Материал: Неорганика теория

29. Номенклатура и классификация комплексных соединений.

Ответ. Порядок перечисления ионов. Согласно международным требованиям в названии комплексного соединения первым необходимо называть катион, вторым - анион. Тем не менее на практике чаще пользуются обратной последовательностью (сначала анион, затем - катион). В данном методическом пособии мы также первым будем ставить название аниона, а затем - название катиона. Порядок перечисления лигандов. Лиганды в комплексном соединении перечисляются следующим образом: анионные (в определенной последовательности: Н-, О2-, ОН-, простые анионы (Cl-, F- и т.п.), полиатомные анионы (SO42-, NO2- и т.п.), органические анионы в алфавитном порядке); нейтральные (H2O, NH3 и т.п.); катионные. Названия лигандов дефисом не разделяются. Название лигандов. К названиям анионов прибавляется окончание -о. Названия нейтральных молекул остаются без изменений за исключением NH3 (аммин), H2O (аква), СО (карбонил). Количество лигандов. Перед одинаковыми лигандами ставится приставка указывающая их количество (2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса, 7 - гепта, 8 - окта, 9 -нона и т.д.). Окончание названий комплексов: анионные комплексы. В тех случаях, когда во внешнюю сферу входят только ионы водорода, то комплекс имеет окончание -овая кислота. Во всех других случаях используется латинское наименование элемента-комплексообразователя и окончание -ат; катионные комплексы. Специфических названий у комплексов нет. Используется русское название элемента. Степень окисления комплексообразователя. Записывается в круглых скобках арабскими цифрами после названия комплексного иона. Примеры: [Ag(NH3)2]Br - бромид диамминсеребра (+1); [Pt Cl2(NH3)2]Cl2 - хлорид дихлородиамминплатины (+4); К2[SiF6] - гексафторосиликат калия. H2[SiF6] - гексафторокремниевая кислота. Классификация. По заряду внутренней сферы: Катионные [Cu(NH3)4]2+. Анионные [Fe(CN)6]3-. Нейтральные [Pt (NH3)2Cl]. По природе лигандов: аквокомплексы [Сu(H2O)4]SO4; амминокомплексы [Cu(NH3)4]SO4; ацидокомплексы К2[Cu(Cl)4]; гидроксокомплексы K2[Cu(OH)4]; хелаты (гемоглобин, хлорофилл, витамин В12); смешаннолигандные комплексы. Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала называют анион, а затем - катион в родительном падеже.

30. Характеристика комплексных соединений, константа стойкости и константа неустойчивости.

Ответ. Комплексные соединения образуют как металлы, так и неметаллы. Комплексное соединение (сокращенно – комплекс) состоит из центрального атома металла-комплексообразователя, с которым связаны лиганды. Атом M и лиганды L образуют внутреннюю сферу комплекса (или внутреннюю координационную сферу). Внутренняя координационная сфера обычно при написании формулы соединения заключается в квадратные скобки. Лигандами могут быть нейтральные молекулы (обычно основного характера), отрицательно заряженные анионы (ацидогруппы). Простые положительно заряженные катионы в роли лигандов не выступают. Если внутренняя сфера комплекса несет отрицательный или положительный заряд, то для компенсации этого заряда (поскольку все индивидуальные соединения электронейтральны) необходимы ионы, образующие внешнюю сферу. Во внешней сфере могут находиться не только ионы, но и нейтральные молекулы, очень часто – молекулы воды. Иногда в роли внешней сферы одного комплекса выступает внутренняя сфера другого комплекса, например, в соединениях состава [Pt(NH3)4][PtCl4], [Co(NH3)6][Cr(CN)6], [Co(NH3)5NO2][Co(NH3)2(NO2)4]2 и т.д. Нейтральные молекулы (но не ионы!), находящиеся во внешней сфере, называют (за исключением молекул воды или другого растворителя) клатратными молекулами, а сами такие соединения – клатратными соединениями (соединениями-включениями). Лиганд образует с комплексообразователем координационную связь различной химической природы (ионная, ковалентная, полярная; по происхождению – донорно-акцепторная, дативная или иной природы). Координационная связь может быть ординарной (одинарной), двойной, тройной. В комплексных соединениях, содержащих во внутренней сфере два атома комплексообразователя, возможно в некоторых случаях существование и четверной связи (одна σсвязь, две π-связи и одна δ-связь), например, между двумя атомами рения в комплексе [Re2Cl8] 2−: [Cl4Re ReCl4] 2−. Характерной особенностью комплексных соединений является их специфическая диссоциация. Первоначально при растворении комплексного соединения происходит его полная дисооциация на комплексный ион и противоионы внешней сферы. Т.е. комплексный ион ведет себя как индивидуальная частица. Этот процесс имеет необратимый характер и получил название первичной диссоциации: K3[Fe(CN)6] → 3K+ + [Fe(CN)6]3-. Лишь затем происходит частичная диссоциация комплексного иона на составляющие его лиганы и ион-комплексообразователь. Данный процесс получил название вторичной диссоциации. Протекает он в несколько стадий, на каждой из которых отщепляется только один лиганд. Все стадии имеют обратимый характер: [Fe(CN)6]3- ↔ [Fe(CN)5]2- + CN-. [Fe(CN)5]2- ↔ [Fe(CN)4]- + CN-. [Fe(CN)4]- ↔ [Fe(CN)3]0 + CN-. [Fe(CN)3]0 ↔ [Fe(CN)2]+ + CN-. [Fe(CN)2]+ ↔ [Fe(CN)]2+ + CN-. [Fe(CN)]2+ ↔ Fe3+ + CN-. При этом отщепление каждого последующего лиганда становится все менее и менее вероятным. Для вторичной диссоциации комплексного иона можно записать суммарное уравнение: [Fe(CN)6]3- ↔ Fe3+ + 6CN-. Поскольку данный процесс обратимый можно согласно закону действующих масс можно записать выражение для его константы равновесия: . Данная константа получила название константы нестойкости комплексного иона (Кнест). Для многих ионов ее значение определено экспериментально и занесено в специальные справочники. Размерность константы определяется строением комплекса и пропорциональна размерности концентрации (моль/л). В справочных данных размерность Кнест не указывается. Константа нестойкости является мерой стабильности комплексного иона в водных растворах: чем больше Кнест, тем менее устойчив комплексный ион, и наоборот, чем меньше Кнест, тем комплексный ион более устойчив. Некоторые комплексные соединения обладают настолько высокими значениями константы нестойкости, что при их растворении в воде комплексный ион сразу же подвергается полной диссоциации. Т.е. происходит распад не только на внутреннюю и внешние сферы, а на все составляющие соединение ионы. Такие соединения получили название двойных солей, к ним относится, например, карналлит (KClхMgCl2): KClхMgCl2 = K[MgCl3] = K+ + Mg2+ + 3Cl-. Величина обратная константе нестойкости – константа устойчивости. Чем больше Куст, тем прочнее комплекс. . Константы определяются экспериментально.

31. Общая характеристика водорода. Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.

Ответ. Элемент водород начинает Периодическую систему – он имеет порядковый номер 1. Это самый легкий из химических элементов. Обладая уникальными свойствами, частично напоминающими свойства галогенов, частично – щелочных металлов, он оказывается расположенным и в первой, и в VII группах Периодической системы. Атом водорода имеет очень простое строение – в нем содержится всего один протон и один электрон. Отдавая электрон, атом приобретает степень окисления +1, а принимая его – степень окисления –1. Относительная атомная масса атома водорода равна 1. Однако в природе существуют и более тяжелые атомы водорода – дейтерий (содержит один нейтрон, поэтому его масса равна 2) и тритий (содержит два нейтрона, атомная масса равна 3). Водород – самый распространенный элемент во Вселенной. На Земле он уступает по распространенности кислороду, кремнию и некоторым другим элементам. Главное соединение водорода – вода. Также он содержится в природном газе, нефти, в некоторых минералах, в белках, жирах и углеводах. Физические свойства. При обычных условиях водород – газ, состоящий из двухатомных молекул. Он не имеет ни цвета, ни запаха, мало растворим в воде (1,82 мл в 100 г воды при 20). При сильном сжатии и охлаждении переходит в жидкое состояние. Жидкий водород кипит при –253°C, при этой температуре азот и кислород находятся в кристаллическом состоянии. Твердый водород образуется при охлаждении до –259°C. Газообразный водород обладает рядом уникальных свойств. Благодаря маленькому радиусу атомы и молекулы водорода могут проникать через резину, стекло и даже через металлы. Некоторые металлы, например, платина и палладий, способны растворять значительные количества газообразного водорода. Водород в 14,5 раз легче воздуха, 100 л водорода при 0 весят всего 9 г. Это самый легкий из газов и самое легкое вещество. Химические свойства. При комнатной температуре реагирует лишь с фтором, а на свету – с хлором, при нагревании – с кислородом, серой, азотом, углеродом: H + X = 2HX (X = F, Cl); 2H + O = 2HO; H + S = HS; 3H + N = 2NH. С кислородом и воздухом водород образует взрывчатые смеси. Особенно опасна смесь одного объема кислорода и двух объемов водорода. Ее называют гремучим газом. При взаимодействии с щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды. Восстанавливает некоторые металлы из оксидов: CuO + H = Cu + HO; HgO + H = Hg + HO. Получение водорода. В лаборатории получают действием цинка на разбавленные кислоты – серную или соляную: Zn + HSO = ZnSO + H. Реакцию обычно проводят в аппарате Киппа. Также образуется при действии растворов щелочей на цинк, кремний и алюминий, при реакции щелочных и щелочноземельных металлов и их гидридов с водой. В промышленности водород получают электролизом воды, термическим разложением (пиролизом) углеводородов, в смеси с угарным газом взаимодействием угля и природного газа с перегретым водяным паром (водяной газ, синтез-газ). Применяется водород в синтезе аммиака, хлороводорода и соляной кислоты, метилового спирта, получении некоторых металлов из оксидов, при гидрировании растительных жиров. В смеси с угарным газом (синтез-газ) используется для получения разнообразным органических веществ. Является перспективным топливом. В молекулах пероксида водорода H2O2 атомы кислорода находятся в степени окисления –I. Это промежуточная и не самая устойчивая степень окисления атомов этого элемента, поэтому пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства. Окислительно-восстановительная активность этого вещества зависит от концентрации. В обычно используемых растворах с массовой долей 20 % пероксид водорода довольно сильный окислитель, в разбавленных растворах его окислительная активность снижается. Восстановительные свойства для пероксида водорода менее характерны, чем окислительные, и также зависят от концентрации. Пероксид водорода – очень слабая кислота, поэтому в сильнощелочных растворах его молекулы превращаются гидропероксид-ионы. В зависимости от реакции среды и от того, окислителем или восстановителем является пероксид водорода в данной реакции, продукты окислительно-восстановительного взаимодействия будут разными. Уравнения полуреакций для всех этих случаев приведены в таблице 1.

Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также марганец при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде. Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2: 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 8H2O + 5O2 + K2SO4 + 2MnSO4. Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

32. Галогены, общая характеристика, свойства простых веществ.

Ответ. К элементам VII (в новой номенклатуре ЮПАК она обозначена как 17 группа) относятся фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At). Название этих элементов - галогены (греч. "рождающие соли") - обусловлено тем, что большинство их соединений с металлами представляют собой типичные соли (KCl, NaCl и т.д.). Многие соединения галогенов, например, поваренная соль известны людям с незапамятных времен. В основном состоянии атомы галогенов имеют электронную конфигурацию ns2np5, где n - главное квантовое число, или номер периода

Атом	Электронная конфигурация	Орбитальный атомный радиус, ( )	ЭО Электроотрица- тельность* )	Устойчивые степени окисления
9F	[He]2s22p5	0.39	4.1	-1; 0
17Cl	[Ne]3s23p53d0	0.73	2.9	-1;0;+1;+3;(+4); +5; (+6); +7.
35Br	[Ar]3d104s22p54d0	0.85	2.8	-1; 0; +1; +3; (+4); +5; +7.
53I	[Kr]4d105s25p55d0	1.04	2.2	-1; 0; +1;+3; +5; +7.

Элементы VIIА группы периодической системы химических элементов называются галогенами (от греч. halos – соль и genes – рождающий, т.е. в переводе – солероды). К галогенам относят фтор, хлор, бром, йод и астат. Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов: фтор (от лат. флуо) – течь, текучий; хлор (от греч. хлорос) – желто-зеленый; бром (от греч. бромос) – зловонный; йод (от греч. йодес) – фиолетовый; астат (от греч. астатос) – неустойчивый. Галогены гораздо больше похожи между собой, чем неметаллы других групп. Они относятся к самым активным неметаллам. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь валентных электронов (ns 2np5), до его завершения им не хватает только одного электрона, и поэтому галогены проявляют сильные окислительные свойства. Атомы галогенов на внешней электронной оболочке имеют один неспаренный электрон, поэтому в соединениях все они могут проявлять валентность I. Атомы элементов VIIА группы (кроме фтора) могут переходить в возбужденное состояние и увеличивать число неспаренных электронов до 3, 5, 7 и, соответственно, в соединениях проявлять валентность III, V, VII. Атом фтора не может переходить в возбужденное состояние, т.к. на внешней электронной оболочке не имеет свободных атомных орбиталей. Поэтому в соединениях фтор не может проявлять высшую валентность, равную номеру группы – VII. В большинстве соединений фтор одновалентен, максимальная валентность фтора – IV. Как наиболее электроотрицательный элемент, фтор в соединениях с другими элементами проявляет постоянную степень окисления –1. Остальные галогены могут проявлять эту степень окисления в соединениях с металлами и менее электроотрицательными неметаллами. Кроме того, они проявляют положительные нечетные степени окисления от +1 до +7 в соединениях с более электроотрицательными неметаллами. В группе с увеличением порядкового номера окислительные свойства уменьшаются в связи с увеличением радиуса атомов: от фтора к астату возрастают их восстановительные свойства. Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности галогенов. Из-за высокой окислительной способности галогены в природе в виде простых веществ практически не встречаются, они входят в состав различных солей. Отсюда произошло название «галогены» – «солероды». В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F2, Cl2, Br 2, I 2, Аt2. Астат в природе встречается в следовых количествах. Все его изотопы радиоактивны. От фтора к йоду изменяются физические свойства галогенов: увеличивается плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления. При обычных условиях F2 и Сl2 – газы, Вr2 – жидкость, I 2 и At 2 – твердые вещества. С увеличением атомной массы окраска галогенов становится более интенсивной – от бледно-желтой у фтора до темно-красной у брома и темно-фиолетовой у йода. В твердом состоянии галогены образуют молекулярные кристаллы. Жидкие галогены являются диэлектриками. Все галогены, кроме фтора, растворяются в воде, йод растворяется хуже, чем хлор и бром; F2 окисляет воду. Соединения галогенов с водородом, галогеноводороды, имеют общую формулу ННal. При обычных условиях галогеноводороды представляют собой газообразные вещества с характерным запахом, ядовиты, хорошо растворимы в воде. Соединения галогенов с кислородом могут быть получены только косвенным путем. Фтор образует фториды кислорода: O2F2, OF2. Остальные галогены образуют кислотные оксиды Э2О, Э2О3, Э2О5, Э2О7. С повышением степени окисления кислотные свойства оксидов и соответствующих им кислот возрастают. Фтор образует двухатомные молекулы F2. Фтор достаточно химически активен и является сильнейшим окислителем. Высокая химическая активность фтора объясняется тем, что его молекула имеет низкую энергию диссоциации (159 кДж/моль), в то время как химическая связь в большинстве соединений фтора отличается большой прочностью (порядка 200–600 кДж/моль). В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде стекловаты), вода. В этих реакциях в качестве одного из продуктов горения образуется кислород, т.е. фтор является более активным окислителем, чем кислород. Природными источниками фтора в атмосфере являются вулканы, почвенная пыль, капли морской воды, вносимые в атмосферу ветрами. Фтор – чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель. При обычных условиях фтор представляет собой бесцветный, обладающий резким запахом газ, который в толстых слоях окрашен в зеленовато-желтый цвет. Фтор обладает низкими температурами плавления (–223 °С) и кипения (–187 °С). Фтор энергично окисляет большинство металлов: щелочные и щелочно-земельные металлы воспламеняются в атмосфере фтора на холоде; Bi, Sn, Ti, Мо, W – при незначительном нагревании; Hg, Pb, U, V реагируют с фтором при комнатной температуре; Pt – при температуре темно-красного каления. При взаимодействии металлов с фтором образуются, как правило, высшие фториды, например UF6, MoF6, HgF. Некоторые металлы (Fe, Сu, Al, Ni, Mg, Zn) реагируют с фтором с образованием защитной пленки фторидов, препятствующей дальнейшей реакции. Фтор окисляет все неметаллы, кроме гелия, неона и аргона, реакции с азотом и кислородом трудноосуществимы. Фтор окисляет многие сложные веществаВпервые фтор был получен в 1888 г. ученым Муассаном электролизом раствора KHF2 в плавиковой кислоте. В настоящее время получают электролизом расплава CaF2: CaF2 → Ca + F2. Газообразный фтор служит для фторирования UF4 в UF6, применяемого для изотопов разделения урана, а также для получения трифторида хлора ClF3 (фторирующий агент), гексафторида серы SF 6 (газообразный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например W и V). Жидкий фтор применяется в качестве окислителя ракетного топлива. Хлор – это элемент третьего периода VIIА группы. Молекула хлора двухатомна. Большую устойчивость молекулы Сl2 по сравнению с F2 можно объяснить тем, что в молекуле F2 несвязывающие электроны отталкиваются друг от друга сильнее, чем в более крупной по размерам молекуле Сl2. При обычных условиях хлор – газ желто-зеленого цвета с резким запахом, ядовит. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха. В 1 объеме воды при 20 °C растворяется около 2 объемов хлора. Такой раствор называется хлорной водой. При атмосферном давлении хлор при –34 °C переходит в жидкое состояние, а при – 101 °C затвердевает. При комнатной температуре он переходит в жидкое состоянии только при давлении 600 кПа (6 атм). Хлор хорошо растворим во многих органических растворителях, особенно в тетрахлориде углерода, с которым не взаимодействует. Хлор – активный окислитель. Окисляет металлы: 2Na + Cl2 = 2NaCl (хлорид натрия), 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (хлорид алюминия). Окисляет неметаллы с меньшей электроотрицательностью: H2 + Cl2 = 2HCl, S + Cl2 = SCl2, 2P + 3Cl2 = 2PCl3. Легко окисляет многие сложные соединения: H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl. Диспропорционирует в воде: Cl2 + HOH = HCl + HClO (хлорная вода). Хлорная вода является сильнейшим окислителем за счет атомарного кислорода, образующегося при распаде хлорноватистой кислоты. Диспропорционирует в щелочах, в зависимости от условий образуются разные продукты реакции: Cl2 + 2КOH = КCl + КClO + H2O (при обычных условиях), 3Cl2 + 6КOH = 5КCl + КClO3 + 3H2O (при нагревании). Окисляет предельные и непредельные органические соединения: CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl–CH2Cl, CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl. Окисляет бромиды, йодиды, астатиды: Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2, Cl2 + 2HI = 2HCl + I2. Восстановительные свойства хлор проявляет с неметаллами с большей электроотрицательностью (с кислородом и азотом реакции трудноосуществимы): F2 + Сl2 = 2ClF. Получают свободный хлор окислением хлоридов: в лаборатории – химическим окислением концентрированной соляной кислоты: 2KMnO4 + 16HCl(конц) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl 2 + 8H 2O, в промышленности – электролизом водного раствора NaCl или как побочный продукт, при получении натрия электролизом расплава NaCl: 2NaCl + 2H2O → H2 + Cl2 + 2NaOH. Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабатываются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально оборудованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержащих органических соединений идет 60–75 %, для производства неорганических соединений, содержащих хлор, 10–20 %, на отбелку целлюлозы и тканей – 5–15 %, на санитарные нужды и хлорирование воды идет 2–6 % от общей выработки. Хлор применяется также для хлорирования некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и некоторых других металлов. Хлор – один из биогенных элементов, постоянный компонент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях колеблется от тысячных долей процента до целых процентов (большим содержанием хлора характеризуются галофиты), в организме животных – десятые и сотые доли процента. Суточная потребность взрослого человека в хлоре составляет 2–4 г и покрывается за счет пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обычно в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор – основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-солевом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-щелочного равновесия в тканях осуществляется наряду с другими процессами путем изменения в распределении хлора между кровью и другими тканями. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Хлор положительно влияет на поглощение корнями растений кислорода, а также необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора. Бром – единственный неметалл, жидкий при комнатной температуре. Бром представляет собой тяжелую красно-бурую жидкость с неприятным запахом (плотность при 20 °C – 3,1 г/см3, температура кипения – 59 °C), пары брома имеют желто-бурый цвет. При температуре –7,2 °C бром затвердевает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Йод – кристаллическое вещество черно-фиолетового цвета с металлическим блеском. Кристаллическая решетка относится к молекулярному типу, элементарная ячейка – кубическая гранецентрированная, молекулы I 2 располагаются слоями. Плотность йода – 4,94 г/см3, температура плавления – 113,5 °С, температура кипения – 184,5 °С. При обычной температуре йод испаряется, образуя резко пахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании йод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки йода в лабораториях и в промышленности. Йод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо растворяется в сероуглероде и органических растворителях (бензоле, спирте), а также в водных растворах йодидов. Астат – твердое вещество сине-черного цвета, по внешнему виду похожее на йод (температура плавления – 411 °C, температура кипения (возгонки) – 299 °C). Для него характерно сочетание свойств неметаллов (галогенов) и металлов (полоний, свинец и др.). Как и йод, астат хорошо растворяется в органических растворителях и легко ими экстрагируется. По летучести немного уступает йоду, но также может легко возгоняться. Ввиду малого количества доступного для изучения вещества, физические свойства этого элемента плохо изучены и, как правило, построены на аналогиях с более доступными элементами. Бром является сильным окислителем, он непосредственно реагирует почти со всеми неметаллами (за исключением инертных газов, кислорода, азота и углерода) и многими металлами, эти реакции зачастую сопровождаются воспламенением (например с фосфором, сурьмой, оловом): 2S + Br2 = S2Br2, 2P + 3Br2 = 2PBr3, PBr3 + Br2 = 2PBr5, 2Al + 3Br2 = 2AlBr3, Ni + Br2 = NiBr2. Многие металлы медленно реагируют с безводным бромом из-за образования на их поверхности пленки бромида, нерастворимого в броме. Из металлов наиболее устойчивы к действию брома (даже при повышенных температурах и в присутствии влаги) серебро, свинец, платина и тантал. Золото, в отличие от платины, легко реагирует с ним, образуя AuBr3. В водной среде бром окисляет нитриты до нитратов, аммиак до азота, йодиды до свободного йода, серу и сульфиты до серной кислоты: 2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr, 3Br2 + S + 4H2O = 6HBr + H2SO4. Бром умеренно растворим в воде (3,58 г в 100 г при 20 °С), при охлаждении до 6 °C из него выпадают гранатово-красные кристаллы клатратного гидрата брома состава 6Br2·4H2O. Растворимость брома возрастает при добавлении бромидов за счет образования прочных комплексных соединений: KBr + Br2 = KBr3. В водном растворе брома (бромной воде) существует равновесие между молекулярным бромом, бромид-ионом и оксокислотами брома: Br2 + H2O = HBr + HBrO. При взаимодействии брома с растворами щелочей образуются соответствующие бромиды и гипобромиты (на холоде) или броматы (при нагревании): Br2 + 2NaOH = NaBr + NaBrO + H2O, 3Br2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O. При взаимодействии с органическими соединениями, содержащими двойную связь, бром присоединяется, образуя соответствующие дибромпроизводные: C2H4 + Br2 → C2H4Br2. Химически йод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром. С металлами йод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя йодиды: Hg + I2 = HgI2. С водородом йод реагирует обратимо только при нагревании, образуя йодоводород: I2 + H2 = 2НI. Йод – менее сильный окислитель, чем хлор и бром. Сероводород, тиосульфат натрия Na 2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до I –: I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na 2S4O6, I2 + H2S = S + 2НI. Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO 3–: I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl. При растворении в воде йод частично реагирует с ней по типу диспропорционирования, но равновесие смещено в сторону образования исходных веществ: I2 + H2O = HI + HIO. В растворах щелочей йод диспропорционирует: I2 + 2KOH = KI + KIO + H2O (на холоде), 3I2 + 6KOH = 5KI + KIO3 + 3H2O (при кипячении). О возрастании восстановительной способности, по сравнению с хлором и бромом, свидетельствует реакция с таким окислителем, как азотная кислота HNO3: 3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O. Получают бром и йод окислением бромидов и йодидов (бромоводородную и йодоводородную кислоты не используют из-за большой стоимости этих веществ): 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO 4 + 5Br 2 + 8H2O, MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = K2SO4 + MnSO 4 + Br2 + 2H2O. В промышленности бром и йод получают электролизом водных растворов или расплавов бромидов и йодидов натрия или калия. Сырьем для промышленного получения йода служат также нефтяные буровые воды, морские водоросли, а также маточные растворы чилийской (натриевой) селитры, содержащие до 0,4 % йода в виде йодата натрия. Для извлечения йода из нефтяных вод (содержащих 20–40 мг/л йода в виде йодидов) на них сначала действуют хлором или азотистой кислотой. Выделившийся йод либо адсорбируют активным углем, либо выдувают воздухом. На йод, адсорбированный углем, действуют едкой щелочью или сульфитом натрия. Из продуктов реакции свободный йод выделяют действием хлора или серной кислоты и окислителя, например дихромата калия. При выдувании воздухом йод поглощают смесью сернистого газа с водяным паром и затем вытесняют йод хлором. Сырой кристаллический йод очищают возгонкой. Астат получают облучением металлических висмута или тория α-частицами высокой энергии с последующим отделением соосождением, экстракцией, хромотографией или дистилляцией, а также: в результате радиоактивного распада франция: 22387Fr → 21985At + 42He; бомбардируя ядрами углерода золото: 19779Au + 126C → 20985At. Максимальная масса астата, с которой имели дело исследователи, составляла 2∙10–8 г; концентрация астата в растворе обычно составляет 10–9 моль/л. Применение брома, йода и астата Бром применяют довольно широко. Первым известным применением соединений брома было производство пурпурного красителя. Его добывали еще во втором тысячелетии до нашей эры из моллюсков вида «мурекс», накапливающих бром из морской воды. Процесс извлечения красителя был очень трудоемок (из 8 000 моллюсков можно получить всего 1 г пурпура), и позволить себе носить окрашенную им одежду могли только очень богатые люди. В древнем Риме носить ее могли только представители высшей власти, поэтому он получил название «королевский пурпур». Бромпроизводные индиго, синтезируемые искусственно, используются для окрашивания тканей (в основном, хлопковых) и сейчас. В медицине используют бромиды натрия, калия, аммония, а также органические соединения брома, которые применяют при неврозах, истерии, повышенной раздражительности, бессоннице, гипертонической болезни, эпилепсии и хорее. Применять их – как средство от бессонницы, неврастении, переутомления – начали уже лет через десять после открытия брома. Особенно полезными, по мнению врачей, бромистые препараты оказывались при нарушении нормального соотношения между процессами возбуждения и торможения в коре головного мозга. Применяемая в медицине настойка йода, т.е. раствор 2 % йода и 2,5 % йодида натрия в спирте, широко используется как антисептик для порезов и царапин. Йод важен для нормального функционирования щитовидной железы, поэтому поваренная соль с добавками йодида натрия или йодида калия является важным диетическим компонентом. Иногда йодид калия принимают для лечения зоба, который вызывается дефицитом йода в щитовидной железе. Йодоформ CHI 3 применяют для дезинфекции одежды, т.к. он медленно выделяет свободный йод. В промышленности йод применяют для изготовления анилиновых красителей. Йодид серебра иногда используют в фотографии. Весьма перспективным является 211At для лечения заболеваний щитовидной железы. Фармацевтический препарат «Астат-211» используется для лечения рака щитовидной железы. Имеются сведения, что радиобиологическое действие α-частиц астата на щитовидную железу в 2,8 раза сильнее β-частиц йода. При этом следует учесть, что с помощью роданид-иона астат можно вывести из организма. Логическим продолжением исследований с астатом следует считать работы по синтезу радиофармпрепаратов на его основе. В организме человека бром участвует в регуляции деятельности щитовидной железы, т.к. является конкурентным ингибитором йода. Некоторые исследователи полагают, что соединения брома участвуют в деятельности эозинофилов – клеток иммунной системы. Пероксидаза эозинофилов окисляет бромид-ионы до бромноватистой кислоты, которая помогает разрушать чужеродные клетки, в том числе и раковые. Недостаток брома в пище приводит к бессоннице, замедлению роста и уменьшению числа эритроцитов в крови. Ежедневное поступление брома в организм человека с пищей составляет 2–6 мг. Особенно богаты бромом рыба, злаки и орехи. Йод – необходимый для животных и человека микроэлемент. В почвах и растениях таежно-лесной нечерноземной, сухостепной, пустынной и горных биогеохимических зон йод содержится в недостаточном количестве или не сбалансирован с некоторыми другими микроэлементами (Са, Mn, Cu); с этим связано распространение в этих зонах эндемического зоба. Среднее содержание йода в почвах около 3·10–4 %, в растениях около 2·10 –5 %. В поверхностных питьевых водах йода мало (от 10–7 до 10 –9 %). В приморских областях количество йода в 1 м3 воздуха может достигать 50 мкг, в континентальных и горных – составляет 1 или даже 0,2 мкг. Астат при попадании в организм концентрируется в печени. Как и йод, астат способен накапливаться в щитовидной железе. α-излучение астата поражает близлежащие ткани, приводит к нарушению их функции и в перспективе – к образованию опухолей. Кроме того, частичное накопление астата наблюдается в молочных железах. С целью избирательной доставки α-излучения к опухолевым клеткам разработаны методы связывания астата-211 с моноклональными антителами.

33. Галогеноводороды, плавиковая и соляная кислоты.

Ответ. Фторид водорода при обычных условиях – бесцветный газ с резким запахом (Тпл = –83,4 °С, Т кип = 19,5 °С). Фторид водорода обычно получают действием серной кислоты на флюорит: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF. Раствор HF (фтороводородная кислота) является слабой кислотой, проявляет все общие свойства кислот. Характерная особенность фтороводородной кислоты – ее способность взаимодействовать с диоксидом кремния: SiO2(к) + 4HF(ж) = SiF4(к) + 2Н2О(ж). Поэтому ее обычно хранят не в стеклянной посуде, а в сосудах из свинца, каучука, полиэтилена или парафина. Она токсична, при попадании на кожу вызывает плохо заживающие болезненные язвы. Плавиковая кислота, в отличие от остальных галогеноводородных кислот, образует кислые соли: KOH +2HF = KHF2 + H2O. Фтороводородная кислота применяется для травления стекла, удаления песка с металлического литья, получения фторидов и т.д. Фторид водорода в основном используется в органическом синтезе. Плавиковая кислота (фтороводоро́дная кислота, фтористоводородная кислота, гидрофторидная кислота) — водный раствор фтороводорода (HF). Промышленностью выпускается в виде 40 % (чаще), а также 50 % и 72 % растворов. Название «плавиковая кислота» происходит от плавикового шпата, из которого получают фтороводород. Соли плавиковой кислоты называют фторидами, все растворимые в воде фториды очень токсичны (в больших количествах). Сама кислота также очень токсична. Бесцветная легкоподвижная жидкость с резким запахом и обжигающим «уксусным» вкусом. Растворение фтористого водорода в воде сопровождается довольно значительным выделением тепла (59,1 кДж/моль). Для него характерно образование содержащей 38,6 % HF и кипящей при 114 °C азеотропной смеси (по другим данным 37,5 % и tкип 109 °C). Такая азеотропная смесь получается в конечном счёте при перегонке как концентрированной, так и разбавленной кислоты. При низких температурах фтористый водород образует нестойкие соединения с водой состава Н2О·HF, Н2О·2HF и Н2О·4HF. Наиболее устойчиво из них первое (tпл −35 °C), которое следует рассматривать как фторид гидроксония — [Н3O]F. Второе является гидрофторидом гидроксония [Н3O][HF2]. Плавиковая кислота — кислота довольно слабая (средней силы) (константа диссоциации составляет 6,8⋅10−4, степень диссоциации 0,1 н. раствора 9 %), однако она разъедает стекло и другие силикатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре. Реагирует со многими металлами с образованием фторидов (свинец не растворяется в плавиковой кислоте, так как на его поверхности образуется нерастворимый фторид PbF2; платина, палладий и золото также не растворяются), не действует на парафин, который используют при хранении этой кислоты. Техническая плавиковая кислота обычно содержит ряд примесей — Fe, Rb, As, кремнефтористоводородную кислоту Н2SiF6, SO2 и др. Для грубой очистки её перегоняют в аппаратах из платины или свинца, отбрасывая первые порции дистиллята. Для получения более чистой кислоты техническую кислоту переводят в гидрофторид калия, затем разлагают его нагреванием, растворяя фтористый водород в дистиллированной воде. Крепкая плавиковая кислота (более 60 % HF) может сохраняться и транспортироваться в стальных ёмкостях, но разъедает стекло. Для хранения плавиковой кислоты и работы с ней в лабораторных условиях требуются сосуды из тефлона, полиэтилена и других пластмасс. Крупный потребитель фтороводородной кислоты — алюминиевая промышленность. Раствор фтороводорода применяется для прозрачного травления силикатного стекла (например — нанесение надписей — для этого стекло покрывают парафином, прорезая отверстия для травления). Матовое травление получают в парах фтороводорода. Для травления кремния в полупроводниковой промышленности. В составе травильных, травильно-полировальных смесей, растворов для электрохимической обработки нержавеющей стали и специальных сплавов. Получение фторидов, кремнефторидов и борфторидов, фторорганических соединений, а также соответствующих кислот (кремнефтороводородная кислота и борфтороводородная кислота), синтетических смазочных масел и пластических масс. Для растворения силикатов при различного рода анализах. В процессе алкилирования, в качестве катализатора в реакции изобутана и олефина. Плавиковая кислота пожаро- и взрывобезопасна; чрезвычайно ядовита. Возможны острые и хронические отравления с изменением крови и кроветворных органов, органов пищеварительной системы, отёк лёгких. Обладает выраженным эффектом при вдыхании, раздражающим действием на кожу и слизистые оболочки глаз (вызывает болезненные ожоги и изъязвления); кожно-резорбтивным, эмбриотропным, мутагенным и кумулятивным действием. Ей присвоен первый класс опасности для окружающей среды; чистый фтороводород также принадлежит к первому классу опасности. При попадании на кожу в первый момент не вызывает сильной боли, легко и незаметно всасывается, но через короткое время вызывает отёк, боль, химический ожог и общетоксическое действие. Симптомы от воздействия слабо концентрированных растворов могут появиться через сутки и даже более после попадания их на кожу. При попадании в кровь через кожу связывает кальций крови и может вызвать нарушение сердечной деятельности. Ожоги площадью более чем 160 см2 опасны возможными системными токсическими проявлениями. Токсичность плавиковой кислоты и её растворимых солей, предположительно, объясняется способностью свободных ионов фтора связывать биологически важные ионы кальция и магния в нерастворимые соли (отравление фторидами). Поэтому для лечения последствий воздействия плавиковой кислоты часто используют глюконат кальция, как источник ионов Ca2+. Пострадавшие участки при ожогах плавиковой кислотой промываются водой и обрабатываются 2,5 % гелем глюконата кальция. Тем не менее, поскольку кислота проникает сквозь кожу, простого промывания недостаточно и необходимо обращение к врачу для проведения лечения. Высокую эффективность показали внутриартериальные инфузии хлорида кальция. Большое применение в технике имеет хлорид водорода НСl. В обычных условиях НСl – бесцветный газ (Т пл = –114,2 °С, Ткип = –84,9 °С). В промышленности его получают синтезом из простых веществ: Н2(г) + Сl2(г) = 2НСl(г). В лаборатории хлороводород получают взаимодействием концентрированной серной кислоты и кристаллического хлорида натрия: Н2SO4(к) + 2NaСl(т)2НСl + Na2SO4. Хлорид водорода очень хорошо поглощается водой (1 объем Н2O при 20 °С поглощает около 450 объемов НСl). Водный раствор НСl – сильная кислота (рKа ~ 7,1), называемая соляной. Как сильная кислота HCl находит широкое применение в технике, медицине, лабораторной практике. Хлороводородная кислота входит в состав желудочного сока. Соляная (хлороводородная кислота) проявляет все общие свойства сильных кислот. Кроме этого, при действии сильных окислителей (перманганата калия, хлората калия, оксида марганца (IV)) или при электролизе проявляет восстановительные свойства: МnО2 + 4НСl = МnСl2 + Сl2 + 2Н2О. Этой реакцией пользуются в лаборатории для получения хлора. При нагревании хлорид водорода окисляется кислородом (катализатор – СuСl2): 4НСl(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 2Сl2(г). Раствор хлороводорода в воде, сильная одноосновная кислота. Бесцветная, прозрачная, едкая жидкость, «дымящаяся» на воздухе (техническая соляная кислота — желтоватого цвета из-за примесей железа, хлора и пр.). В концентрации около 0,5 % присутствует в желудке человека. Соли соляной кислоты называются хлоридами. Физические свойства соляной кислоты сильно зависят от концентрации растворённого хлороводорода. При низкой температуре хлороводород с водой даёт кристаллогидраты. Взаимодействие с оксидами металлов с образованием растворимой соли и воды. Взаимодействие с гидроксидами металлов с образованием растворимой соли и воды (реакция нейтрализации). Взаимодействие с солями металлов, образованных более слабыми кислотами, например угольной. Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора. Соляная кислота (в стакане) взаимодействует с аммиаком. Взаимодействие с аммиаком с образованием густого белого дыма, состоящего из мельчайших кристалликов хлорида аммония. Качественной реакцией на соляную кислоту и её соли является её взаимодействие с нитратом серебра, при котором образуется белый творожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в азотной кислоте. Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде. Хлороводород получают сжиганием водорода в хлоре, полученная таким способом кислота называется синтетической. Также соляную кислоту получают из абгазов — побочных газов, образующихся при различных процессах, например, при хлорировании углеводородов. Хлороводород, содержащийся в этих газах, называется абгазным, а полученная таким образом кислота — абгазной. В последние десятилетия доля абгазной соляной кислоты в объёме производства постепенно увеличивается, вытесняя кислоту, полученную сжиганием водорода в хлоре. Но полученная методом сжигания водорода в хлоре соляная кислота содержит меньше примесей и применяется при необходимости высокой чистоты. В лабораторных условиях используется разработанный ещё алхимиками способ, заключающийся в действии концентрированной серной кислоты на поваренную соль. При температуре выше 550 °C и избытке поваренной соли возможно взаимодействие. Возможно получение путём гидролиза хлоридов магния, алюминия (нагревается гидратированная соль). В промышленности хлороводород получают реакцией горения водорода в хлоре. Хлороводород хорошо растворим в воде. Так, при 0 °C 1 объём воды может поглотить 507 объёмов, что соответствует концентрации кислоты 45 %. Однако при комнатной температуре растворимость ниже, поэтому на практике обычно используют 36-процентную соляную кислоту. Перевозка соляной кислоты железнодорожным транспортом осуществляется в специализированных вагонах-цистернах. Применяется в гидрометаллургии и гальванопластике (травление, декапирование), для очистки поверхности металлов при пайке и лужении, для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. металлов. В смеси с поверхностно-активными веществами используется для очистки керамических и металлических изделий (тут необходима ингибированная кислота) от загрязнений и дезинфекции. В пищевой промышленности зарегистрирована как регулятор кислотности (пищевая добавка E507). Применяется для изготовления зельтерской (содовой) воды. Естественная составная часть желудочного сока человека. В концентрации 0,3—0,5 %, обычно в смеси с ферментом пепсином, назначается внутрь при недостаточной кислотности. Высококонцентрированная соляная кислота представляет собой едкое вещество. При попадании на кожу вызывает сильные химические ожоги. Особенно опасным считается попадание в глаза (в значительном количестве). Для нейтрализации ожогов применяют раствор слабого основания, или соли слабой кислоты, обычно пищевой соды. При открывании сосудов с концентрированной соляной кислотой пары хлороводорода, притягивая влагу воздуха, образуют туман, раздражающий глаза и дыхательные пути человека. Реагируя с сильными окислителями (хлорной известью, диоксидом марганца, перманганатом калия) образует токсичный газообразный хлор. Бромоводород (гидробромид, брóмистый водорóд, HBr) — неорганическое вещество, бинарное соединение брома с водородом. Бесцветный тяжёлый токсичный газ, образует туман в сыром воздухе. В промышленности бромоводород получают непосредственным взаимодействием простых веществ: H2 + Br2 = 2HBr. Также бромистый водород получается как побочный продукт при синтезе бромпроизводных органических соединений В лаборатории получают гидролизом трибромида или пентабромида фосфора: PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr. PBr5 + 4H2 = H3PO4 + 5HBr. Восстановление брома несколькими способами: 3Br2 + S + 4H2O = H2SO4 + 6HBr. Br2 + KNO2 + H2O = KNO3 + 2HBr. Вытеснение из бромидов щелочных металлов разбавленной кислотой: KBr + H2SO4 = KHSO4 + HBr. Бромистый водород - это бесцветный ядовитый газ с резким запахом, сильно дымящий на воздухе. Термически очень устойчив. Хорошо растворим в воде: 221 г/100 г воды при 0 °C (193 при 25°, 130 при 100 °C). Водный раствор образует азеотропную смесь с 47,63 % HBr, которая кипит при 124,3 °C. Растворяется в этаноле, образуя слабый электролит. При охлаждении водных растворов HBr можно получить кристаллогидраты: HBr·H2O — устойчив при −15,5÷-3,3 °C; HBr·2H2O — плавится при −11,2 °C; HBr·4H2O — плавится при −55,8 °C. Водный раствор бромистого водорода образует сильную одноосновную кислоту: HBr + H2O ↔ Br + H3O+pK=9. Термически HBr очень устойчив, при температуре 1000 °C разлагаются около 0,5 % молекул: Как кислота реагирует с металлами, их оксидами, основаниями. Является восстановителем, медленно окисляется на воздухе, из-за чего водные растворы со временем окрашиваются в бурый цвет. Применяют для приготовления бромидов, синтеза различных органических бромпроизводных и для реактивного ионного травления. Бромистый водород — едкое, весьма токсичное вещество, обладающее удушающим действием. Предельно допустимая концентрация = 10 мг/м³, поражающая токсодоза = 2,4 мг/л·мин. Иодоводород (гидроиодид, иодистый водород, HI) — бесцветный удушливый газ (при нормальных условиях), сильно дымит на воздухе. Хорошо растворим в воде, образует азеотропную смесь с Ткип 127 °C и концентрацией HI 57 %. Неустойчив, разлагается при 300 °C. В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином: 2I2 + N2H4 = 4HI + N2. В лаборатории HI можно получать с помощью окислительно-восстановительных реакций: H2S + I2 = S + 2HI, и реакций обмена: PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI. Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие: H2 + I2 ↔ 2HI. Водный раствор HI называется иодоводородной кислотой (бесцветная жидкость с резким запахом). Иодоводородная кислота является сильной кислотой (pKа = −11)[1]. Соли иодоводородной кислоты называются иодидами. В 100 г воды при нормальном давлении и 20 °C растворяется 132 г HI, а при 100 °C — 177 г. 45%-ная йодоводородная кислота имеет плотность 1,4765 г/см³. Иодоводород является сильным восстановителем. На воздухе водный раствор HI окрашивается в бурый цвет вследствие постепенного окисления его кислородом воздуха и выделения молекулярного иода: 4HI + O2 = 2H2O + 2I2. HI способен восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода: 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O. Подобно другим галогенводородам, HI присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения): HI + CH2=CH2 = CH3-CH2I. Под действием света щелочные соли разлагаются, выделяя I2, придающий им жёлтую окраску. Иодиды получают взаимодействием иода со щелочами в присутствии восстановителей, не образующих твердых побочных продуктов: муравьиная кислота, формальдегид, гидразин: 2K2CO3 + 2I2 + HCHO = 4KI + 3CO2 + H2O Можно использовать также сульфиты, но они загрязняют продукт сульфатами. Без добавок восстановителей при получении щелочных солей наряду с иодидом образуется иодат MIO³ (1 часть на 5 частей иодида). Ионы Cu2+ при взаимодействии c иодидами легко дают малорастворимые соли одновалентной меди CuI: 2NaI + 2CuSO4 + Na2SO3 + H2O = 2CuI + 2Na2SO4 + H2SO4. Замещает элементы в кислородных кислотах по реакциям: 12HNO3 + 2I2 = 4HIO3 + N2 + 10NO2 + 4H2O. H2SO4 + I2 = HIO4 + HI + S. 2H3PO4 + 8I2 = 2HIO4 + 4HI + 2PI5 Образующийся пентайодид фосфора гидролизуется водой. Иодоводород используют в лабораториях как восстановитель во многих органических синтезах, а также для приготовления различных иодсодержащих соединений. Спирты, галогениды и кислоты восстанавливаются HI, давая алканы. При действии HI на пентозы он все их превращает во вторичный иодистый амил: CH3CH22CH2CHICH3, а гексозы — во вторичный иодистый н-гексил. Легче всего восстанавливаются иодпроизводные, некоторые хлорпроизводные не восстанавливаются вовсе. Третичные спирты восстанавливаются легче всего. Многоатомные спирты также реагируют в мягких условиях, часто давая вторичные иодалкилы. HI при нагреве диссоциирует на водород и I2, что позволяет получать водород с низкими энергетическими затратами. Иодоводород — едкое, токсичное вещество. Обладает удушающим действием. При попадании на кожу иодоводородная кислота может вызвать ожоги. Предельно допустимая концентрация иодоводорода в воздухе рабочей зоны составляет 2 мг/м³. Астатоводород (гидроастатид, астатид водорода) — химическое неорганическое соединение, формула которого HAt. Непрочная газообразная кислота. При действии на водный раствор астата водородом в момент реакции образуется газообразный астатоводород: H2 + At2 = 2HAt. Взаимодействием углеводородов (например, этана) с астатом. Астат, подобно другим галогенам, способен замещать в них атомы водорода: C2H6 + At2 = C2H5At + HAt. При действии водного раствора астата на диоксид серы: At2 + 2H2O + SO2 = 2HAt + H2SO4. Подобно йодоводороду HI, астатоводород HAt можно получить взаимодействием астата с гидразином, в результате которого образуется азот: 2At2 + N2H4 = 4HAt + N2. Астатоводород реагирует со щелочами (реакция нейтрализации): HAt + LiOH = LiAt + H2O. Реагируя с концентрированной серной кислотой, проявляет свойства сильного восстановителя и способен восстановить серу до сероводорода; 8HAt + H2SO4 = 4At2 + H2S + 4H2O. Кислород реагирует с астатоводородом, окисляя астат, и образуя воду. По сравнению с окислением иодоводорода эта реакция протекает ещё быстрее: 4HAt + O2 = 2H2O + 2At2. Подобно другим галогенводородам, HAt присоединяется к кратным связям (реакция электрофильного присоединения): HAt + CH2=CH2 = CH3-CH2At. Астатоводород реагирует также с гидроксидом платины: 2HAt + Pt(OH)2 = PtAt2 + 2H2O. Астатоводород реагирует с нитратами металлов: HAt + TlNO3 = TlAt + HNO3. Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из астатоводорода: 2HAt + 2Tl = 2TlAt + H2. В ряду галогеноводородов с увеличением периода галогена степень полярности связи уменьшается, ибо уменьшается разность в значениях электроотрицательности атомов галогена и водорода, и в астатоводороде связь становится почти неполярной. Температура кипения астатоводорода −20 °C , плавления −26,5 °C. Астатоводород, по-видимому, не находит применения (ввиду своей радиоактивности). Астатоводород (гидроастатид, HAt) особо токсичен; числится в списке сильнодействующих ядовитых веществ, относится к первому классу опасности и в высоких концентрациях обладает ярко выраженным удушающим действием. Как и все соединения астата, проявляет сильную радиотоксичность.