом натрия. Почему в качестве окислителя не используют более дешевый газообразный хлор?

33. Жидкие HCl, НВг и HI (в отличие от жидкого HF) не реагиру­ют с металлами, оксидами и карбонатами металлов. Чем это можно объяснить?

34. В пробирках без этикеток находятся NaF, Nal, NaBr и NaI (все ве-щества белого цвета). Имея неограниченный выбор дополни­тельных реакти-вов, предложите химические способы идентификации указанных веществ.

35. Укажите промышленный способ получения белильной из­вести, для которой технический продукт имеет состав