Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

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 + H₂SO_4(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; t_кип. = 58°C, t_пл. = - 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; t_кип. = -67°С; t_пл. = - 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; t_кип.= 185°C,  t_пл.= 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, t_кип. = -35°С; t_пл. = -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, t_пл = 130°С. Слабая кислота (соли - перйодаты); сильный окислитель.