Сделай Сам Свою Работу на 5

Химические свойства галогенов





Стандартная энтальпия диссоциации ∆Н > 0 (энергия поглощается)

Э2(г) = 2Э(г)

Первое сродство к электрону галогена X(г) + ē = X-(г) ∆Н<0 (энергия выделяется).

Энергия выделяется при образовании галогенида

M+(г) + X-(г) →MX(тв)

Фтор реагирует со взрывом со всеми металлами и неметаллами, кроме O2, N2, Гal2 при этом во всех соединениях с фтором элементы имеет высшую степень окисления.

Например:

SiO2 + 2F2 = Si+4F4 + O2 (во фторе горит SiO2, H2O)

t = 0º – 90º Н2O + F2 = Н+F + O+2F2 (H2O + F2=HF + O2 (O3)

2 Au + 3F2 = 2AuF3

5P + 5F2 = 2PF5

2NH3 + 3F2 = 6HF + N2

F2 + NaOHP → NaF + OF2 + H2O

2F2 + 4NaOHК → 4NaF + O2 + 2H2O

(O3)

F2 + Xe → XeF4

В ряду Cl2, Br2, I2 окислительная активность падает, а восстановительная активность увеличивается, поэтому, если протекает реакция,

Cl2 + I2 + H2O→HCl + HIO3

ок. восст

хлор выступает в роли окислителя.

1) Галогены реагируют с неметаллами, образовывая галогениды:

2) С металлами, которые приобретают высшую степень окисления:

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

3) реагируют с H2, только Br2 и Cl2

4)Cl2 и Br2 реагируют с H2Oобразуя хлорную и бромную воду, а с I2 реакция практически не протекает

Гal2 + H2O→HГal + HГalO

5) Гal взаимодействует с растворами щёлочей, продукты зависят от температуры



Cl2 +NaOH → NaCl + NaClO + H2O

t >70ºC

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 2H2O

с I2 один продукт, NaIO3, а NaIO – не образуется.

I2 + NaOH → NaI + NaIO3 + H2O

В ряду Cl2 – Br2 – I2 – металлические свойства усиливаются, что связано с увеличением размера атома. Поэтому I2 реагируя с концентрированной HNO3, образует катион I+, или присутствует в кислотном остатке в виде IO3-.

I2 + AgNO3 → AgI + INO3

I2 + HNO3 конц.→ HIO3 + NO2 + H2O

IСlO4 – перхлорат йода, йод в катионной форме неустойчив

Водные растворы HГаl – кислоты, сила кислот ↓ увеличивается.

 

  1. Способы получения галогеноводородов и их свойства

HFH2 + F2 – не получается из-за высокой Q

1)СaF2 + H2SO4 → CaSO4↓ + 2HF↑

t летуча

2)KHF2 → KF + HF

HCl 1) H2 + Cl2 → 2HCl

2) NaClк + H2SO4 конц. → NaHSO4 + HCl↑

3) BCl3 + H2O → H3BO3 + HCl↑

Протекает ОВР

NaBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + Na2SO4 + H2O

NaI + H2SO4 → I2 + S + Na2SO4 + H2O

(H2S)

Поэтому HBr и HI получают гидролизом галогенидов фосфора.

PBr5 + 4H2O → H3PO4 + 5HBr-

PBr3 + H2O → HBr↑+ H3PO3-

PI3 + 3H2O → H3PO3 + 3HI

Безводный HF неэлектролит, а в жидком HF возможны процессы ионизации.

2HF → H+ + HF2-

3HF → HF2- + H2F+



Жидкий HF образует целые цепочки, состоящие из молекул HF- (6,8) (HF)4, (HF)6, (HF)8, только при t = 3500ºС возможен разрыв связи H – F.

Вследствие наличия сильной водородной связи даже в парах молекулы HF ассоциированы. HF может смешиваться с Н2О в неограниченном количестве, образуя слабую плавиковую кислоту, при этом между молекулами HF и Н2О также возникают водородные связи.

HF хранят в сосудах из платины или полиэтилена. В стеклянном сосуде хранить нельзя т. к. в стекле есть SiO2, а плавиковая кислота разрушает стекло.

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O – реакция травления стекла

SiF4 + 2HF = H2[SiF6]

Для HF характерны обычные свойства кислот

Zn + 2HF = ZnF2 +H2

3HF + Al(OH)3 = AlF3 +3H2O

HF + KOH = KHF2 + H2O

NH3 +2HF = NH4HF2

Фториды – в основном нерастворимые соединения. Как и другие бинарные соединения они бывают:

Основные - галогениды металлов.

Амфотерные - с амфотерными элементами.

Кислотные - с неметаллами.

2KF +SiF4 → K2[SiF6]

3NaF + AlF3 → Na3[AlF6] 2KF + BeF2→ K2[BeF4]

O K O K

3SiF4 + 2AlF3 → Al2[SiF6]3

K O

2KI + HgI 2→ K2[HgI4] KBr + AlBr3 → K[AlBr4]

К О

Для элементов 2-го периода К.ч. = 4

3-го периода К.ч. = 6

Основные фториды гидролизуются, только растворимые в воде:

2NaF + H2O → NaHF2 + NaOH

Кислотные гидролизуются с образованием 2-х кислот:

Свойства НCl, НBr, НI

Водные растворы – сильные кислоты, галогениды – сильные восстановители:

t

2HCl- + O2 ↔ 2H2O-2 + Cl20 процесс Дикона

при t < 6000С окислитель - кислород, при высоких – хлор, поэтому процесс может протекать в прямом и обратном направлениях.

HI- + O2 → HI+5O3 +H2O

Восстановительные свойства НГаl проявляются в реакциях с кислотами:

HBr + H2SO4 к. → Br2 + S +H2O

HI I2 (H2S)

HBr + H2SO4 разб. → Br2 + SO2 +H2O



I2

Для всех этих кислот характерны реакции с Ме, с основными оксидами, с основаниями и некоторыми солями. НCl при взаимодействии с сильными окислителями окисляется до свободного хлора.

PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O

Гидролиз галогенидов

Основной галогенид – с образованием сильного электролита:

 

MgCl2 + HOH ↔ MgOHCl + HCl

2KF + HOH → KHF2 + KOH

 

Кислотный галогенид - с образованием 2-х кислот

PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.