Иод применяют в медицине в виде так называемой йодной тинктуры (10% раствор иода в этиловом спирте), превосходного антисептического и кровоостанавливающего средства. Кроме того, иод входит в состав ряда фармацевтических препаратов.
Из соединений галогенов наиболее важное практическое значение имеют галогеноводороды и соли галогеноводородов.
Химическая связь в молекулах галогеноводородов — полярная ковалентная: общая электронная пара смещена к атому галогена как более электроотрицательному. Некоторые свойства галогеноводородов приведены в табл. 24.
Прочность химической связи в молекулах галогеноводородов закономерно падает в ряду HF-HCl-HBr-HI: это проявляется в изменений энтальпии диссоциации молекул на атомы (табл. 24). Связь здесь ослабляется по тем же причинам, которые были рассмотрены при сопоставлении прочности молекул свободных галогенов (см. § 118). Как показывает схема (рис. 107), при переходе, например, от HF к HI уменьшается степень перекрывания электронных облаков атомов водорода и галогена, а область перекрывания располагается на большем расстоянии от ядра атома галогена и сильнее экранируется возросшим числом промежуточных электронных слоев. Кроме того, в ряду F—Cl—Br—I электроотрицательность атома галогена уменьшается. Поэтому в молекуле HF электронное облако атома водорода смещается в сторону атома галогена в наибольшей степени, а в молекулах HCl, HBr и HI все меньше и меньше. Это также приводит к уменьшению перекрывания взаимодействующих электронных облаков и, тем самым, к ослаблению связи между атомами.
С уменьшением прочности связи в молекулах галогеноводородов падает и их устойчивость к нагреванию. Термическая диссоциация фтороводорода происходит лишь при очень высоких температурах (более 3500°C), тогда как иодоводород уже при 300°C значительной степени распадается на иод и водород:
Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом.
- 348 -
Таблица 24. Некоторые свойства галогеноводородов
Галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. При 0°C один объем воды растворяет около 500 объемов HCl, 600 объемов HBr и около 425 объемов HI (при 10°C); фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях.
Растворение галогеноводородов сопровождается их диссоциацией по кислотному типу, причем только фтороводород диссоциирован сравнительно слабо, остальные же принадлежат к числу наиболее сильных кислот.
На воздухе концентрированные растворы галогеноводородов дымят вследствие выделения галогеноводородов, образующих с водяными парами воздуха туман, который состоит из мелких капелек соответствующих кислот.
Рис. 107. Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекул HF и НI. Пунктиром условно показано смещение электронного облака атома водорода в сторону атома галогена.
- 349 -
В ряду HI-HBr-HCl температуры кипения и плавления изменяются весьма закономерно (табл. 24), тогда как при переходе к HF они резко возрастают. Как уже говорилось в § 47, это обусловлено ассоциацией молекул фтороводорода в результате возникновения между ними водородных связей. Как показывает определение плотности пара, вблизи температуры кипения газообразный фтороводород состоит из агрегатов, имеющих средний состав (HF)4. При дальнейшем нагревании эти агрегаты постепенно распадаются, причем лишь около 90°C газообразный HF состоит из простых молекул.
При растворении в воде молекулы фтороводорода диссоциируют с образованием ионов H+ и F- . При этом частично разрываются водородные связи, так что диссоциация HF на ионы требует значительной затраты энергии. Поэтому фтороводород диссоциирует в водных растворах в значительно меньшей степени, чем другие галогеноводороды, константа диссоциации фтороводорода равна 7·10-4 так что по силе эта кислота лишь ненамного превосходит уксусную.
Образовавшиеся при диссоциации HF ионы F- в значительной степени связываются с недиссоциированными молекулами HF, причем образуется HF2-, в котором атомы фтора связаны друг с другом водородной связью:
Поэтому при нейтрализации фтороводорода сначала образуются кислые соли, например, KHF2.
Отрицательные ионы галогеноводородов, за исключением фторид-иона, обладают восстановительными свойствами, возрастающими по ряду Cl-, Br-, I-.
Хлорид-ион окисляется фтором, перманганатом калия, диоксидом марганца и другими сильными окислителями, например:
16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 +8H2O
Еще легче окисляются бромид- и, в особенности, иодид-ионы. Последние также легко окисляются бромом, нитратами, солями Fe(III), например:
2FeCl3 +2HI = 2FeCl2 + I2 + 2HCl
Поскольку галогенид-ионы обладают восстановительными свойствами, то при действии галогеноводородов на металлы последние могут окисляться лишь ионами водорода H+. Поэтому галогеноводороды могут реагировать в растворе только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода.
