Химия p -элементов

Химия p-элементов Элементы VIIА подгруппы (галогены)

Строение атома и характерные степени окисления …ns2np5 F Cl Br I At - I ЭО ЭИ - I, I,III, V, VII,(IV,VI)

Все галогены, кроме фтора, могут использовать при образовании химических связей d-орбитали

Физические свойства галогенов F2 и Cl2 газы жёлто-зелёного цвета хлор хлор легко сжижается (tкип= –34 0C)

бром Br2 жидкость коричневого цвета

I2 йод твёрдое вещество тёмно-фиолетовые кристаллы кристаллы  газ

F2, Cl2, Br2, I2 - молекулы неполярны: хорошо растворяются в неполярных растворителях, в полярных (Н2О) – плохо: Cl2Br2 I2 0,63 3,58 0,028 Растворимость, г/100г воды(200С) хлорная вода бромная вода йодная вода

Нахождение в природе ФЛЮОРИТ В свободном виде не встречаются В составе солей – галогенидов натрия, калия, кальция 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). Хлорполучают электролизом концентрированного раствора NaCl Электр. ток 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 диафрагма катод анод продукты электролиза: хлор, водород и едкий натр

Бромийод получают, пропуская хлор через растворы бромидов и йодидов (используют морские и буровые воды): KBr KI Br2 pH=3,5 + Cl2 + KCl I2 демонстрация ролика №2 В лаборатории: Фтор t 2CeF4 2CeF3 + F2

Хлор, бром и йод получают окислением галогенид-ионов ок Г– Г2 дляCl2конц.HCl KMnO4 MnO2 K2Cr2O7 ок KBr KI дляI2 иBr2 +H2SO4 HClконц + KMnO4(т)Cl2+ MnCl2 + KCl + H2O

завершим уравнение реакции: KBr–I+ K2Cr2VIO7 + H2SO4 Br20+ … 3 2Br–→ Br2 – 2ē Cr2O72– → 2Cr3+ + 14H+ + 6ē + 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 N2 He,Ne,Ar F2 + (а такжеPF3) F2 + P PF5 С тяжелыми благородными газами Xe, Kr, Rn: F2 + Xe XeF4

Такие металлы, как медь и никель, устойчивы к фтору, хотя и реагируют с ним. CuF2иNiF2образуют 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): H2O F2 + SiO2SiF4 + O2 побочными продуктами являютсяO3иOF2(газ)

Хлор, бром и йодреагируют с металлами и со многими неметаллами PCl3 PCl5 Cl2+ P → Cl2 +Fe → FeCl3 демонстрация ролика №4 Br2 +Al → AlBr3 H2O (кат) I2 + Al AlI3 демонстрация ролика №5

ДляCl2, Br2, I2«ноль» - промежуточная степень окисления. Поэтому возможны реакции диспропорционирования. С водой реакция обратима 0 -I +I Cl2+ H2O ⇄ HCl + HClO равновесие смещено влево (также для Br2, I2,но равновесие ещё больше смещено влево) Добавление щёлочи смещает равновесие вправо; реакция со щелочью необратима -I +I KCl + KClO + H2O 100C 0 Cl2+ KOH +V 800C -I KCl + KClO3 + H2O (также дляBr2, 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 HCl HBr HI бромоводородная кислота йодоводородная кислота плавиковая кислота соляная кислота Кд=7·10-4 Сила кислот Восст. свойства 1 л воды при 250Сспособен растворить 426 лHCl (для сравнения: 2 лCl2)

Особенности плавиковой кислоты HFнельзя хранить в стеклянной посуде! 1) HF + SiO2SiF4 + H2O 2)HFассоциирована в водном растворе вследствиеобразования водородных связей 2HF H2F2 KHF2 и может образовывать кислые соли Большинство солей – хлоридов, бромидов и йодидов хорошо растворимы в воде, фториды хуже. Однако фторид серебра хорошо растворим. Качественные реакции на галогенид-ионы Ag+ + Г–  … AgI AgF AgCl AgBr растворим бел. светло-жёлтый жёлтый

Получение галогеноводородов Все галогеноводороды образуются при реакции галогенов с водородом H2 + Г2  HГ падение интенсивности реакции F2 Cl2 Br2I2 на свету со взрывом со взрывом при нагревании при нагревании обратимо HClв промышленности получают при горении водорода в хлоре В лаборатории: CaF2 + H2SO4конц HF + CaSO4

KCl + H2SO4конц HCl + KHSO4 HBrиHI нельзя получить действием конц. H2SO4на галогениды, т.к. они окисляются: H2SO4конц Г2 Г– IV KBr KI Br2 + SO2 VI +K2SO4 + H2O + H2SO4 конц -II I2 + H2S HBrиHI получают гидролизом галогенидов фосфора: PГ3+H2O HГ + H3PO3

Кислородсодержащие соединения галогенов Оксиды хлора VII I IV VI Cl2O ClO2ClO3(Cl2O6) Cl2O7 Бесцветная жидкость Желто-корич. газ Желтый газ Темно-красная жидкость Cl2O + H2O HClO обмена III V IV ClO2 + H2O HClO2 + HClO3 ОВР VI V VII ClO3 + H2O HClO3 + HClO4 Cl2O7 + H2O HClO4 обмена

кислоты I III V VII HClO HClO2 HClO3 HClO4 хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная соли хлориты гипохлориты хлораты перхлораты сила кислот Кд=3,8·10–8 Кд=1,1·10–2 сильные кислоты окислительная активность в растворах

ОВР разложение кислот и солей hν HClO HCl + O2 внутримолекулярная I кат Cl t° HClO HCl + HClO3 диспропорционирования MnO2 (кат) KClO3 KCl + O2 внутримолекулярная V Cl t° KClO3 KCl + KClO4 диспропорционирования Разбавленная HClO4безопасна в работе t° взрыв HClO4 конц ClO2 +O2 + H2O

межмолекулярные ОВР кислородсодержащие кислоты и соли восстанавливаются доCl–I KClO3 – бертолетова соль Окислитель в составе сухих смесей (спички, фейерверки) кат.:H2SO4 взрыв KClO3 + C12H22O11  KCl + CO2 + H2O сахар демонстрация ролика №6 В растворахKClO3является окислителем в кислой среде, аKClO –не только в кислой, но и в нейтральной и в щелочной средах.

Химия p -элементов