Взаимодействие с кислородом
Поможем в ✍️ написании учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

В тлеющем разряде при температуре -196°С получают монофторид кислорода (диоксидифторид) O2F2 (степень окисления кислорода +1).

O2 + F2 = O2F2  (в электрическом разряде)

Дифторид кислорода OF2 (степень окисления кислорода +2) можно получить при быстром пропускании фтора через 2% раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH = OF2↑ + 2NaF + H2O

Во всех соединениях фтор проявляет степень окисления −1.

Не реагирует с гелием, неоном, аргоном, азотом, тетрафторметаном. При комнатной температуре не реагирует с сухим сульфатом калия, углекислым газом и закисью азота. Без примеси фтороводорода при комнатной температуре не действует на стекло.

HF - фтороводородная кислота, плавиковая. Слабая кислота.

Получение HF :

            CaF2 + H2SO4(конц.) → CaSO4 + 2HF↑

минерал флюорит

HF разъедает стекло и другие силикатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре:

Na2O∙CaO∙6SiO2 + 28HF = Na2SiF6 + CaSiF6 + 4SiF4↑ + 14H2O

SiO2 + 4HF = SiF4↑ + 2H2O

Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

Физические свойства Br2.

Br2 - бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный удушливый запах; ρ= 3,14 г/см3; tкип. = 58°C, tпл. = - 8°C.

Получение Br2 - окисление ионов Br - сильными окислителями:

MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O

Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2

Химические свойства Br2.

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

1) Взаимодействие с металлами:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

2) Взаимодействие с неметаллами:

H2 + Br2 ↔ 2HBr

2P + 5Br2 → 2PBr5

3) Взаимодействие с водой и щелочами:

Br2 + H2O ↔ HBr + HBrO

                           бромноватистая кислота

4) Взаимодействие с водой и щелочами:

Br2 + 2KOH → KBr + KBrO + H2O

                                   

5) Реагирует с сильными восстановителями:

Br2 + 2HI → I2 + 2HBr

Br2 + H2S → S + 2HBr

 

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

Иодистый водород HI (йодиды).

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.

Дата: 2018-12-21, просмотров: 335.