Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
I . Общая характеристика элементов галогенов.Стр 1 из 2Следующая ⇒
I. Общая характеристика элементов галогенов. Галогены – элементы главной подгруппы VII группы. " Галогены" - " рождающие соли".
Астат мало изучен в связи с его радиоактивностью.
Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами. Простые вещества, образованные атомами галогенов, состоят из двух атомов: F2, Cl2, Br2, I2.
II. Физические свойства галогенов. F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом Br2 – жидкость красно-бурого цвета I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета. Присоединяя водород, галогены образуют летучие водородные соединения: HF, HCl, HBr, HI.
НF – фтороводородная (плавиковая) НCl – хлороводородная (соляная) НBr – бромоводородная НI – йодоводородная.
Растворимость малорастворимых солей в воде уменьшается:
Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде. III. Химические свойства галогенов. Галогены - очень сильные окислители. Фтор проявляет только окислительные свойства, для него характерна только степень окисления -1 в соединениях. Остальные галогены проявляют и восстановительные свойства при взаимодействии с более э.о. элементами - фтором, кислородом, азотом. Их степени окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. 1. Взаимодействие с металлами (образуются соли): 2K + Cl2 → 2KCl 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 2Al + 3Br2 → 2AlBr3 2Al + 3I2 → 2AlBr3 2. Взаимодействие с неметаллами: а) с водородом H2 + F2 → 2HF H2 + Cl2 → 2HCl H2 + Br2 → 2HBr H2 + I2 → 2HI
2P + 5Cl2 → 2PCl5 Взаимодействие со сложными веществами: а) с водой 2H2O + F2 → 4HF + O2 (взрыв) H2O + Cl2 → HCl + HClO хлорная вода Br2 + H2O → HBr + HBrO бромная вода б) «ряд активности» галогенов F2 > Cl2 > Br2 > I2 активность уменьшается Более активные галогены вытесняют другие менее активные из растворов солей. 2KBr + Cl2 → Br2 + 2КCl 2KI + Cl2 → I2 + 2КCl 2KI + Br2 → I2 + 2КCl
в) с органическими веществами: I2 + крахмал → синее окрашивание Хлор. Хлороводород. Соляная кислота. I. Строение атома хлора.
II. Образование молекулы хлора.
III. Физические свойства хлора. Cl 2 - газ желто-зеленого цвета с удушающим запахом. Плотность 3, 214 г/л; температура плавления -100 °C; температура кипения -34 °C, При обычной температуре легко сжижается под давлением 0, 6 МПа. Растворяясь в воде, образует хлорную воду желтоватого цвета. Хорошо растворим в органических растворителях, особенно в гексане (C6H14), в четыреххлористом углероде (CCl4). IV. Химические свойства хлора. На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, поэтому валентность, равная 1 для атома хлора, очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня атом хлора может проявлять и другие степени окисления. Схема образования возбуждённых состояний атома:
Взаимодействие с металлами. Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании): 2Na + Cl2 = 2NaCl 2Sb + 3Cl2 = 2SbCl3 2Fe + 3Cl2 = 2 FeCl 3 Металлы с переменной степенью окисления хлор окисляет до высшей степени окисления. Хлор — очень сильный окислитель: Cl2 + H2S = 2HCl + S 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 Cl2 + H2SO3 + H2O = H2SO4 + 2HCl Раствор хлора в воде используется для отбеливания тканей и бумаги. V. Получение хлора. 1) Промышленный способ - электролиз расплавов и растворов солей хлоридов.. NaCl ↔ Na+ + Cl- H2O ↔ 2H+ + OH-
NaCl + H2O → NaOH + Cl2↑ + H2↑ Лабораторные методы. а) Окисление хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия, диоксидом свинца, бертолетовой солью и т. п.) MnO2 + 4HCl = Cl2↑ + MnCl2 + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2↑ + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O PbO2 + 4HCl = Cl2↑ + PbCl2 + 2H2O KClO3 + 8HCl = 3Cl2↑ + 2KCl + 3H2O б) Современные лабораторные методы получения хлора. Действием кислоты на гипохлорит натрия: 4NaOCl + 4CH3COOH = 4NaCH3COO + 2Cl2↑ + O2↑ + 2H2O При этом также выделяется кислород. Если использовать соляную кислоту, то реакция выглядит по-другому: NaOCl + 2HCl = NaCl + Cl2↑ + 2H2O
Физические свойства HCl. HCl - бесцветный газ с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, хорошо растворим в воде (в 1 объеме Н2О - 500 объемов HCl) с образованием соляной кислоты. Получение соляной кислоты. 1. Промышленный способ - синтез хлора и водорода. Cl2 + H2 = 2HCl↑ Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде. Лабораторные способы. 1) Используется разработанный ещё алхимиками способ, заключающийся в действии концентрированной серной кислоты на поваренную соль:
2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl
AlCl3∙ 6H2O = Al(OH)3 + 3HCl + 3H2O Особенности обращения. Высококонцентрированная HCl - едкое вещество, при попадании на кожу вызывает сильные химические ожоги. Особенно опасно попадание в глаза. Для нейтрализации ожогов применяют раствор слабого основания, или соли слабой кислоты, обычно питьевой 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. Применение соляной кислоты. 1. В гидрометаллургии и гальванопластике (травление, декапирование). 2. Для очистки поверхности металлов при пайке и лужении. 3. Для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. металлов. 4. В смеси с поверхностно-активными веществами используется для очистки керамических и металлических изделий. 5. В медицине. Естественная составная часть желудочного сока человека. В концентрации 0, 3—0, 5 %, обычно в смеси с ферментом пепсином, назначается внутрь при недостаточной кислотности. Применение солей хлоридов. NaCl - 1. Пищевой продукт 2. Для получения чистого Na и Cl2. KCl - калийное удобрение. С aCl 2 - для осушки многих газов, в медицине. BaCl 2 - ядохимикат, используется в сельском хозяйстве. ZnCl 2 - пропитывают шпалы телеграфных столбов. Химические свойства кислот. 1) HCl+1O - хлорноватистая кислота HClO - желтоватая жидкость. Существует только в растворах. Cамая неустойчивая кислота. Получается при взаимодействии хлора с водой (без нагревания): Cl2 + H2O = HCl + HClO
HClO = HCl + O↑ (атомарный) Разложение в темноте. 3HClO = 2HCl + HClO3 Химические свойства фтора. Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами, кроме фторидов в высших степенях окисления и редких исключений — фторопластов, и с большинством из них — с горением и взрывом. Образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона, аргона. Ко фтору при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счёт образования плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором — Al, Mg, Cu, Ni. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву в кварцевых сосудах даже при очень низких температурах (до − 252°C), в магниевых сосудах для начала реакции нужен небольшой нагрев. Бромистый водород HBr. Физические свойства HBr. HBr - б есцветный газ, хорошо растворим в воде; tкип. = -67°С; tпл. = - 87°С. Получение HBr. 1 ) 2NaBr + H3PO4 → Na2HPO4 + 2HBr↑ 2) PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr↑ Химические свойства HBr. Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl. 1) Диссоциация: HBr ↔ H+ + Br - 2) Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода: Mg + 2HBr → MgBr2 + H2↑ 3) Взаимодействие с оксидами металлов: CaO + 2HBr → CaBr2 + H2O 4) Взаимодействие с основаниями и аммиаком: NaOH + HBr → NaBr + H2O Fe(OH)3 + 3HBr → FeBr3 + 3H2O NH3 + HBr → NH4Br 5) Взаимодействие с солями: MgCO3 + 2HBr → MgBr2 + H2O + CO2↑ AgNO3 + HBr → AgBr↓ + HNO3 желтый Качественая реакция на Br -: AgNO3 + HBr → AgBr↓ + HNO3 Образование нерастворимого в кислотах желтого осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе. 6) HBr - сильный восстановитель: 2HBr + H2SO4(конц.) → Br2 + SO2↑ + 2H2O 2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2
Из кислородных кислот брома известны: - слабая бромноватистая HBr+1O и - сильная бромноватая HBr+5O3.
Йод I2 - открыт Б. Куртуа в 1811 г. Физические свойства I2. I2 - кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском, ρ = 4, 9 г/см3; tкип.= 185°C, tпл.= 114°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl4). Получение I2 - окисление ионов I- сильными окислителями: Cl2 + 2KI → 2KCl + I2 2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O Химические свойства I2. Йод - самый неактивный из всех галогенов. 1) Взаимодействие c металлами: 2Al + 3I2 → 2AlI3 (Кат - H2O)
H2 + I2 ↔ 2HI 3) Взаимодействие с сильными восстановителями: I2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HI I2 + H2S → S + 2HI 4) Взаимодействие со щелочами: 3I2 + 6NaOH → 5NaI + NaIO3 + 3H2O Физические свойства HI. HI - б есцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, tкип. = -35°С; tпл. = -51°С. Получение HI. 1) I2 + H2S = S + 2HI 2) 2P + 3I2 + 6H2O = 2H3PO3 + 6HI↑ Химические свойства HI. 1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота: HI ↔ H+ + I- 2HI + Ba(OH)2 = BaI2 + 2H2O Соли йодистоводородной кислоты - йодиды. 2) HI - очень сильный восстановитель: 2HI + Cl2 = 2HCl + I2 8HI + H2SO4(конц.) = 4I2 + H2S + 4H2O 5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O 3)Качественая реакция на I-: Образование нерастворимого в кислотах темно-желтый осадка йодида серебра, служит для обнаружения аниона йода в растворе. NaI + AgNO3 = AgI↓ + NaNO3 темно-желтый HI + AgNO3 = AgI↓ + HNO3 темно-желтый Кислородные кислоты йода ( йодаты ). 1) Йодноватая кислота HI+5O3 HIO3 - бесцветное кристаллическое вещество, t°пл.= 110°С, хорошо растворимое в воде. Получают: 3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO↑ + 2H2O HIO3 - сильная кислота (соли - йодаты ) и сильный окислитель. 2) Йодная кислота H5I+7O6 H5IO6 - кристаллическое гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде, tпл = 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты ); сильный окислитель. I. Общая характеристика элементов галогенов. Галогены – элементы главной подгруппы VII группы. " Галогены" - " рождающие соли".
Астат мало изучен в связи с его радиоактивностью.
Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами. Простые вещества, образованные атомами галогенов, состоят из двух атомов: F2, Cl2, Br2, I2.
|
Последнее изменение этой страницы: 2019-05-18; Просмотров: 254; Нарушение авторского права страницы