с какими металлами реагирует фтор

Содержание
  1. 2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.
  2. Химические свойства водорода
  3. Взаимодействие водорода с простыми веществами
  4. Взаимодействие водорода со сложными веществами
  5. Химические свойства галогенов
  6. Взаимодействие галогенов с простыми веществами
  7. Взаимодействие галогенов с неметаллами
  8. Взаимодействие галогенов с металлами
  9. Реакции галогенов со сложными веществами
  10. Реакции замещения с галогенами
  11. Взаимодействие галогенов с водой
  12. Взаимодействие галогенов с растворами щелочей
  13. Галогены
  14. Галогены. Химия галогенов и их соединений
  15. Галогены
  16. Положение в периодической системе химических элементов
  17. Электронное строение галогенов
  18. Физические свойства и закономерности изменения свойств
  19. Соединения галогенов
  20. Способы получения галогенов
  21. Химические свойства галогенов
  22. Галогеноводороды
  23. Строение молекулы и физические свойства
  24. Способы получения галогеноводородов
  25. Химические свойства галогеноводородов
  26. Галогениды металлов
  27. Способы получения галогенидов
  28. Химические свойства галогенидов
  29. Кислородсодержащие кислоты галогенов
  30. Хлорноватистая кислота и ее соли
  31. Хлористая кислота и ее соли
  32. Хлорноватая кислота и ее соли
  33. Хлорная кислота и ее соли

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Химические свойства водорода

fragment tablicy Mendeleeva

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Obrazovanie gidridov natrija i kalcija

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

C plus 2H2 ravno CH4 3 1

N2 plus 3H2 ravno 2NH3 3

O2 plus 2H2 ravno 2H2O 2

S plus H2 ravno H2S 2

Hal2 plus H2 ravno 2HHal

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

MgO plus H2

Al2O3 plus H2

Fe2O3 plus H2 ravno 2Fe plus 3H2O

CuO plus H2 ravno Cu plus H2O

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

CO plus H2

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

2FeCl3 plus H2 ravno 2FeCl2 plus 2HCl

CuCl2 plus H2 ravno Cu plus 2HCl

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal2.

Галоген
Физические свойства
F2 Светло-желтый газ с резким раздражающим запахом Cl2 Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом Br2 Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом I2 Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

H2 plus F2 ravno 2HF

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

H2 plus Cl2 ravno 2HCl

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

H2 plus Br2 ravno 2HBr

H2 plus I2 ravno 2HI

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

2P plus 5F2 ravno 2PF5

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

P plus Cl2 i P plus Br2

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

2P plus 3I2 ravno 2PI3

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

3F2 plus S ravno SF6

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

vzaimodejstvie sery s hlorom i bromom

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

au plus f2 ravno auf3

Pt plus 2F2 ravno PtF4

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

2Fe plus 3Cl2 ravno 2FeCl3

2Fe plus 3Br2 ravno 2FeBr3

Fe plus I2 ravno FeI2

Cu plus CI2 ravno CuI2

2Cu plus I2 ravno 2CuI

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Br2 plus 2KI ravno I2 plus 2KBr

Cl2 plus 2HBr ravno Br2 plus 2HCl

I2 plus KBr

Br2 plus HCl

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Na2S plus Br2 ravno 2NaBr plus S

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

H2S plus 4Cl2 plus 4H2O ravno H2SO4 plus 8HCl

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

H2O plus 2F2 ravno OF2 plus 2HF

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Cl2 plus H2O ravno HCl plus HClOHCl + HClO» width=»225″ height=»28″/>

Br2 plus H2O ravno HBr plus HBrOHBr + HBrO» width=»225″ height=»28″/>

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

2NaOH plus 2F2 ravno OF2 plus 2NaF plus H2O

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:cl2 plus naoh ravno nacl plus naclo plus h2o 2br2 plus naoh ravno nabr plus nabro plus h2o 2

3Cl2 plus 6NaOH ravno 5NaCl plus NaClO3 plus 3H2O

3Br2 plus 6NaOH ravno 5NaBr plus NaBrO3 plus 3H2O

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

3I2 plus 6NaOH ravno 5NaI plus NaIO3 plus 3H2O5NaI + NaIO3 + 3H2O» width=»341″ height=»62″/>

Источник

Галогены

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

1737

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

1738

1740

Природные соединения

1739

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

1728

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

1649

F2 + H2 → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

1741

Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

1742

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)

1743

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

1744

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Галогены. Химия галогенов и их соединений

%D0%B1%D1%80%D0%BE%D0%BC %D0%BA%D0%B0%D1%80%D1%82%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%B8

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

%D1%84%D0%BE%D1%80%D0%BC%D1%83%D0%BB%D0%B0 %D1%84%D1%82%D0%BE%D1%80%D0%B0

Электронная концигурация хлора :

%D1%8D%D0%BB %D1%84%D0%BE%D1%80%D0%BC%D1%83%D0%BB%D0%B0 %D1%85%D0%BB%D0%BE%D1%80%D0%B0 1

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal2. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Галоген F Cl Br I
Электронная формула … 2s 2 2p 5 … 3s 2 3p 5 … 4s 2 4p 5 … 5s 2 5p 5
Электроотрицательность 4,0 3,0 2,8 2,5
Степени окисления -1 -1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние Газ Газ Жидкость Твердые кристаллы
Цвет Светло-желтый Жёлто-зелёный Буровато-коричневый Тёмно-серый с металлическим блеском
Запах Резкий Резкий, удушливый Резкий, зловонный Резкий
T плавления –220 о С –101 о С –7 о С 113,5 о С
Т кипения –188 о С –34 о С 58 о С 185 о С

Внешний вид галогенов:

Фтор %D1%84%D1%82%D0%BE%D1%80

Хлор %D1%85%D0%BB%D0%BE%D1%80 %D0%B2%D0%BD%D0%B5%D1%88%D0%BD%D0%B8%D0%B9 %D0%B2%D0%B8%D0%B4

Бром %D0%B1%D1%80%D0%BE%D0%BC %D0%B2%D0%BD%D0%B5%D1%88%D0%BD%D0%B8%D0%B9 %D0%B2%D0%B8%D0%B4

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Степень окисления Типичные соединения
+7 Хлорная кислота HClO4

Перхлораты MeClO4

+5 Хлорноватая кислота HClO3

Хлораты MeClO3

+3 Хлористая кислота HClO2
+1 Хлорноватистая кислота HClO

Гипохлориты MeClO

–1 Хлороводород HCl, Хлориды MeCl

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl → Na + + Cl

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–): Na + +1e → Na 0

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl2 0

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na + + 2Cl − → 2Na º + Cl2º

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl → 2Na + Cl2

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl → Na + + Cl

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–): 2H2O + 2e → H2° + 2OH −

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl2 0

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

Суммарное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O → H2↑ + 2NaOH + Cl2

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Или перманганатом калия:

2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ + 8H2O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2↑ + 3H2O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

3. Получение брома.

Бром можно получить окислением ионов Br – сильными окислителями.

2HBr + Cl2 → Br2 + 2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I – сильными окислителями.

2KI + Cl2 → I2 + 2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.

3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3

Аналогичная ситуация с медью : фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

I2 + 2Cu → 2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример : алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl2 + 2Al → 2AlCl3

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

Еще пример : хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2

Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Cl2 + F2 → 2Cl + F –

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Cl2 + H2S → S + 2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Также галогены окисляют пероксиды:

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl2 + 2H2O → 4HCl + O2 (на свету или кип.)

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота.

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Химические свойства галогеноводородов

2HCl + CaO → CaCl2 + H2O

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

HF ↔ H + + F –

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl ↔ H + + Cl –

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr + AgNO3 = AgBr↓ + HNO3

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI + AgNO3 = AgI↓ + HNO3

%D1%81%D0%BE%D0%BB%D0%B8 %D1%81%D0%B5%D1%80%D0%B5%D0%B1%D1%80%D0%B0

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Br2 + 2HI → I2 + 2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например : концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI), концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

Или с оксидом марганца (IV):

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

2HI + 2FeCl3 → I2 + 2FeCl2 + 2HCl

или с сульфатом железа (III):

или молекулярной серой при нагревании:

2HI + S → I2 + H2S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

Галогениды металлов

Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.

Способы получения галогенидов

При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):

3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3

2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных и амфотерных оксидов с галогеноводородами.

2HCl + CaO → CaCl2 + H2O

Еще пример : взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.

HBr + NaHCO3 → NaBr + CO2↑ + H2O

Взаимодействие с нитратом серебра – качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:

HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3

HBr + AgNO3 → AgBr↓ + HNO3

HI + AgNO3 → AgI↓ + HNO3

Химические свойства галогенидов

NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3

%D1%81%D0%BE%D0%BB%D0%B8 %D1%81%D0%B5%D1%80%D0%B5%D0%B1%D1%80%D0%B0

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

Mg + CuCl2 → MgCl2 + Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Na + ZnCl2(раствор)

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

2KBr → 2K + Br2

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

Еще пример : йодид калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI + 2CuCl2 → 2CuI↓ + I2↓ + 4KCl

2KI + 2FeCl3 → I2↓ + 2FeI2 + 2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

KI + 3H2O + 3Cl2 → HIO3 + KCl + 5HCl

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

2AgCl → 2Ag + Cl2

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

Степень окисления галогена +1 +3 +5 +7
Формула HClO HClO2 HClO3 HClO4
Название кислоты Хлорноватистая Хлористая Хлорноватая Хлорная
Устойчивость и сила Существует только в растворах, слабая кислота Существует только в растворах, слабая кислота Существует только в растворах, сильная кислота Сильная кислота
Название соответствующей соли Гипохлориты Хлориты Хлораты Перхлораты

Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1. Диспропорционирование хлора в холодной воде :

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.

1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается :

2HClO → 2HCl + O2

HClO + KOH → KClO + H2O

HClO + 2HI → HCl + I2 + H2O

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO3

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl2 + H2O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

3. При нагревании гипохлориты разлагаются :

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO2 – существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

Химические свойства хлористой кислоты:

1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:

2. При длительном хранении разлагается:

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO3 – также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.

Химические свойства хлорноватой кислоты:

1. Хлорноватая кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:

2. Хлорноватая кислота – сильный окислитель.

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты сильные окислители.

4KClO3 → 3KClO4 + KCl

В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:

2KClO3 → 2KCl + 3O2

Еще пример : хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO2

Хлорная кислота и ее соли

Хлорная кислота HClO4 – это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Химические свойства хлорной кислоты:

1. Хлорная кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:

2. Хлорная кислота – сильный окислитель.

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты сильные окислители.

Еще пример : перхлорат калия окисляет алюминий:

Источник

Оцените статью
Самые лучшие ответы на вопрос "Какой"
Adblock
detector