I . Общая характеристика элементов галогенов
Поможем в ✍️ написании учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

I . Общая характеристика элементов галогенов.

Галогены – элементы главной подгруппы VII группы. "Галогены" - "рождающие соли".

Астат мало изучен в связи с его радиоактивностью.

       В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.
       Все галогены объединены в VII группу потому, что на внешней электронной оболочке у них расположено 7 электронов.

признак, по которому элементы располагаются в главной подгруппе

 


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.

Ø увеличивается межъядерное расстояние Ø уменьшается и прочность молекулы Н-Gal Ø энергия связи Н-Gal сверху уменьшается Ø сила кислот возрастает (HF является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а HI – самой сильной).  
       Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты.

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

 

t
б) с другими неметаллами

2P + 5Cl2 → 2PCl5    

Хлор. Хлороводород. Соляная кислота.

I . Строение атома хлора.

II. Образование молекулы хлора.

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.

V . Получение хлора.

1) Промышленный способ - электролиз расплавов и растворов солей хлоридов..

NaCl ↔ Na+ + Cl-

H2O ↔ 2H+ + OH-

Анод (+) Катод (-)
Cl-,  OH-   Na+ , H+
2Cl- - 2ē → Cl2↑ OH- - в растворе 2H+ + 2ē → H2↑ Na+ - в растворе

 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:

150°C

550°C
NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl

2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl

t
2) Возможно получение путём гидролиза хлоридов магния, алюминия (нагревается гидратированная соль):

t
MgCl2∙6H2O = MgO + 2HCl + 5HCl

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

1. Разложение на свету:

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 - бесцветный 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)

t
2) Взаимодействие c водородом:

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 - бесцветный 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.

       В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.
       Все галогены объединены в VII группу потому, что на внешней электронной оболочке у них расположено 7 электронов.

признак, по которому элементы располагаются в главной подгруппе

 


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.


 



Дата: 2018-12-21, просмотров: 741.