Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Химические свойства галогенов
Галогены обладают большим сродством к электрону и являются сильными окислителями. Окислительные свойства их возрастают от йода к фтору. Они активно взаимодействуют почти со всеми элементами периодической системы. Фтор реагирует практически со всеми металлами и неметаллами, кроме He, Ne, Ar. Реакции протекают очень бурно, часто сопровождаются взрывом, образуются соединения, в которых элементы, как правило, находятся в высшей степени окисления, например: 2Na + F2 = 2NaF (на холоде); 2Au + 3F2 = 2AuF3; 2P + 5F2 = 2PF5; 3F2 + S = SF6; 3F2 + Xe = XeF6. Фтор при обычной температуре не взаимодействует с некоторыми металлами (Fe, Cu, Ni, A1, Zn), на поверхности этих металлов образуется защитная фторидная пленка. В виде порошка железо горит в хлоре без предварительного нагревания, компактное железо реагирует при нагревании: 2Fe + 3Cl2 2FeCl3. Однако в отсутствие воды на поверхности металлов может образоваться плотная солевая пленка, предохраняющая металл от разрушения, поэтому сжиженный сухой хлор перевозят в стальных баллонах. С помощью сухого хлора извлекают олово из отходов белой жести, используемой главным образом для приготовления консервных банок. Сухой хлор не реагирует с железом, но взаимодействует с оловом, образуя жидкий SnС14. С неметаллами: 2P + 3Cl2(недост) 2PCl3; 2P + 5Cl2(изб) 2PCl5; 2Cl2 + S = SCl4. Активность брома и йода значительно ниже, но и они со многими металлами и неметаллами могут реагировать при обычных условиях: 2А1 + 3I2 = 2А1I3 (Н2О – катализатор); 2P + 3Br2 = 2PBr3; 2P + 3I2 2PI3. Галогены вступают в реакцию с водородом, образуя соединения НГ: Н2 + Г2 = 2НГ. Реакция взаимодействия фтора с водородом сопровождается взрывом, при этом выделяется большое количество энергии. Хлор при обычных условиях очень медленно взаимодействует с водородом, но на прямом солнечном свету или при нагревании реакция идет также со взрывом. Реакция водорода и хлора протекает по цепному механизму, поэтому для нее необходимо инициирование (нагревание или освещение): Н2 + Сl2 2НCl. Взаимодействие брома и йода с водородом происходит лишь при нагревании. Иод с водородом реагирует незначительно, так как образующийся в условиях синтеза иодоводород легко разлагается, и равновесие сильно смещено в сторону исходных веществ. Поэтому только НCl в промышленности получают из простых веществ.
Азот и кислород непосредственно с галогенами не взаимодействуют. Лишь фтор взаимодействует с кислородом в тлеющем разряде, образуя при низких температуpax фториды кислорода: O2F2, O3F2 и другие. Взаимодействие с водой. Фтор энергично разлагает воду, продукты реакции зависят от температуры: (H2O) + F2 = 2HF + 0,5O2 (t > 90ºС, с водяным паром – с взрывом); {2Н2О} + 4F2 = 4НF + 2ОF2↑ (при t = 0‒90ºС). Фтор активно взаимодействует со спиртом, ацетоном, бензолом. Поэтому эти вещества не могут быть использованы в качестве растворителей фтора. Хлор, бром и иод растворяются в воде, причем их растворимость в воде при 20ºС характеризуется следующими значениями, моль/л: хлор – 0,103, бром – 0,225, то есть растворимость брома несколько выше растворимости хлора. Растворимость иода в воде значительно меньше – 0,0013 моль/л. Растворы хлора и брома в воде носят название хлорной и бромной воды. Эти растворы обладают всеми свойствами хлора и брома соответственно. Их окислительные свойства превосходят окислительные свойства сухих хлора и брома. Это объясняется тем, что в водных растворах галогенов (за исключением фтора) происходят реакции диспропорционирования, например, для хлора при стандартных условиях: Cl2 + Н2О ⇄ НClО + НCl. При переходе от хлора к иоду равновесие все больше смещается в сторону исходных веществ, о чем свидетельствуют значения констант равновесий данных реакций:
Как видно из приведенных значений констант, рассматриваемые равновесия существенно смещены влево и, наряду с продуктами взаимодействия галогенов с водой, в растворах галогенов присутствуют преимущественно молекулярные формы галогенов. Бактерицидное действие водных растворов хлора связано как с образованием атомарного кислорода, образующегося при разложении НClО, так и с хлорирующим действием хлорноватистой кислоты. Образующаяся в хлорированной воде соляная кислота безвредна, поэтому вода пригодна для употребления. Растворимость I2 в воде можно повысить, если добавить к ней KI. В результате образуется красно-бурый раствор хорошо растворимых (но нестойких) полииодидов калия (KI3 и др.):
n I2 + KI = KI2 n +1 (n = 1÷7). Бром и йод лучше растворяются в органических растворителях. Это свойство брома и йода используется в качественном анализе. Взаимодействие со щелочами. При взаимодействии фтора со щелочами продукты реакции зависят от концентрации щелочи: 2F2 + 2NaOH(разб) = 2NaF + OF2 + H2O; 2F2 + 4NaOH(конц) = 4NaF + O2 + 2H2O. Продукты взаимодействия хлора со щелочами зависят от температуры: Сl2 + 2KОН = KСlО + KСl + Н2О; 3Сl2 + 6KОН KСlО3 + 5KСl + 3Н2О. Раствор, полученный при пропускании хлора через раствор гидроксида натрия, называют «жавелевой водой». Он обладает окислительными свойствами и применяется для отбеливания тканей, бумаги и т. д. Отбеливающее действие «жавелевой воды» связано с поглощением ею углекислого газа из воздуха, который переводит гипохлорит-ионы в молекулы слабой хлорноватистой кислоты: NaС1О + СО2 + H2O ⇄ NaНСО3 + НС1О; С1О– + СО2 + H2O ⇄ НСО + НС1О. Молекулы хлорноватистой кислоты неустойчивы и легко отщепляют кислород, который отбеливает материал, окисляя окрашенные примеси. При взаимодействии хлора с гашеной известью Ca(OH)2 образуется хлорная (белильная) известь CaOCl2: C12 + Ca(OH)2 = CaOCl2 + H2O. Хлорную известь можно рассматривать как смесь СаС12 и Са(С1О)2 или как смешанную соль соляной и хлорноватистой кислот: При взаимодействии щелочи с I2 уже при обычных условиях образуется NaIO3: 6I2 + 12NaOH = 10NaI + 2NaIO3 + 6H2O. Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ: H2S + Br2 = S + 2HBr. Реакция замещения водорода в предельных углеводородах: CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl (радикальный механизм). Реакция присоединения к непредельным углеводородам: C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2. В ряду Cl2 – Br2 – I2 – неметаллические свойства ослабевают. У I2 появляются приметы металлических свойств. I2 реагирует с концентрированной HNO3, в неводном растворе образует катион I+: I2 + 10HNO3(конц) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O; I2 + AgNO3 AgI + INO3. Для иода характерна особая реакция – он соединяется с крахмалом с образованием синего продукта: (С6Н10 O5) n + I2 ⇄ (С6Н10 O5) n ·I2 белый синий При нагревании равновесие смещается влево, и синяя окраска исчезает. Крахмал применяют как индикатор для обнаружения иода, присутствующего в малых концентрациях. Особые свойства фтора. Из всех галогенов у фтора наименьший радиус. Это самый электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления –1. Исключительная химическая активность фтора обусловлена, с одной стороны, большой прочностью образуемых им связей: так, например, энергия связи H‑F равна 566 кДж/моль, с другой стороны ‑ низкой энергией связи в молекуле F2 (159 кДж/моль). Большая энергия связей Э–F является следствием значительной электроотрицательности фтора и малого размера его атома. Низкое значение энергии связи в молекуле F2, объясняется сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на р -орбиталях, обусловленным малой длиной связи F–F. Благодаря малой энергии связи молекулы F2 легко диссоциируют на атомы, и энергия активации реакций с участием фтора обычно невелика, поэтому реакции протекают с большой скоростью. Фтор в реакциях проявляет только окислительные свойства. В атмосфере фтора горят H2O, песок (SiO2):
SiO2 + 2F2 = Si+4F4 + O2. Эта реакция происходит вследствие того, что тетрафторид кремния ‒ более прочное соединение, чем оксид. (SiO2) = –910,9 кДж/моль, а (SiF4) = –1614,9 кДж/моль, кроме того, реакция сопровождается увеличением энтропии. Галогеноводороды Получение галогеноводородов. Поскольку взаимодействие простых веществ H2 + F2 = 2HF сопровождается взрывом, фтороводород получают из фторидов: СaF2 + H2SO4 = CaSO4↓ + 2HF ↑; KHF2 KF + HF. В промышленности HCl получают взаимодействием простых веществ, хлорированием углеводородов: Н2 + Сl2 2НCl; CH4 + Cl2 CH3Cl + НСl. В лаборатории HCl получают взаимодействием концентрированной серной кислоты на твердые хлориды, гидролизом кислотных галогенидов: NaCl(тверд) + Н2SO4(конц) NaНSO4 + НСl↑; BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HCl↑. Поскольку восстановительные свойства бромоводорода и иодоводорода более ярко выражены, HI и HBr нельзя получить реакциями обменного взаимодействия соответствующих галогенидов с концентрированной серной кислотой. NaBr и NaI окисляются H2SO4(конц): 2NaBr + 2H2SO4(конц) = Br2 + SO2 + Na2SO4 + 2H2O; 8NaI + 5H2SO4(конц) = 4I2 + H2S + 4Na2SO4 + 4H2O. HBr и HI получают гидролизом галогенидов фосфора: PBr3 + 3H2O = 3HBr↑ + H3PO3; PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI. При стандартных условиях галогеноводороды ‒ газообразные вещества с резким запахом, хорошо растворимые в воде. Водные растворы галогеноводородов являются кислотами.Характеристика галогеноводородов:
Наличие водородных связей объясняет аномально высокие температуры плавления и кипения фтороводорода (рис. 1.4). От НСl к HBr и HI температуры плавления и кипения увеличиваются. Жидкий HF образует цепочки, состоящие из молекул HF: (HF)4, (HF)6, (HF)8. Вследствие наличия сильной водородной связи даже в парах молекулы HF ассоциированы. При t = 3500ºС связь H–F разрывается.
HF может смешиваться с Н2О в неограниченном количестве, образуя раствор слабой плавиковой кислоты. Между молекулами HF и Н2О также возникают водородные связи. Безводный HF – неэлектролит, а в водном растворе возможны процессы ионизации: HF + H2O ⇄ H3O+ + F–; F– + HF ⇄ HF ; 2HF + H2O ⇄ H3O+ + HF . HF хранят в сосудах из платины или полиэтилена. В стеклянном сосуде плавиковую кислоту хранить нельзя, т. к. основным компонентом стекла является SiO2, и стекло разрушается: SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O (реакция травления стекла). В избытке плавиковой кислоты образуется гексафторокремниевая кислота: SiF4 + 2HF = H2[SiF6]. Водные растворы Н Cl, Н Br, Н I – сильные кислоты. Галогенид-ионы проявляют восстановительные свойства, например: 4HCl + O2 ⇄ 2H2O + 2Cl2 (процесс Дикона) , кДж/моль –91,8 0 –241,82 0 , Дж/(моль × К) 186,8 205,04 188,72 222,9 = –116,44 кДж; = –129 Дж/К; G = – 298 · S = –77998 Дж. Расчет показывает, что процесс может протекать как в прямом направлении (при t > 903 К), так и обратном (при t < 903 К). Однако при обычных условиях кислород не взаимодействует с HCl с заметной скоростью, для ускорения реакции смесь хлороводорода и кислорода необходимо нагревать и использовать катализатор (хлориды меди(II) и железа(III)). Ранее процесс Дикона использовали для получения хлора. Восстановительные свойства НГ усиливаются. Иодоводород окисляется на воздухе до иодноватой кислоты: 2HI- + 3O2 → 2HI+5O3. Усиление восстановительных свойств НГ прослеживается в реакциях с H2SO4: HCl + H2SO4(конц) ‒ реакция не идет; 2HBr + H2SO4(конц) = Br2 + SO2 + 2H2O; 8HI + H2SO4(конц) = 4I2 + H2S + 4H2O. НCl при взаимодействии с сильными окислителями окисляется до свободного хлора: PbO2 + 4HCl = PbCl2 + Cl2 + 2H2O. Соляная кислота представляет собой бесцветную, дымящую на воздухе жидкость. Она проявляет свойства, характерные для кислот. Химические свойства соляной кислоты:
Для HF также характерны реакции с металлами, с основными оксидами, с основаниями и некоторыми солями, например:
Как и в случае других бинарных соединений, выделяют фториды различной природы: основные – фториды металлов; амфотерные – фториды Al, Zn, Be, Sn; кислотные – соединения фтора с неметаллами:
Галогениды различной природы могут реагировать между собой: 2KF + SiF4 = K2[SiF6]; 3NaF + AlF3 = Na3[AlF6]; 2KF + BeF2 = K2[BeF4]; 2AlF3 + 3SiF4 = Al2[SiF6]3. Основные фториды гидролизуются, если они растворимы в воде: 2NaF + H2O = NaHF2 + NaOH. Кислотные фториды гидролизуются с образованием двух кислот: SiF4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HF; 2SiF4 + 4HF = 2H2 [ SiF6 ]; 3SiF4 + 3H2O = H2SiO3 + 2H2 [ SiF6 ]. Аналогичная классификация на основные, амфотерные и кислотные существует у хлоридов, бромидов, иодидов:
2KI + HgI2 = K2[HgI4]; KBr + AlBr3 = K[AlBr4]. С увеличением степени ионности повышается термическая устойчивость галогенидов. Гидролиз галогенидов протекает по различным схемам. Подвергающиеся гидролизу основные хлориды, бромиды, иодиды гидролизуют по катиону: MgCl2 + HOH ⇄ MgOHCl + HCl. Кислотные галогениды гидролизуют с образованием двух кислот: PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCl; PI3 + 3H2O → H3PO3 + 3HI; BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HCl. SF6, СCl4, CF4 не подвергаются гидролизу. В соединениях СCl4, CF4 атом углерода координационно и валентно насыщен. Относительная устойчивость SF6 по сравнению с SF4 обусловлена кинетическими факторами. Шесть атомов фтора стерически экранируют атом серы и мешают приближению возможных атакующих групп. Термодинамически же гидролиз SF6 возможен, поскольку стандартное изменение энергии Гиббса этого процесса меньше нуля: SF6(газ) + 3H2O(газ) → SO3(газ) + 6HF(газ); = –301,2 кДж. В связи с инертностью и диэлектрическими свойствами SF6 широко используется в качестве газообразного изолятора в высоковольтных аппаратах. Галогениды практически всех металлов хорошо растворимы в воде. Исключение ‒ соли серебра и свинца. Качественная реакция на галогенид-ионы ‒ выпадение осадка белого цвета AgCl в реакциях нитрата серебра с соляной кислотой и хлоридами: KCl + AgNO3 = AgCl ↓ + KNO3. С бромоводородной кислотой и ее солями образуется светло-желтый осадок Ag Br, с иодоводородной кислотой и ее солями ‒ желтый осадок Ag I. Осадки не растворимы в воде и азотной кислоте.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2022-09-03; просмотров: 186; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.145.69.255 (0.081 с.) |