Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

Cl₂ + H₂ → 2HCl

5Cl₂ + 2P → 2PCl₅

2S + Cl₂ → S₂Cl₂

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl₂ + 2HBr → Br₂ + 2HCl

Cl₂ + 2NaI → I₂ + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl₂ + CO → COCl₂

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaCl(OCl) + H₂O

Действием хлора на аммиак можно получить трихлорид азота:

4NH₃ + 3Cl₂ → NCl₃ + 3NH₄Cl

Лабораторные методы

Ввиду доступности хлора в лабораторной практике обычно используется сжиженный хлор в баллонах.

Для получения хлора в небольших количествах обычно используются процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV),перманганатом калия, дихроматом калия, диоксид свинца, бертолетова соль и т. п.), обычно использовался диоксид марганца или перманганат калия:

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

При невозможности использования баллонов могут быть использованы небольшие электролизеры с обычным или вентильным электродом для получения хлора.

ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЕ СМОТРЕТЬ 15 МЕТОДИЧКУ!

Вариант №4

1.Фосфорноватистая и фосфористая кислоты, строение,Окислительно-востановительные свойства гипофосфитов и фосфитов.

1) Фосфорноватистая кислота

Получение:

Фосфорноватистую кислоту получают в две стадии. На первой стадии белый фосфор обрабатывается растовором щелочи:

2Р₄(белый) + 3Ва(ОН)₂ + 6H₂O → 2PH₃ + 3Ва(Н₂PO₂)₂

И затем выделяют кислоту, обрабатывая ее соль более сильной кислотой (серной):

Ва(Н₂PO₂)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2H₃PO₂

2)фосфористая кислота

Получение:

Получают фосфористую кислоту растворением P₄O₆ (P₂O₃) в холодной воде, гидролизом PCl₃ или взаимодействием фосфитов с серной или соляной кислотами:

P₂O₃ + 3 H₂O → 2 H₃PO₃

PCl₃ + 3 H₂O → HP(O)(OH)₂ + 3 HCl

K₂HPO₃ + 2 HCl → 2 KCl + H₃PO₃

Хим.свойства:

Безводная фосфористая кислота – бесцветные гидроскопичные кристаллы. Фосфористая кислота является кислотой средней силы и диссоциирует по двум ступеням:

HP(O)(OH)₂ → HP(O)₂(OH)⁻ + H⁺

HP(O)₂(OH)⁻ → HPO₃²⁻ + H⁺

При нагревании до 250 °C безводная фосфористая кислота разлагается на фосфорную кислоту и фосфин, а водные её растворы – на фосфорную кислотуи водород.

4H₃РО₃ → 3H₃PO₄ + РH₃

Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты.

Соли фосфористой ксилоты называются фосфитами. Большинство фосфитов мало растворимо в воде. Известны одно- и двузамещённые фосфиты.

Фосфористая кислота и её соли являются сильными восстановителями. Однако активные металлы в кислом растворе восстанавливают H₃РО₃ до РH₃.

3) Окислительно-востановительные свойства гипофосфитов и фосфитов - ?

2.Напишите реакции получения галогеноводородов в лабораторных условиях:

§ NaCl + H₂SO₄ → HCl + NaHSO₄

§ Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды:

Н₂+Г₂ → 2HГ

Хлор реагирует с водородом бурно, со взрывом, но реакцию необходимо инициировать (путём нагревания или освещения), что связано с её цепным механизмом.

Взаимодействие водорода с бромом и иодом также включает цепные процессы, но реакция с бромом протекает медленно, а с иодом идёт лишь при нагревании и не доходит до конца, поскольку в системе устанавливается равновесие. Этой закономерности соответствует и изменение ΔH°_f.

3.Сера.Оксиды, их получения и свойства. Сернистая и серная кислоты.

1)Сера

Хим.свойства:

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов^[6]:

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора^[7], среди которых — высший сульфид P₂S₅:

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

(сероводород)

(сероуглерод)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуютсясульфиды:

.

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

.

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) сера реагирует только при длительном нагревании:

_(конц.) ↑

_(конц.) ↑

2)Окси́д се́ры (IV)

Получение:

В лабораторных условиях SO₂ получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂SO₃.

Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO₂ и H₂O:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

Хим.свойства:

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃.

Со щелочами образует сульфиты:

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O.

Химическая активность SO₂ весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr,

2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (требуется катализатор V₂O₅ и температура 450°),

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄.

3)Окси́д се́ры (VI)

Получение:

Получают, окисляя оксид серы (IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V₂O₅, Pt или NaVO₃):

2SO₂ + O₂ → 2SO₃ + Q.

Можно получить термическим разложением сульфатов:

Fe₂(SO₄)₃ ^t→ Fe₂O₃ + 3SO₃,

или взаимодействием SO₂ с озоном:

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂↑.

Хим.свойства:

1. Кислотно-основные: SO₃ — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄.

Взаимодействует с основаниями:

2KOH + SO₃ → K₂SO₄ + H₂O,

основными оксидами:

CaO + SO₃ → CaSO₄,

c амфотерными оксидами:

SO₃ + PbO → PbSO₄.

SO₃ растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:

H₂SO₄ (100 %) + SO₃ → H₂S₂O₇.

2. Окислительно-восстановительные: SO₃ характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:

5SO₃ + 2P→ P₂O₅ + 5SO₂

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

2SO₃ + 2KI → SO₂ + I₂ + K₂SO₄.

3. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

SO₃ + HCl → HSO₃Cl

Также присоединяет хлор, образуя тионилхлорид:

SO₃ + Cl₂ + 2SCl₂ → 3SOCl₂

3)Сернистая кислота (СМ.ВАРИАНТ 2)

4)Серная кислота

Разложение

H₂SO_{4(безводн.)} = H₂O + SO₃

Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO₂, S — до SO₂, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO₂, а наиболее сильными восстановителями — до S и H₂S. Концентрированная H₂SO₄ частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H₂SO₄ взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H₂SO₄ нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H₂SO₅ и пероксодисерная H₂S₂O₈ кислоты.

Вариант №5

1.Взаимодействие серы с растворами щелочей,хлорной водой,азотной кислотой(к):

1)Сера+щелоч – см.вариант 4

2)Сера+Хлорная вода- 3Cl2+S+ 4H2O=H2SO4+6HCl

3)Сера+ Азотная кислота (к) - см.вариант 4

2.Промышленый и лабораторный способ получения аммиака.Аммиак как лиганд.

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г) + 91,84 кДж

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH₄Cl + NaOH = NH₃↑ + NaCl + H₂O.

NH₄NO₃ + NaOH = NH₃↑ + NaNO₃ + H₂O.

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH₃ могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металловприводит к образованию их аминокомплексов:

CuSO₄ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄

Ni(NO₃)₂ + 6NH₃ → [Ni(NH₃)₆](NO₃)₂

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO₄) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO₃)₂) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH₃ образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

3.Фтороводород,Фтороводородная (плавиковая) кислота, её хим. свойства и применение.

1)Фтороводород

Получение:

В промышленности фтороводород получают при взаимодействии плавикового шпата и сильных нелетучих кислот (например, серной):

CaF₂ + H₂SO₄ → 2HF + CaSO₄

Хим.свойства:

§ Химические свойства HF зависят от присутствия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов и не реагирует с оксидами металлов. Однако если реакция начнется, то дальше она некоторое время идет с автокатализом, так как в результате взаимодействия количество воды увеличивается:

МО + 2HF = MF₂ + Н₂О

§ Жидкий HF — сильный ионизирующий растворитель. Все электролиты, растворённые в нём, за исключением хлорной кислоты HClO₄, являются основаниями:

HCl + 2HF ↔ ClH₂⁺ + HF₂⁻

В жидком фтороводороде кислотные свойства проявляют соединения, которые являются акцепторами фторид ионов, например BF₃, SbF₅:

BF₃ + 2HF → FH₂⁺ + BF₄⁻

Амфотерными соединениями в среде жидкого фтороводорода являются, например, фториды алюминия и хрома(III):

3NaF + AlF₃ → 3Na⁺ + AlF₆⁻

(AlF₃ — как кислота)

AlF₃ + 3BF₃ → Al³⁺ + 3BF₄⁻

(AlF₃ — как основание)

§ Фтороводород неограниченно растворяется в воде, при этом происходит ионизация молекул HF:

HF + H₂O ↔ OH₃⁺ + HF₂⁻

K_d= 7,2·10⁻⁴

HF + F⁻ ↔ HF₂⁻

K_d= 5,1

2)Плавиковая кислота

Хим.свойства: Это кислота средней силы (константа диссоциации составляет 6,8·10⁻⁴, степень диссоциации 0,1 н. раствора 9 %).Она разъедает стекло и другиесиликатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре.

Реакция идёт по уравнению:

Na₂O·CaO·6SiO₂ + 28HF → Na₂SiF₆ + CaSiF₆ + 4SiF₄↑ + 14H₂O

с выделением газообразного фторида кремния (SiF₄).

Реагирует со многими металлами с образованием фторидов (свинец не растворяется в плавиковой кислоте, так как на его поверхности образуется нерастворимый фторид PbF₂; платина и золото также не растворяются), не действует на парафин, который используют при хранении этой кислоты.

Применение:

§ Раствор фтороводорода применяется для прозрачного травления силикатного стекла (например — нанесение надписей — для этого стекло покрывают парафином, прорезая отверстия для травления). Матовое травление получают в парах фтороводорода.

§ Для травления кремния в полупроводниковой промышленности.

§ В составе травильных, травильно-полировальных смесей, растворов для электрохимической обработки нержавеющей стали и специальных сплавов.

§ Получение фторидов, кремнефторидов и борфторидов, фторорганических соединений, а также соответствующих кислот (кремнефтороводородная кислота и борфтороводородная кислота), синтетических смазочных масел и пластических масс.

§ Для растворения силикатов при различного рода анализах.

Вариант №6

1.Получение галогенов в промышленных и лабораторных условиях. Напишите уравнение реакций галогенов с растворами щелочей.

1)Галогены+Щелочи(кроме фтора)

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на холоде),

3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂О (при нагревании)

2NaOH_(хол) + I₂ + H₂S = 2NaI + S↓ + 2H₂O

2NaOH_(гор) + I₂ + H₂O₂ = 2NaI + O₂↑ + 2H₂O

2NaOH_{(конц, хол)} + Br₂ = NaBrO + NaBr + H₂O

6NaOH_{(конц, гор)} + 3Br₂ = NaBrO₃ + 5NaBr + 3H₂O

2)Получение

Фтор получают электролизом HF в расплаве KHF2 или разложением высших фторидов

2CeF4 = 2CeF3+ F2

Хлор получают окислением HCl (в лаборатории) …

KMnO4(тв) + 16HCl(к) + 2KCl = K3MnCl6+ 2Cl2+ 4H2O

… и в хлорщелочном производстве (в промышленности)

2NaCl + 2H2O = Cl2+ 2NaOH + H2 электролиз

Бром и йод получают вытеснением хлором из солей

2KBr + Cl2= 2KCl + Br2

2KI + Cl2= 2KCl + I2

2.Получение элементарного фосфора. Отношение фосфора к кислотам и щелочам.

Получение:

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

§ 2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ → P₄ + 10CO + 6CaSiO₃.

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

§ 4HPO₃ + 12C → P₄ + 2H₂ + 12CO.