Химия p-элементов VI и VII группы

• 1 слайд

  Лекция 13
  Химия p-элементов
  
  VI и VII группы главные подгруппы
  
  

• 2 слайд

  VIA-группа.
  
  
  
  
  
  
  
  В ряду O — S — Se — Te — Po уменьшаются энергии ионизации, увеличиваются размеры атомов. Неметаллические признаки ослабляются, металлические — возрастают.
  

• 3 слайд

  VIA-группа.
  Кислород. Озон.
  
  
  
  
  
  
  
  Самый распространенный элемент на Земле.
  При обычный условиях — газ, t°плав = -219°С.
  Промышленное получение О2 : ректификация жидкого воздуха, электролиз воды.
  В тихом электрическом разряде с небольшим выходом из О2 получается О3: 3О2 <=> 2О3
  Озон О3 - t°плав = -193°С, t°кип = -110°С, при комн температуре — синий газ.
  Строение молекулы описывается наложением двух валентных схем:
  
  
  
  
  

• 4 слайд

  VIA-группа.
  Кислород. Озон.
  
  
  
  
  
  
  
  Озон — мощный окислитель:
  Bi2O3 + 2O3 = Bi2O5 + 2O2
  Ag + O3 = AgO + O2 !!! не Ag2O
  PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2
  
  Классификация оксидов
  
  
  
  Кислотные амфотерные основные солеобразные несолеобразующие
  
  CO2, BeO CaO Pb2O3 NO
  Mn2O7 Al2O3 Na2O Fe2O4 N2O
  N2O5 PbO CuO CO
  CrO3 Cr2O3 CrO
  Оксиды d-элементов в большинстве случаев нестехиометричны:
  NiO0,8 — 1,2
  
  
  
  
  
  
  

• 5 слайд

  VIA-группа.
  Пероксид водорода.
  
  
  
  
  
  
  
  Лучший лабораторный способ получения:
  BaO2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + H2O2
  В промышленности: электролиз 50% H2SO4
  2H2SO4 → H2S2O8 + H2
  анод катод
  
  H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2
  1-5% р-р считается разбавленным (восстановитель)
  Свыше 10% - концентрированный (окислитель)
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O, E°= 1,77 B - характеристика H2O2 как окислителя
  H2O2 - 2e- = O2 +2H+, E° = 0,68 B - характеристика H2O2 как восстановителя
  Следовательно, окислительные свойства H2O2 выражены сильнее, чем восстановительные.
  
  

• 6 слайд

  VIA-группа.
  Пероксид водорода.
  
  
  
  
  
  
  
  В водном растворе H2O2 — слабая кислота (К1~10-12)
  Пероксиды образуются:
  1) при сгорании ЩМ (кроме лития)
  2) при обработке конц растворов H2O2 конц щелочью:
  2LiOH + H2O2 = Li2O2 + 2H2O
  если пероксиды малорастворимы
  Сильнощелочная среда сдерживает гидролиз пероксидов, которые гидролизуются сильно.
  
  
  
  
  
  
  
  Пероксиды — отличные окислители. Удобны в составе щелочных плавов:
  BaO2 + Mg = BaO + MgO сплавление
  K2O2 + MnO2 = K2MnO4 сплавление
  

• 7 слайд

  VIA-группа.
  Сера. Содержание в природе.
  
  
  
  
  
  Самородная сера Сульфиды: пирит FeS2 цинковая обманка ZnS
  (сфалерит)
  
  
  
  
  
  Сульфаты:
  Глауберова соль
  Мирабиллит Na2SO4·10H2O Барит Гипс
  BaSO4 CaSO4·2H2O
  
  
  
  
  
  
  
  
  O
  

• 8 слайд

  VIA-группа.
  Аллотропные модификации серы
  
  
  
  
  
  
  Природная — почти вся α.
  β-сера устойчива при t° > 96°C.
  
  

• 9 слайд

  VIA-группа.
  Сера. Химические свойства.
  
  
  
  
  
  
  Валентность: II, IV, VI.
  Степени окисления: -2, (+2), +4, +6. Все
  Нерастворима в воде, но растворяется в CS2. эти
  S + O2 = SO2 реакции
  2S + C = CS2 идут
  S + 3F2 = SF6 при
  S + Cl2 (Br2) = смесь галогенных соединений нагревании
  S + порошки = сульфиды металлов
  металлов
  S + мин.кислоты = не взаимодействует
  
  S + 2H2SO4(конц) = 3SO2 + 2H2O кипятить
  несколько
  S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O часов
  
  3S + 6KOH = 2K2S + K2SO3 + 3H2O в горячем растворе
  

• 10 слайд

  VIA-группа.
  Сероводород. Сульфиды.
  
  
  
  
  
  
  
  H2S — газ с запахом тухлых яиц.
  Получают: FeS + H2SO4 = H2S↑ + FeSO4
  Ядовит.
  Водный раствор — слабая двухосновная кислота (К1~10-7, К2~10-13 — близка к воде). Сульфиды все сильно гидролизованы. Гидролиз не только по первой, но и в большой степени — по второй ступени.
  
  
  
  
  
  
  Сульфиды Me3+ в водных растворах не могут быть получены:
  2CrCl3 + 3K2S + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S + 6KCl
  
  Почему не существует PbS2?
  

• 11 слайд

  VIA-группа.
  Сероводород. Сульфиды.
  
  
  
  
  
  H2S и сульфиды — исключительные восстановители.
  Окисляются, как правило, до S0.
  5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S↓ + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
  3K2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3S↓ + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O
  И только HNO3 (конц) в обычных условиях способна окислить S2- до SO42-.
  
  
  
  
  
  Окисление H2S при недостатке О2 ведет к образованию серы:
  H2S + 0,5O2 = S + H2O в минеральных источниках
  А сгорание 2H2S +3O2 = 2SO2 + 2H2O
  
  Из-за чего погибла Помпея?
  

• 12 слайд

  VIA-группа.
  Сероводород. Сульфиды.
  
  
  
  
  
  Классификация сульфидов
  
  
  Растворимые растворимые нерастворимые
  в воде в минеральных в минеральных
  K2S кислотах кислотах (оч низкое ПР)
  (NH4)2S FeS, ZnS HgS, CuS
  (их растворяют окисляя)
  HgS — абсолютно безопасное соединение, ПР = 10-52
  
  Сера может образовывать гомоцепи:
  Na2S + S = Na2S2
  Полисульфиды Na2Sn где n = 2 — 9 жидкая темная масса с ужасным запахом
  Обработкой полисульфидов минеральной кислотой можно получить сульфаны: Na2S2 + 2HCl = 2NaCl + H2S2 (смесь сульфанов)
  Сульфаны менее устойчивы, чем H2S.
  

• 13 слайд

  VIA-группа.
  SO2
  
  
  
  
  
  Получение в промышленности: обжиг сульфидов и сжигание серы.
  В лаборатории:
  Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 ↑ + H2O
  H2SO3 - по устойчивости как угольная, её константа — кажущаяся.
  Молекула SO2 — уголковая, ядовитый газ, хорошо растворим в воде, ангидрид сернистой кислоты:
  
  
  
  
  
  α<1 α<<1
  SO2 + H2O <=> H2SO3 <=> H+ + HSO3- <=> 2H+ + SO32-
  K1~10-2 K2 ~10-6
  Гидросульфиты известны только для ЩМ. Для SO2, H2SO3 и сульфитов характерны восстановительные свойства:
  SO2 + 2KMnO4 + 4KOH = K2SO4 + 2K2MnO4 + 2H2O
  SO2 + Cl2 = SO2Cl2 на свету
  Окислитель только в H2S + SO2 = S + H2O !!!!
  

• 14 слайд

  VIA-группа.
  SO2
  
  
  
  
  
  При хранении сульфиты легко окисляются кислородом воздуха и портятся.
  Сульфиты и гидросульфиты при нагревании диспропорционируют и разлагаются:
  2NaHSO3 → Na2S2O5 + H2O при 150°С
  пиросульфит
  Na2S2O5 → SO2 + Na2SO3 нагревание
  4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4 при 600°С
  встряхивание
  Na2SO3 + S Na2S2O3
  
  Na2S2O3 — производится в больших масштабах для нужд химической промышленности.
  Получение в промышленности: окисление Na2S2 горячим воздухом
  2Na2S2 + 3O2 = 2Na2S2O3 при нагревании
  
  
  

• 15 слайд

  VIA-группа.
  Na2S2O3 и тиосерная кислота
  
  
  
  
  
  Na2S2O3 — тиосульфат натрия, соль тиосерной кислоты
  
  
  
  
  
  
  
  
  обе формулы справедливы
  
  По силе тиосерная равна серной, но значительно менее устойчива:
  Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + H2S2O3
  
  SO2 S H2O
  Средняя ст.ок. атома S в тиосульфате +4, но удобнее рассматривать степени +6 и -2.
  
  
  
  

• 16 слайд

  VIA-группа.
  Na2S2O3 и тиосерная кислота
  
  
  
  
  
  При недостатке окислителя S2- окисляется до S0, а при избытке — до S+6:
  хлорную воду наливаем в раствор тиосульфата
  Na2S2O3 + Cl2 + H2O = Na2SO4 + S + 2HCl
  
  тиосульфат наливаем в хлорную воду
  Na2S2O3 + 4Cl2(изб) + 5H2O = 2Н2SO4 + 2NaCl + 6HCl
  
  В аналитике концентрацию окислителей часто определяют по реакции окисления иодидов до I2 раствором тиосульфата натрия:
  2Na2S2O3 + l2 = 2Na2I + Na2S4O6
  rоричн б/цв тетратионат Na
  Это соль кислоты - представителя полисерных кислот (политионовых)
  
  

• 17 слайд

  VIA-группа.
  Na2S4O6 и тетратионовая кислота
  
  
  
  
  
  

• 18 слайд

  VIA-группа.
  SO3 и серная кислота
  
  
  
  
  
  Легкокипящая жидкость t°кип= 45°С
  Симметричная молекула без дипольного момента => слабые межмолекулярные связи.
  
  Основной промышленный способ получения:
  V2O5, t°
  2SO2 + O2 = 2SO3
  Типичный кислотный оксид:
  
  
  SO3 + NaOH + Na2SO4 + H2O
  
  Сильный окислитель, обычно восстанавливается до SO2:
  5SO3 + 2P = P2O5 + 5SO2
  При взаимодействии с HСl дает хлорсерную (хлорсульфоновую) кислоту:
  SO3 + HCl = HSO3Cl
  полукислота - полухлорангидрид
  
  

• 19 слайд

  VIA-группа.
  SO3 и серная кислота
  
  
  
  
  
  H2SO4 — серная кислота.
  Промышленное получение:
  1 стадия: обжиг сульфидов или сжигание серы
  FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
  2 стадия: каталитическое окисление
  V2O5, t°
  2SO2 + O2 = 2SO3 контактный метод
  или SO2 + NO2 = SO3 + NO нитрозный метод
  
  3 стадия: поглощение SO3
  
  
  
  SO3 + H2O = H2SO4
  Однако, на практике образующийся ангидрид поглощают раствором кислоты с образованием ОЛЕУМА SO3·H2SO4.
  
  
  

• 20 слайд

  VIA-группа.
  SO3 и серная кислота
  
  
  
  
  
  

• 21 слайд

  VIA-группа.
  SO3 и серная кислота
  
  
  
  
  
  Олеум состава 1SO3·1H2SO4 соответствует пиросерной кислоте H2S2O7.
  Олеум — удобная форма для перевозки серной кислоты.
  Холодная конц H2SO4 пассифирует Fe, Cr, Co, Ni , поэтому её перевозят в стальных цистернах.
  
  
  
  После P4O10 конц Н2SO4 — сильный обезвоживатель. В орг химии используется как катализатор реакций дегидратации.
  
  Соли серной кислоты — сульфаты.
  Сульфаты d-элементов дают
  кристаллогидраты,
  называемые купоросами.
  CuSO4·5H2O медный
  FeSO4·7H2O железный
  
  
  
  

• 22 слайд

  VIA-группа.
  Селен теллур полоний
  
  
  
  
  
  Основной источник — шламы электролизеров, в которых чистят медь и никель. Примеси к сульфидным рудам.
  Рудное сырье переводят в Se+4 и Te+4 и восстанавливают SO2:
  2S+4 + Se+4 = 2S+6 + Se0
  Любимая с.о. селена и теллура — 0.
  Se и Te имеют неметаллические, полупроводниковые и металлические модификации. Se — один из самых удобных выпрямителей переменного тока. Ро — исключительно металл (Мария Склодовская-Кюри).
  ПарЫ Se состоят из Sen (где n = 1-10), Те — из Те2
  

• 23 слайд

  VIA-группа.
  Селен, теллур, полоний: химические свойства.
  
  
  
  
  
  Тенденция проявляется своеобразно: Se и Те стремятся перейти не просто в низкую степень окисления, а в нулевую.
  Отличие от серы начинается уже со взаимодействия с водой: Se при нагревании, а Те уже при tкомн медленно реагируют с водой:
  Э + 2Н2О = ЭО2 + Н2
  При сгорании: Э + О2 = ЭО2
  Окисление HNO3(конц):
  3Э + 4HNO3(конц) = 3ЭО2 + 4NO + 2H2O
  (ЭО2·хН2О)
  
  H2S и Н2Те получают из селенидов и теллуридов:
  MgЭ + H2SO4 = MgSO4 + H2Э
  Если ΔG(H2S)<0, то у Se и Те >0.
  

• 24 слайд

  VIA-группа.
  Селен, теллур, полоний: химические свойства.
  
  
  
  
  
  H2S H2Se H2Te
  
  Рост силы кислот в водном растворе
  Рост восстановительной активности
  
  SO2 SeO2 TeO2
  
  уменьшение кислотности
  Рост окислительной активности
  
  2SO2 + SeO2 + 2H2O = Se + 2H2O
  H2SeO3 + 4KI + 2H2SO4 = Se + 2I2 + 2K2SO4 + 3H2O
  В отличие от сульфитов, селениты и теллуриты — окислители.
  
  H2SO3 H2SeO3 H2TeO3
  Падение силы кислот
  Рост окислительной активности
  
  

• 25 слайд

  VIA-группа.
  Селен, теллур, полоний: химические свойства.
  
  
  
  
  
  H2SeO4 (селеновая), H6TeО6 (Те(ОН)6 или формально Н2ТеО4 — теллуровая
  H2SeO4 — растворяет золото.
  Их получают, окисляя соединения в +4 очень сильными окислителями:
  H2SeO3 + H2O2(конц) = H2SeO4 + H2O
  25-30%
  
  5TeO2 + 2KMnO4 + 6HNO3 +12H2O = 5H6TeO6 + 2Mn(NO3)2 + 2KNO3
  
  H2SeO4 по силе практически равна серной, а H6TeО6 — оч слабая (К1~10-8)
  Они сильные окислители. H2SeO4 кинетически даже более энергичный окислитель, чем серная:
  6H2SeO4 + 2Au = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O
  (SeO2·xH2O)
  Галогенные соединения Se сходны с аналогичными соединениями S. Галогениды Te приближаются к солям, а галогениды Po — соли.
  
  Применение: селен — выпрямитель переменного тока, селениды и теллуриды — в полупроводниковой технике.
  

• 26 слайд

  VIA-группа.
  Галогены
  
  
  
  
  
  В природе входят в состав очень многих минералов:
  
  
  
  
  
  
  
  Каменная соль Карналлит Плавиковый шпат, флюорит
  NaCl Kcl·MgCl2·6H2O CaF2
  
  
  
  
  
  
  Фторапатит Бромаргирит Виллиомит
  ArBr NaF
  

• 27 слайд

  VIA-группа.
  Галогены. Получение. Химические свойства.
  
  
  
  
  
  F2: электролиз расплава KHF2
  Cl2: электролиз расплавов и растворов хлоридов ЩМ
  Br2 и I2: концентрируют растворы бромидов и иодидов (из морской воды), а затем пропускают газообразный хлор.
  
  
  Валентные возможности: I, III, V, VII
  Степени окисления: у фтора только -1,
  У остальных: -1, +1, +3, +5, +7. Могут быть соединения и в других степенях окисления.
  
  F2 — самое реакционноспособное простое вещество.
  Это обусловлено:
  - самой большой ЭО
  - маленьким r
  - отсутствием d-подуровня (оч легко диссоциирует на атомы)
  
  
  

• 28 слайд

  VIA-группа.
  Галогены. Получение. Химические свойства.
  
  
  
  
  
  F2: при tкомн реагирует со всеми простыми веществами, кроме O2, N2 и сладших благородных газов.
  В атмосфере фтора реакции идут с большими скоростями и огромными тепловыделениями:
  Ag + F2 = AgF2!!!!
  2Fe + 3F2 = 2FeF3
  P4 + 10F2 = 4PF5 (взрыв)
  Если Cl2, Br2, I2 растворяются в воде и слабо с ней взаимодействуют, то во фторе вода «горит»: 2F2 + H2O = OF2 + 2HF или 2F2 + 2H2O = 4HF + O2
  
  Cl2 Br2 I2
  
  Растворимость в воде уменьшается
  Г2(р-р) + Н2О <=> H+ + Г- + НОГ равновесие смещено влево
  Порядок Кр этого процесса при tкомн: для Cl2 ~10-4, Br2 ~10-9, I2 ~10-11.
  У йода взаимодействия практически нет.
  

• 29 слайд

  VIA-группа.
  Галогены. Получение. Химические свойства.
  
  
  
  
  
  Равновесие в щелочном растворе сдвигается вправо за счет нейтрализации кислот: Г2 + 2NaOH → NaГ + NaOГ + Н2О
  В горячей воде HГО диспропорционируют и поэтому суммарный процесс:
  3Г2(р-р) + 3Н2О <=> 5HГ + НГО3
  В щелочи 3Г2 + 6NaOH → 5NaГ + NaГО3 + 3Н2О
  
  В реальной практике Br2 предпочтительнее Cl2.Причина: трудность создания хорошего контакта с реакционной средой.
  
  
  

• 30 слайд

  VIA-группа.
  Галогены. Соединения.
  
  
  
  
  
  HF и HCl получают: фторид/хлорид + H2SO4(конц, t°)
  Получение HBr и HI таким способом невозможно из-за окисления HBr и HI.
  Наиболее частые варианты:
  Pbr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr гидролизный метод
  BaI2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HI
  
  HF — самый неидеальный газ, удивительно похож на воду.
  Переход в жидкость при +19°С, ρ= 1 г/мл.
  Очень сильно ассоциированная жидкость.
  Водный раствор HF — слабая плавиковая кислота.
  В водном растворе — димеры (HF)2.
  Поэтому при нейтрализации получается кислая соль:
  2HF + KOH = KHF2 + H2O
  
  Энергия водородной связи между молекулами HF самая большая: почти 100 кДж/моль! Приближается к ковалентной.
  
  
  

• 31 слайд

  VIA-группа.
  Галогенводороды.
  
  
  
  
  
  HF HCl HBr HI
  
  
  1) снижается термодинамическая устойчивость
  2) уменьшается термическая устойчивость
  3) возрастает восстановительная активность
  4) увеличивается сила кислот в растворе
  
  
  

• 32 слайд

  VIA-группа.
  Кислородные кислоты галогенов
  
  
  
  
  
  Галоген в степени окисления +1: галогеноватистые, соли — гипогалогениты.
  Кислоты малостабильны, известны только в водных растворах, частично образуются при растворении Г2 в воде.
  Легко разлагаются и доспропорционируют:
  hν
  2HOCl → HCl +O2
  CaCl2
  2HOCl → Cl2O + H2O
  t
  3HOCl → HClO3 + 2HCl
  

• 33 слайд

  VIA-группа.
  Кислородные кислоты галогенов
  
  
  
  
  
  Соли — гипогалогениты — более стабильны. В нейтральных растворах не проявляют окислительных свойств, но становятся сильными окислителями в кислых.
  Наиболее известная соль — хлорная известь, смесь CaCl2 и Ca(OCl)2
  Получается по реакции:
  2Сl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + CaOCl2 +2H2O
  Газообразный хлор пропускают через раствор Ca(OH)2
  Некоторые реакции с гипогалогенитами:
  
  2CaOCl2 → 2CaCl2 + O2
  t
  2NaOCl → NaClO3 + 2NaCl
  t
  CaOCl2 + 2HCl(Конц) → Cl2 + CaCl2 + H2O
  CaOCl2 + Pb(CH3COO)2 + H2O = PBO2 + CaCl2 + 2 CH3COOH
  
  

• 34 слайд

  VIA-группа.
  Кислородные кислоты галогенов
  
  
  
  
  
  HOCl HOBr HOI
  
  Сила кислот уменьшается
  Окислительная активность уменьшается
  
  Образование HOI термодинамически маловероятно (лучше HIO3)
  
  Галогены в степени окисления +3: галогенистые кислоты, соли — галогениты.
  Самые слабые кислоты. Из них наиболее известна HСlO2 — хлористая.
  
  Получают: BaO2 + 2ClO2 = Ba(ClO2)2 + O2
  Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2
  
  Сравнительно сильная кислота, Kд~10-2, устойчива в водном растворе в темноте. Аналогичные кислоты брома и иода до сих пор считаются неполученными.
  

• 35 слайд

  VIA-группа.
  Кислородные кислоты галогенов
  
  
  
  
  
  Галогены в степени окисления +5: галогеноватые кислоты, соли — галогенаты. Известны все кислоты.
  HlO3 — иодноватая, можно выделить в крист виде. Для неё известен и ангидрид, для двух других — нет.
  Варианты получения: 2NaClO3 + H2SO4 = 2HClO3 + Na2SO4
  Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl
  I2 + HNO3(конц) = 2HIO3 10NO2 + 4H2O
  I2 + H2O2(конц) = 2HIO3 + 4H2O
  Все эти кислоты — активные окислители.
  
  HClO3 HBrO3 HIO3
  
  Сила кислот уменьшается
  Окислительная активность уменьшается
  
  

• 36 слайд

  VIA-группа.
  Кислородные кислоты галогенов
  
  
  
  
  
  Иодноватые кислоты могут содержать разные количества воды и находится в форме:
  
  +H2O +H2O
  HIO3 → H3IO5 → H5IO6
  
  H5IO6 - действительно пятиосновная! Все водороды можно заместить на атомы металлов
  

• 37 слайд

  VIA-группа.
  Кислородные кислоты галогенов
  
  
  
  
  
  Галогены в степени окисления +7: галогенные кислоты, соли — пергалогенаты. Известны все кислоты.
  Все кислоты являются активными окислителями, термически малоустойчивы, но гораздо устойчивее всех предыдущих кислот.
  
  HСlO4 — существует в 100% форме. Если в разбавленном растворе — вообще не является окислителем и ведет себя как обычная минеральная кислота, напрbмер, Hcl. A H5IO6 — слабая.
  
  Перхлораты — самые устойчивые соединения хлора.
  Периодаты — малорастворимы в воде, устойчивы к нагреванию.
  
  

• 38 слайд

  VIA-группа.
  Бинарные соединения галогенов
  
  
  
  
  Правило: вышестоящий галоген вытесняет нижестоящий из бинарных соединений.
  А в кислородсодержащих будет наоборот! I2 будет вытеснять Br2 и Cl2, и т. д.
  
  2HClO4 + I2 = Cl2 + 2HIO4
  2KClO3 + Br2 = 2KBrO3 + Cl2
  
  Существует большая группа межгалогенных соединений:
  IF IF3 IF5 IF7
  BrF BrF3 BrF5
  ClF ClF3
  Чем дальше галогены стоят друг от друга, тем больше количество присоединяемых атомов.
  Соединения устойчивы, ΔG<0. Получают обычно прямым синтезом. В воде гидролизуются и диспропорционируют, особенно в случае Г+3:
  BrF5 + 3H2O = HbrO3 + 5HF
  2BrF3 + (H2O) = BrF + BrF5
  

• 39 слайд

  Спасибо
  за внимание!