Происходит при растворении хлора в воде? Куда смещается равновесие при действии света или при добавлении щелочи; соляной кислоты; вещества, взаимодействующего с хлором?

Фтор - может быть получен только путем электролиза. В настоящее время используют электролиз расплава смеси KF и HF в никелевом электролизере (катод) с графитовым анодом. Электролизер снабжен пористой диафрагмой для предотвращения смешивания фтора и водорода. Полученный фтор хранят в никелевых баллонах. Фтор используют для получения фторосодержащих пластмасс (тефлон), теплоносителей для холодильных машин (фреоны).

Хлор - в промышленности получают при электролизе водных растворов хлоридов натрия или калия:

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2. Полученный хлор осушают концентрированной серной кислотой, сжижают под давлением и хранят в стальных баллонах. В лаборатории для получения хлора используют окисление соляной кислоты различными окислителями, например: MnO2 + 4HCl = MnCl2 + 2H2O + Cl2 - при нагревании. В качестве окислителей используются также K2Cr2O2, Сa(OСl)2, KMnO4, PbO2. При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли. Cl2 + H2O <=> HClO + HCl;

Бром и иод - получают в промышленности вытеснением их газообразным хлором из подземных рассолов (бром): 2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2 или из золы морских водорослей и попутных буровых вод (иод): 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2. В лаборатории бром и иод получают по реакции: 2NaBr + 2H2SO4 + MnO2 = Na2SO4 + MnSO4 + Br2 - при нагревании.

Астат - получен искусственно по ядерной реакции: 20783Bi + 42He = 21085At + 10n

Соединения галогенов с водородом. Каков характер их водных растворов? Особенности фтороводородной кислоты. Факторы, определяющие силу галогеноводородных кислот. Приведите примеры, характеризующие их реакционную способность и восстановительную активность.

Все галогеноводороды – бесцветные газы, кроме HF. Фторид водорода при нормальных условиях представляет собою легко кипящую жидкость с резким запахом, сильно дымящую на воздухе. В жидком состоянии молекулы HF при помощи водородной связи образуют цепочечные и полимерные молекулы (HF)8, (HF)6. В связи с уменьшением полярности связи Н – Г и снижением дипольного момента молекулы НС1, HBr, и HI в жидкой и газовой фазах не ассоциированы. В жидком состоянии галогеноводороды являются неэлектролитами, химически инертными веществами по отношению к металлам, их оксидам, гидроксидам и карбонатам. Галогеноводороды обладают резким запахом, дымят на воздухе, они раздражающее действуют на стенки дыхательных

путей, разрушают зубную эмаль.

Галогеноводород HF   HCl HBr HI
Агрегатное состояние ж   г г г
Длина связи Н – Г, нм 0,092 0,128 0,143 0,162
Дипольный момент, 10-30 Кл.м 6,34 3,56 2,71 1,25
Энергия связи, кДж/моль 565,7 294,7
Энтальпия образования, кДж/моль -270 -92 -36 +26
Температура, плавления - 83   - 114 - 87 - 51
Кипения   - 85 - 67 -35
Степень диссоциации в 0,1 н растворе, % 9,0 92,6 93,5 95,0
Кислотные свойства водных растворов Кд = 6,7 10-4 Сильные кислоты

Все эти кислоты (кроме плавиковой) энергично взаимодействуют со многими металлами и оксидами: Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2; Cu + HCl ≠; ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H2O; CuO + 2 HCl = CuCl2 + H2O;

Галогеноводородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства. Так как сродство к электрону (СЭ) в ряду галогенид-ионов уменьшается от С1- к I-, то восстановительные свойства в ряду HCl –HBr – HIувеличиваются: HCl + H2SO4 (конц. ) ≠; 2 НBr + H2SO4 (конц. ) = Br2 + SО 2 + 2 H2O; 8 НI + H2SO4 (конц. ) = 4 I2 + H2S + 4 H2O.

Общие принципы получения галогеноводородов: синтез из простых веществ, получение из галогенидов. Физические и химические свойства. Характер химической связи в молекулах, полярность. Сравните термическую устойчивость, кислотные свойства, восстановительную активность в ряду HF – HI. Особенности фтороводородной кислоты.

Фтороводород – (НF)n – получают взаимодействием плавикового шпата СаF2 с H2SO4 (конц.) в стальных печах при температуре 120-300оС: СаF2 + H2SO4 (конц.) = СаSO4 + 2 НF. Хлороводород НС1 – промышленным способом его получения является синтез из простых веществ: Н2 + С12 = 2 НС1, а также нагревание хлорида натрия с концентрированной серной кислотой: 2 NaС1(к) + H2SO4 (конц.) = Nа2SO4 + 2 НС1↑. Бромоводород и иодоводород – таким способом получить нельзя, т.к. они окисляются концентрированной серной кислотой:

2 NaBr + 2 H2SO4 (конц. ) = Na2SO4 + Br2 + SО 2 + 2 H2O

8 NaI + 5 H2SO4 (конц. ) = Na2SO4 + 4 I2 + H2S + 4 H2O

HBr, HIполучают– гидролизом трехбромистого или трехиодистого фосфора или с помощью окислительно-восстановительных реакций:

РBr3 + 3 Н2О = Н3РО3 + 3 НBr↑

РI3 + 3 Н2О = Н3РО3 + 3 НI↑

SO2 + Br2 + 2 H2O = 2 HBr↑ + H2SO4

BaS + 4 Br2 + 4 H2O = 8 HBr↑ + BaSO4↓

Галогеноводороды выделяют из продуктов реакции нагреванием и затем абсорбируют их водой, получая кислоты нужной концентрации. Галогеноводороды растворенные в воде образуют сильные кислоты (кроме HF).

Молекулы галогеноводородов – полярные молекулы, поэтому все они хорошо растворяются в воде, образуя кислоты с общей формулой НГ: НГ + Н2О <=> Н3О+ + Г- или НГ <=> Н+ + Г -

Для HF это равновесие смещено влево, фтороводородная кислота (плавиковая) относится к слабым кислотам (Кд = 6,7 10-4), в растворе она диссоциирует только на 9%. А для остальных галогеноводородов (HCl, HBr,HI) равновесие практически полностью смещено вправо и они относятся к сильным кислотам.

8. Какой минерал называют флюоритом? Как из него получают фтороводород и плавиковую кислоту? Как действуют газообразный HF и плавиковая кислота на стекло? В какой посуде хранят эту кислоту? Как отличаются по растворимости фториды серебра и кальция от аналогичных солей других галогенов? Проанализируйте значения ПР и DG0обр. для соответствующих солей.

ФЛЮОРИТ (плавиковый шпат), минерал CaF2. Иногда содержит примеси Y (от 15 до 40%; иттрофлюорит), РЗЭ, Mn, Sr (до десятых долей %). Плотность 3180-3200 кг/м3. Твердость по минералогич. шкале 4. Кристаллич. структура ионного типа; катионьг Ca2+ образуют плотнейшую кубич. упаковку, все тетраэдрич. пустоты к-рой заняты ионами F-. Встречается в виде кубич. или октаэдрич. кристаллов, зернистых или сплошных агрегатов. Окраска разнообразная: от фиолетовой до черной, желтая, голубая, зеленая, пурпурная и др.; бывает и бесцветным; часто полихромный. Осн. способ получения HF - реакция флюорита CaF2 с H2SO4, которую проводят в трубчатых вращающихся и шнековых печах при 120-180 0C. Реакционные газы очищают от пыли, конденсируют из них HF и подвергают его двухступенчатой ректификации. Менее распространены сернокислотное разложение NH4HF2 и термич. разложение NH4HF2. В лаборатории HF удобно получать термич. разложением гидрофторидов.

Большое практическое значение имеет реакция взаимодействия плавиковой кислоты с диоксидом кремния (на этой реакции основано применение HF для «травления» стекла)

SiO2 + 4 HF = SiF4↑ + 2 H2O

В состав стекла входит диоксид кремния, поэтому фтористый водород и плавиковую кислоту нельзя получать и хранить в стеклянных и керамических сосудах. Хранят плавиковую кислоту в платиновых сосудах или в сосудах из полиэтилена. При взаимодействии фтороводородной кислоты и фторида кремния(IV) образуется кремнефтороводородная кислота

SiF4 + 2 HF ↔ Н2[SiF6]

Фторид серебра (I) AgF. Расплывающиеся на воздухе бесцветные гранецентрированные кубические кристаллы c плотностью 5,85 г/см3 [2], tпл=435°С. Мало растворим в спирте, легко растворяется в воде (в отличие от остальных галогенидов серебра) и аммиаке. Его нельзя хранить в стеклянной посуде - он разрушает стекло. Известны кристаллогидраты AgF.nН2О (n=1, 2, 4). Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25оС равна 117,3 Cм.см2/моль [4]. Получают прямым взаимодействием элементов при нагревании, действием плавиковой кислоты на оксид или карбонат серебра (I), термическим разложением (200оС) Ag[BF4]. Водный раствор применяют для дезинфекции воды. Фторид серебра - компонент люминофоров, фторирующий агент в поизводстве фторуглеродов.

происходит при растворении хлора в воде? Куда смещается равновесие при действии света или при добавлении щелочи; соляной кислоты; вещества, взаимодействующего с хлором? - student2.ru -205,9 кДж/моль; происходит при растворении хлора в воде? Куда смещается равновесие при действии света или при добавлении щелочи; соляной кислоты; вещества, взаимодействующего с хлором? - student2.ru -187,9 кДж/моль; происходит при растворении хлора в воде? Куда смещается равновесие при действии света или при добавлении щелочи; соляной кислоты; вещества, взаимодействующего с хлором? - student2.ru 84 Дж/моль.K

Фторид кальция CaF2. Бесцветные диамагнитные кубические кристаллы. tпл=1423°С, tкип=2500oС, плотность равна 3,18 г/см3 [2]. Мало растворим в воде, разбавленных кислотах, ацетоне, жидком диоксиде серы; растворяется в растворе хлорида аммония. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25оС равна 229,8 Cм.см2/моль [4]. В промышленности получают из минерала флюорита. В лаборатории можно получить непосредственным синтезом из элементов или действуя плавиковой кислотой на гидроксид или карбонат кальция. Применяется для изготовления стекла различных видов, для производства цемента, для синтеза различных фторсодержащих соединений, а также в металлургии в качестве флюса.

происходит при растворении хлора в воде? Куда смещается равновесие при действии света или при добавлении щелочи; соляной кислоты; вещества, взаимодействующего с хлором? - student2.ru -985,1 кДж/моль; происходит при растворении хлора в воде? Куда смещается равновесие при действии света или при добавлении щелочи; соляной кислоты; вещества, взаимодействующего с хлором? - student2.ru -897,1 кДж/моль; происходит при растворении хлора в воде? Куда смещается равновесие при действии света или при добавлении щелочи; соляной кислоты; вещества, взаимодействующего с хлором? - student2.ru 83,4 Дж/моль.K

9. Какие степени окисления проявляет атом хлора в кислородных соединениях? Оксиды хлора, брома, иода, их получение, строение молекул и свойства. Дайте названия соответствующим кислотам и их солям. Как изменяются сила, устойчивость и окислительные свойства в ряду кислот HClO – HClO2– HClO3 – HClO4? Почему?

Галогены непосредственно с кислородом не взаимодействуют. В полученных косвенным путем кислородсодержащих соединениях галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления от +1 до +7.

галогены
F2   C12 Br2 I2
  Оксид Кислота Оксид Кислота Оксид Кислота
О+2F2 фторид кислорода С12+1О оксид хлора(I) НС1+1О хлорнова- тистая кислота Br2+1О оксид брома(I) Н Br+1О бромнова- тистая кислота I2+1О оксид йода(I) Н I+1О йодноватистая кислота  
С1+4О2 оксид хлора(I)   НС1+3О2 хлористая кислота НС1+5О3 хлорноватая кислота Br+4О2 оксид брома(IV)   ----------- I+4 2О4– оксид йода(IV)   ------------
----------   ---------- ---------- ---------- I2+5О5 оксид йода(V) Н I+5О3 йодноватая кислота
С1+6О3– оксид хлора(VI)   НС1+5О3 НС1+7О4 хлорная кислота Br+6О3 оксид брома(VI)   Н Br+5О3 бромнова- тая кислота      
С12+7О7 Оксид хлора(VII)   НС1+7О4 ---------- Н Br+7О4 бромная кислота   --------- Н I+7О4(мета-) Н 3I+7О5(мезо-) Н5 I+7О6(орто-) Н4 I2+7О9(дву-) Йодная кислота
С12+7О8 перекись хлора НС1+7О5 надхлорная кислота     I2О8 перекись йода  

Все кислоты НГОв свободном виде нестойки, очень быстро разлагаются, сравнительно устойчивы лишь в разбавленных растворах. В водном растворе для кислот этого типа характерна реакция диспропорционирования: 3 НОГ <=> НГО3 + 2 НГ, наряду с распадом по типу: НОГ = НГ + О

Все кислоты НГО – слабые кислоты, в ряду НС1О – НBrО – НIОих сила уменьшается:

Кислота НГО НС1О НBrО НIО

Константа диссоциации 5*10-8 2,5*10-9 2,3*10-11

Хлорноватистая кислота и ее соли. Методы получения и свойства. Почему молекула HСlO имеет угловое, а не линейное строение? Что происходит с ней в растворе? Как разлагается хлорноватистая кислота на свету, при действии водоотнимающих средств, при нагревании?

Хлорноватистая кислота НС1О– очень слабая кислота (Кд = 3,7 10-8), малоустойчивая даже в разбавленных растворах. По мере разложения хлорноватистой кислоты по реакции: НС1О → НС1 + О

равновесие реакции гидролиза хлора смещается в сторону прямой реакции. В итоге весь хло взаимодействует с водой и в растворе остается только соляная кислота. Свет ускоряет эту реакцию разложения, поэтому хлорную воду рекомендуется хранить в темноте. Хлорноватистая кислота в водном растворе может подвергаться трем различным превращениям, протекающим одновременно и независимо друг от друга:

а) НС1О → НС1 + О (под действием света; веществ, способных присоединять кислород; в присутствии катализаторов, например, солей кобальта);

б) 2НС1О → Н2О + С12О (в присутствии водоотнимающих веществ: СаС12, Р2О5);

в) 3 НС1О → 2НС1 + НС1О3 (при нагревании).

Хлорноватистая кислота является сильным окислителем, именно ее образованием объясняется бактерицидное и отбеливающее действие хлорной воды. Выделяющийся при ее распаде атомарный кислород обесцвечивает красители и убивает микроорганизмы.

11. Кислородсодержащие соединения галогенов в степени окисления +5. Получение и свойства. Какую геометрическую конфигурацию имеет ион ClO3-? Изменяются ли кислотные свойства и устойчивость соединений в ряду: HClO3 – HBrO3 – HIO3? Термическая диссоциация «бертолетовой соли» и ее окислительная способность. Как объяснить факт, что HClO3 в свободном состоянии не существует, тогда как ее соль KClO3 вполне устойчва?

Степень окисления +5. Известна хлорноватая кислота HClO3 и ее соли - хлораты. HClO3 - сильная кислота, в свободном состоянии разлагается: 3HClO3 = 2ClO2 + HClO4 + H2O

Водные растворы хлорноватой кислоты устойчивы. HClO3 проявляет свойства кислоты-окислителя, ее смеси с соляной кислотой растворяют золото: 2Au + HClO2 + 7HCl = 2HAuCl4 + 3H2O

Хлорноватая кислота может быть получена при действии серной кислоты на хлораты:

KClO3 + H2SO4 = KHSO4 + HClO3

Хлораты разлагаются при нагревании, например:

2KClO3 = 2KCl + 3O2 - при быстром нагревании или в присутствии катализатора (MnO2) или:

4KClO3 = KCl + 3KClO4 - при осторожном нагревании в отсутствии катализатора.

Хлораты образуются при пропускании хлора в горячий раствор щелочи, например:

6KOH + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Образующийся хлорат калия выделяют, охлаждая раствор - его растворимость уменьшается при понижении температуры значительно сильнее, чем растворимость KСl.

Ион ClO3 − треугольная пирамида (rCl–O = 1,48Е; ∠ OClO равен 106,7°).

Кислоты НГО3(р) – сильные одноосновные; HClO3(p) диссоциирует практически нацело.

Вряду НС1О3 – НВrО3 – НIО3(Кд = 2* 10-1) сила кислот и окислительная способность уменьшается, а устойчивость кислот и солей увеличивается. Соли кислот НГО3 получают при пропускании хлора (брома, йода) в горячий раствор щелочи, при этом реакция протекает таким образом: C12 + 2 КOH => КCl + КClO + H2O

3 КС1О = КС1О3 + 2 КС1(при нагревании – протекает реакция диспропорционирования С1+1)

Хлорат калия (бертолетова соль) KClO3, плохо растворим в холодной воде в отличие от хлорида калия КС1. При охлаждении раствора хлорат калия выпадает в осадок в виде бесцветных кристаллов. Хлораты ядовиты. При нагревании в сухом виде хлорат калия отщепляет кислород и окисляет многие вещества. Он взрывоопасен, его используют в спичечной промышленности и в пиротехнике. 2КС1О3 = 2KCl + 3O2 (в присутствие катализатора MnO2 – реакция разложения). 4КС1О3 = 3КС1О4 + КС1 (осторожное нагревание – реакция диспропорционирования). Сухие хлораты при нагревании реагируют, как сильные окислители. В растворах окислительные свойства у хлоратов проявляются в меньшей степени. Хлораты, броматы и иодаты проявляют окислительную активность только в кислой среде: 3S + КС1О3 = 3 SО2 + 2 КС1

2КС1О3 + (СООН)2 + H2SO4 = К2SO4 + 2СО2↑ + 2С1О2↑ + 2Н2O

Наши рекомендации