Cl 2
advertisement
Химия p-элементов Элементы VIIА подгруппы (галогены) Строение атома и характерные степени окисления …ns2 np5 F ЭО ЭИ -I Cl Br - I, I, III, V, VII, (IV,VI) I At Все галогены, кроме фтора, могут использовать при образовании химических связей d-орбитали Физические свойства галогенов F2 и Cl2 хлор хлор легко сжижается (tкип= –34 0C) газы жёлто-зелёного цвета Br2 жидкость коричневого цвета бром I2 твёрдое вещество тёмно-фиолетовые кристаллы кристаллы газ йод F2, Cl2, Br2, I2 - молекулы неполярны: хорошо растворяются в неполярных растворителях, в полярных (Н2О) – плохо: Растворимость, г/100г воды(200С) Cl2 Br2 I2 0,63 3,58 0,028 бромная вода йодная вода хлорная вода Нахождение в природе В свободном виде не встречаются В составе солей – галогенидов натрия, калия, кальция ФЛЮОРИТ CaF2 Минералы – хлориды Галит (NaCl) Сильвин (KCl) Минералы, содержащие фтор Апатит Ca5(PO4)3F, Cl Фосфорит Получение В промышленности Фтор получают электролизом расплавов фторида калия или кислой соли (KF·2HF – для снижения температуры процесса до 1000С). Хлор получают электролизом концентрированного раствора NaCl Электр. ток 2NaCl + 2H2O диафрагма 2NaOH + H2 катод + Cl2 анод продукты электролиза: хлор, водород и едкий натр Бром и йод получают, пропуская хлор через растворы бромидов и йодидов (используют морские и буровые воды): KBr KI + Cl2 Br2 pH=3,5 I2 + KCl демонстрация ролика №2 В лаборатории: Фтор 2CeF4 t 2CeF3 + F2 Хлор, бром и йод получают окислением галогенид-ионов Г– для Cl2 ок Г2 конц. HCl ок для I2 и Br2 KBr KI HClконц + KMnO4(т) + H2SO4 KMnO4 MnO2 K2Cr2O7 Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O завершим уравнение реакции: KBr–I + K2Cr2VIO7 + H2SO4 2Br– – 2ē Br20 + … 3 → Br2 Cr2O72– + 14H+ + 6ē → 2Cr3+ + 7H2O +12 +6 6Br– + Cr2O72– + 14H+ → 3Br2 + 2Cr3+ + 7H2O переход от сокращённой ионной форме к молекулярной: 6KBr + K2Cr2O7 + 7H2SO4 3Br2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + 4K2SO4 Химические свойства простых веществ Все галогены – активные окислители F2 Cl2 Br2 I2 Окислительные свойства Фтор реагирует непосредственно с большинством простых веществ. O2 F2 + N2 He, Ne, Ar F2 + P PF5 (а также PF3) С тяжелыми благородными газами Xe, Kr, Rn: F2 + Xe XeF4 Такие металлы, как медь и никель, устойчивы к фтору, хотя и реагируют с ним. CuF2 и NiF2 образуют прочные защитные плёнки – пассивация металлов. Фтор можно пропускать по медным трубкам. Фтор, как более активный окислитель, заменяет кислород в молекуле воды: F2 + H2O HF + O2 Фтор разрушает стекло (катализатором этой реакции является вода): F2 + SiO2 SiF4 + O2 H2O побочными продуктами являются O3 и OF2 (газ) Хлор, бром и йод реагируют с металлами и со многими неметаллами Cl2 + P → PCl3 PCl5 Cl2 + Fe → FeCl3 демонстрация ролика №4 Br2 + Al → AlBr3 I2 + Al H2O (кат) AlI3 демонстрация ролика №5 Для Cl2, Br2, I2 «ноль» - промежуточная степень окисления. Поэтому возможны реакции диспропорционирования. С водой реакция обратима 0 -I +I Cl2 + H2O ⇄ HCl + HClO (также для равновесие смещено влево Br2, I2 , но равновесие ещё больше смещено влево) Добавление щёлочи смещает равновесие вправо; реакция со щелочью необратима -I 0 +I KCl + KClO + H2O Cl2 + KOH -I +V KCl + KClO3 + H2O (также для Br2, I2) 2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O Хлорная известь Водородные соединения галогенов при ст. усл. газы; очень хорошо растворимы в воде Водные растворы являются кислотами HF плавиковая кислота Кд=7·10-4 HCl HBr соляная кислота бромоводородная кислота HI йодоводородная кислота Сила кислот Восст. свойства 1 л воды при 250С способен растворить 426 л HCl (для сравнения: 2 л Cl2) Особенности плавиковой кислоты HF 1) HF + SiO2 SiF4 + H2O нельзя хранить в стеклянной посуде! 2) HF ассоциирована в водном растворе вследствие образования водородных связей 2HF H2F2 и может образовывать кислые соли KHF2 Большинство солей – хлоридов, бромидов и йодидов хорошо растворимы в воде, фториды хуже. Однако фторид серебра хорошо растворим. Качественные реакции на галогенид-ионы Ag+ + Г– … AgF AgCl AgBr AgI растворим бел. светло-жёлтый жёлтый Получение галогеноводородов Все галогеноводороды образуются при реакции галогенов с водородом H2 + Г2 HГ падение интенсивности реакции F2 со взрывом Cl2 на свету со взрывом Br2 при нагревании I2 при нагревании обратимо HCl в промышленности получают при горении водорода в хлоре В лаборатории: CaF2 + H2SO4конц HF + CaSO4 KCl + H2SO4конц HCl + KHSO4 HBr и HI нельзя получить действием конц. H2SO4 на галогениды, т.к. они окисляются: H2SO4конц – Г KBr KI Г2 IV VI + H2SO4 конц Br2 + SO2 -II +K2SO4 + H2O I2 + H2S HBr и HI получают гидролизом галогенидов фосфора: PГ3 + H2O HГ + H3PO3 Кислородсодержащие соединения галогенов Оксиды хлора I Cl2O Желтокорич. газ IV ClO2 Желтый газ обмена ОВР VII VI ClO3(Cl2O6) Cl2O7 Бесцветная жидкость Темно-красная жидкость Cl2O + H2O HClO IV III V VI V VII ClO2 + H2O HClO2 + HClO3 ClO3 + H2O HClO3 + HClO4 обмена Cl2O7 + H2O HClO4 кислоты I III HClO HClO2 хлорноватистая V хлористая VII HClO3 HClO4 хлораты перхлораты хлорноватая хлорная соли хлориты гипохлориты сила кислот Кд=3,8·10–8 Кд=1,1·10–2 сильные кислоты окислительная активность в растворах ОВР разложение кислот и солей I hν кат HClO Cl t° HClO V Cl HCl + O2 внутримолекулярная HCl + HClO3 диспропорционирования MnO2 (кат) KClO3 KClO3 t° KCl + O2 KCl + KClO4 внутримолекулярная диспропорционирования Разбавленная HClO4безопасна в работе HClO4 конц t° ClO2 +O2 + H2O взрыв межмолекулярные ОВР кислородсодержащие кислоты и соли восстанавливаются до Cl–I KClO3 – бертолетова соль кат.: H2SO4 Окислитель в составе сухих смесей (спички, фейерверки) KClO3 + C12H22O11 KCl + CO2 + H2O взрыв сахар демонстрация ролика №6 В растворах KClO3 является окислителем в кислой среде, а KClO – не только в кислой, но и в нейтральной и в щелочной средах.
