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 |
Вопрос № 20. Кислородосодержащие кислоты галогенов типа нхо и их соли. Номенклатура. Строение м-л. Устойчивость. Окислительныеи кислотные св-ва. Хлорная известь. Получение и применение. ⇐ ПредыдущаяСтр 4 из 4
Фторноватистая кислота частично образуется при взаимодействии медленного тока фтора под уменьшенным давлением с охлажденной водой. Выделенная лишь в очень малых количествах представляет собой бесцветное в-во с высоким давлением пара, в обычных условиях довольно быстро разлагается на HF и О2. М-ла HOF имеет угол = 97 градусов. Является, по-видимому, сильной к-той, но водой быстро гидролизуется, в основном по уравнению: HOF +HOH = HF + H2O2. Соли ее не получены, но известны в-ва, к-ые можно рассматривать как продукты замещения ее водорода на радикалы металлоидного хар-ра. Хлорноватистая кислота очень слабая, легко разлагается на свету с выделением атомарного кислорода, который и обуславливает ее очень сильные окислительные свойства. HClO и гипохлориты можно получить так: Cl2 + H2O = HCl + HClO, Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O жавелевая вода, Cl2 + Ca(OH)2 = CaOCl2 + H2O - хлорная известь Cl2O + 2 KOH = 2KClO + H2O, 2 HI + HClO = I2 + HCl + H2O. Cl2O + H2O = 2HOCl. Хлорноватистая к-та и гипохлориты являются ок-лями. Сравнение стандартных редокс-потенциалов показывает, что хлорноватистая к-та – более сильный окислитель, чем свободный хлор и гипохлориты. Большая окислительная сила к-ты объясняется сильным поляризуемым действием протона на связь хлор – кислород, в р-те чего связь деформируется Þ к-та нестабильное образование по сравнению с гипохлоритами. Жавелевая вода используется для отбелки тканей, а хлорная известь - для дезинфекции. М-ла имеет угловое строение угол = 103° d(ОН)=0,97, d(ОCl) = 1.69А°. Бромноватистая кислота Br2 + H2O = HBr + HBrO, Br2 + KOH = KBr + KBrO + H2O, гипобромит калия Br2 + 5 Cl2 + 6 H2O = 2 HBrO + 10 HCl. Гипобромит калия легко разлагается:3 KBrO = 2 KBr + KBrO3 бромат калия. Иодноватистая кислота: 2I2 + HgO + H2O = HgI2 + 2HIO,Соли можно получить при взаимодействии кислот со щелочами или по реакциям: Последние 2 к-ты не не выделены в индивидуальном состоянии, а соли – гипобромиды и гипоиодиды – вполне стабильны в отсутствие взагисила. В данном ряду сила к-т падает.
Вопрос № 21. Кислородосодержащие к-ты галогенов типа НХО3 и их соли. Номенклатура. Строение м-л. Устойчивость. Окислительные и кислотные св-ва. Получение и применение. Бертолетова соль. Понятие о колебательных р-циях. Хлорноватая кислота HClO3 стабильна только в водных растворах - это сильная кислота и энергичный окислитель: Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2 HClO3 + BaSO4, 6P + 5HClO3 = 3 P2O5 + 5 HCl,
HClO3 + NaOH = NaClO3 + H2O (хлорат натрия). При повышении температуры идет реакция: 3 Cl2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO3 + 3 H2O, где KClO3 - соль (хлорат калия), называемая еще в честь ее первооткрывателя французского химика К.Бертолле бертоллетовой солью. Она используется в качестве окислителя в пиротехнике, в производстве спичек, для получения кислорода в лабораторных условиях. При нагревании она разлагается: 4 KClO3 = KCl + 3 KClO4, а в присутствии катализатора MnO2 происходит следующее: 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2. HBrO3 - бромноваую кислоту (она сущ только в р-ре) можно получить так: Ba(BrO3)2 + H2SO4 = 2 HBrO3 + BaSO4. Интересно отметить, что иод может вытеснять бром из бромата калия 2 KBrO3 + I2 = 2 KIO3 + Br2 HIO3 – иодноватая (иодаты) d(IO) = 1.8 А(две связи) и 1,9 (одна связь) и угол OIO = 98° I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl, 3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O, I2 + 2HClO3 = 2HIO3 + Cl2 (иод вытесняет хлор), IF5 + 3 H2O = 5 HF + HIO3 Соли можно получить при взаимодействии кислот со щелочами или по реакциям: 3 I2 + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO3 + 3 H2O, Растворимость и кислотные св-ва кислот уменьшаются, а устойчивость - повышается
Вопрос № 22. Кислородосодержащие к-ты галогенов типа НХО2 и НХО4 их соли. Номенклатура. Строение м-л. Устойчивость. Окислительные и кислотные св-ва. Получение и применение. HClO4 – хлорная это одна из самых сильных кислот и умеренный окислитель, малоустойчивая, часто взрывается, водные р-ры стабильны: 2 HClO4 + P2O5 = Cl2O7 + 2 HPO3, Cl2O7 + H2O = 2 HClO4, 2 Cl2O7 = 2 Cl2 + 7 O2, Ba(ClO4)2 + H2SO4 = 2 HClO4 + BaSO4, KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4. Хлорная кислота реагирует с оксидами металлов, со щелочами, с основными и амфотерными основаниями: HClO4 + KOH = KClO4 + H2O. М-ла имеет форму пирамиды с тремя атомами кислорода в основании, гидроксильной группой в вершине Перхлораты при нагревании разлагаются: KClO4 = KCl + 2 O2 В свободном состоянии бесцветная жидкость, дымящая на воздухе; со временем темнеет и становится взрывоопасной. Применяют при разложении сложных руд, при анализе минералов, в качестве катализатора. Соли хлорной кислоты — перхлораты. Хлористая кислота HClO2 существует только в водных растворах: 2 ClO2 + H2O2 = 2 HClO2 + O2. HClO2 - слабая кислота, но сильный окислитель: HClO2 + KOH = KClO2 + H2O, при хранении разлагается по реакции диспропорцианирования: 4 HClO2 = HCl + HClO3 + 2 ClO2 + H2O. Не выделена в свободном состоянии, в разбавленных р-рах быстро разлагается, хлораты стабильнее.
Бромная к-та не выделена в индивидуальном состоянии, по силе близка к хлорной, но значительно менее устойчива, поэтому явл сильным ок-лем, чем хлорная. Перброматы по св-вам похожи на перхлораты. KBrO3 + F2 + 2KOH = KBrO4 + 2KF + H2O Иодная к-та может быть получена анодным окислением HIO3. Вопрос № 23. Галогеноводороды. Устойчивость м-л. Хар-р хим связей в м-лах. Ассоциация м-л фтороводорода. Физические св-ва. Изменение температур плавления и кипения. При температуре выше 19,5 С HF - бесцветный газ с резким запахом. Раствор HF в воде называют плавиковой кислотой – легкоподвижная бесцветная жидкость. Жидкий фтороводород имеет большое значение диэлектрической постоянной = 83,6 при 0 С. НF ассоциирован за счет водородных связей в (НF)n, где n изменяется от 1 до 4 в парах, а в жидком фтороводороде n> 4. Энергия водородных связей м-у молекулами HF больше, чем м-у молекулами воды Þ образуются устойчивые гидрофторид-анионы Хлороводород (соляная кислота - HCl) - бесцветный газ с резким запахом, дымит на воздухе. (tкип = -850 С), малополярна, водородные связи не возникают. Бромистый водород (бромистоводородная кислота - HBr) - бесцветный газ, дымит на воздухе. Иодистый водород бесцветный, дымящий на воздухе газ с резким запахом. Химическая связь в данных молекулах ковалентная полярная. В ряду HF – HI длина связи увеличивается 0,091, 0,127, 0,141, 0,16 нм, поэтому прочность (энергия) связи уменьшается. Температура кипения в данном ряду уменьшается 19,5, -85,6, -66,7, -35,6, а температура плавления --83,2, -114,2, -87,2,-50,8 Растворимость в воде уменьшается, но увеличивается восстановительная активность. Электрический момент диполя уменьшается, но поляризуемость увеличивается
Вопрос № 24. Химические св-ва галогеноводородов. Восстановительные и кислотные св-ва. Особенности фтороводородной к-ты. Общие принципы получения галогеноводородов. Промышленное получение соляной кислоты. Применеие соляной и плавиковой кислот. Химические св-ва. 1. Реагирует с металлами: Mg + 2HBr = MgBr2 + H2, Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2, Соляная кислота реагирует с оксидами металлов: CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O HBr + KOH = KBr + H2O. Также с щелочами и основаниями. Она вытесняет слабые кислоты из их солей, реагирует с амфотерными оксидами и гидроксидами, с основными солями. Хлористый водород и соляная кислота обладают заметными восстановительными свойствами и под действием сильных окислителей, могут окисляться давая газообразный хлор: K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O. 2HBr + H2SO4(конц) = Br2 + SO2 + H2O HI + H2SO4(конц) = 4 I2 + H2S + 4 H2O, 2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2. KBrO3 + 5KBr + 3H2SO4 = 3Br2 + 3K2SO4 + 3H2O8 2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO+ 5I2 + 8H2O В отличие от других галогеноводородных кислот HF представляет собой кислоту средней силы. Молекула HF в жидкостях сильно ассоциирована за счет водородных связей. SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O. Получение. Непосредственным синтезом: H2 + Cl2 = 2HCl. Концентрированная серная кислота малолетуча и способна вытеснять HCl из солей: NaCl + H2SO4(конц) = NaHSO4 + HCl. Промышленное получение НCl: сульфатный с-б NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4 синтетический с-б: H2 + Cl2 = 2HCl. Получающийся хлороводород поглощается водой в спец поглотительных башнях. Газ и вода движутся в противоположных направлениях для более полного растворения газа в воде.
Соляная к-та применяется для получения ее солей, при травлении Ме, в пищевой прм-ти и медицине. Плавиковая к-та применяется для удаления песка с Ме-го лития и для травления стекла.
Вопрос № 25. Межгалогенные соединения. Бинарные МГС, их физ и хим св-ва, получение. Сравнительная устойчивость фторидов и хлоридов. Применение. Полигалогенные анионы [XX2n]- и катионы [XX2n]+, их св-ва, получение. Полииодидные ионы. ClF – бесцветный газ с сильным своеобразным запахом, относительно устойчив, полярен, слабо экзотермическое соединение. Образуется при нагревании сухих Cl2 и F2. Имеет кислотный хар-р: ClF +HOH = HClO + HF; MeF + ClF = Me[ClF2]. ClF3 – трифторид хлора – бледно-зеленое в-во м.б (Т-образное строение). получено при нагревании ClF с избытком фтора. По хим природе – соединение кислотное. MeCl + 2F2 = Me[ClF4]; MeF + ClF3 = Me[ClF4] - тетрафторохлораты (III) калия, рубидия, цезия. Удобно использовать для транспортировки фтора, т.к. он сжижается при обычныз температурах уже под небольшим давлением и легко отщепляет фтор. С1F5 – пентафторид. Молекула имеет форму тетрагональной пирамиды из атомов фтора, вблизи основания к-ой располагается атом хлора. Пентафторид хлора —малодиссоциирующая жидкость, устойчив до 200 "С. Его получают фторированием С1F3 (при 350 °С и 25 МПа):С1F3 +F2 =С1F5Ведутся исследования по получению производных [С1F6]-иона.Катион образуется при взаимодействии сильнейшего окислителя PtF6 с рядом соединений с более низкими С.О хлора. Известны также катионные комплексы хлора и в других степенях окисления хлора, например С1F2+, С1F4+. Катионные комплексы хлора имеют низкую энергию связи, поэтому представляют большой интерес как составные части энергоемких соединений. К энергоемким веществам относятся также С1F6, BrF – BrF2- газ красного цвета BrCl – BrCl2- газ желтого цвета IF – IF2- ICl – ICl2- тв красное легкоплавкое в-во очень неустойчиво. Широко используется при органических синтезах в качестве хлорирующего или иодирующего в-ва IBr – IBr2- тв серое легкоплавкое в-во Бинарные соединения брома (I) и иода (I) являются кислотными соединениями. Об этом, в частности, свидетельствует их отношение к воде. IС1+НОН =НIO + НС1 и взаимодействие с однотипными производными щелочных и щелочно-земельных металлов, например: КС1+IС1= К[IСl4] - дихлороиодат; СsI + АtI = Cs[АtI2] – дииодостат Иодиды щем Ме очень склонны в р-рах присоединять м-лы галогенов с образованием полииодидов. Одну из таких р-ций можно рассмотреть как взаимодействие основного иодида щелочного Ме с кислотным иодидом йода (I): KI + II = K[II2]
Ионы галогеногалогенатов (I) [ICl2]-, [IBr2]-, [II2]-, [BrBr2]-, [BrCl2]- имеют линейную структуру. Центральный атом комплекса несет положительный заряд, а периферические — отрицательный. Известны также соединения, содержащие ионы типа [I(ВгС1)]-, [Вг(ВгС1)]- и др. Строение рассматриваемых линейных ионов можно объяснить образованием трехцентровых молекулярных орбиталей при комбинации трех атомных р-орбиталей. BrF3 – [BrF4]- IF3 – [IF4]- ICl3 – [ICl4]- Молекулы тригалогенидов по структуре имеют Т-образное строение. Тригалогениды брома и иода (кроме жидкого ВгFз) — твердые легкоплавкие вещества. Это кислотные соединения с некоторыми признаками амфотерности. Их гидролиз сопровождается диспропорционированием, например: ВrF3 + 2НОН ==НВrО2 + ЗНF ЗНВrО2 = 2НВrО3 + НВr _____ ЗВrF3 + 6НОН=2НВrО3 +9НF+НВr О кислотной природе галогенидов Вг (III) и I (III) свидетельствует также наличие производных комплексов [BrF4]-, [ICl4]- Например, образование тетрахлороиодата (III) калия можно представить уравнением реакции KCl + ICl3 = K[ICl4] Тетрагалогеногалогенат (Ш)-анионы [ЭНаl4]- имеют квадратную форму. Четыре связи расположены по осям квадрата, а две несвязывающие электронные пары располагаются над и под плоскостью распре-деления связей. Согласно представлению о гипервалентнык связях квадратное строение тетрагалогеногалогенат(IП)-комплексов отвечает двум взаимно перпендикулярным трехцентровым четырехэлектронным связям На1—Э—На1. Центральные атомы комплексов [ЭНаl4]- имеют положительный эффективный заряд, а периферические — отрицательный. В жидком состоянии галогениды Вг(Ш) и 1(111) частично ионизированы, например: BrF3 + BrF3 «BrF2+ + BrF4- Подобный тип ионизации свидетельствует об амфотерности — молекулы ВгFз могут выступать и как акцепторы, и как доноры F--ионов. Так, ВгF3 с основными фторидами образует фтороброматы: КF+ВгF3 =К[ВгF4], а с более кислотными, чем он сам, фторидами — производные катиона ВrF2+— фторобромил (III): ВrF3 + SbF5 = [ВrF2] [SbF6] Указанная особенность тригалогенидов определяет их использование в качестве неводных растворителей для проведения соответствующих синтезов. BrF5 – BrF6- квадратная пирамида из атомов фтора с атомом брома в близи центра основания, химически активен IF5 – IF6- коричневый в отсутствии влаги р-р при ее наличии медленно синеет Фториды брома (V) и иода (V), бесцветные жидкости. По кислотно-основным свойствам они являются кислотными. Более или менее энергично взаимодействуют с водой, образуя кислоты: BrF5 + 3H2O = HBrO3 + 5HF. С основными соединениями они дают соли: KF + IF5 = K[IF6]. BrF7 и IF7 – очень реакционоспособные газы. IF7 + 6H2O = H5IO6 + 7HF Фториды более устойчивы, чем хлориды, т.к. Кд(F-)<Kд(Cl-)
|
||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-16; просмотров: 850; 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 - 3.133.79.70 (0.035 с.) |