1)Эквивалент это реальная или условная частица, которая в кислотноосновных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н или он, в окислительновосстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон,
Скачать 181.94 Kb.
|
| 2. способы получения галогенов. Получение галогенов 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. 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. 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 Применение. Фтор используют для получения фторосодержащих пластмасс (тефлон), теплоносителей для холодильных машин (фреоны). Хлор применяют: а) в производстве соляной кислоты б) при получении хлорной извести в) в производстве солей - гипохлоритов, хлоратов, перхлоратов г) для дезинфекции воды д) в производстве растворителей - дихлорэтана, четыреххлористого углерода е) выделения некоторых металлов из руд (например золота) Бром служит для получения бромида серебра (фотография), некоторых других бромидов и органических красителей. Иод используют в медицине (раствор иода в этиловом спирте), в химическом анализе и для очистки редких металлов (“иодидное рафинирование”). | 3.водородные соединения галогенов. ГАЛОГЕНВОДОРОДЫ Общая характеристика. Связь в молекулах галогеноводородов Н-Г ковалентная полярная, длина связи в ряду HF-HCl-HBr-HI возрастает, а прочность связи уменьшается. В связи с этим термическая устойчивость галогеноводородов уменьшается от фтора к иоду. Водородные связи наиболее сильные между молекулами HF. Физические свойства. При обычных условиях (100 кПа, 22оС) все галогеноводороды бесцветные газы с резким запахом, ядовиты или обладают удушающим действием. Растворимость галогеноводородов в воде высока. Растворимость HF в воде неограничена. Водный раствор HF называют плавиковой кислотой, HСl - соляной. Химические свойства. В водных растворах галогеноводороды диссоциируют как кислоты: НГ = Н+ + Г- Сила галогеноводородных кислот в ряду HF-HCl-HBr-HI возрастает, HF - слабая кислота, HCl и другие - сильные. Фтороводород - способен реагировать с SiO2: 4HF + SiO2 (газ) = SiF4 (газ) + 2H2O 6HF (водн. р-р.)+ SiO2 = H2SiF6 (кремнийфтороводородная кислота)+ 2H2O Вследствие димеризации фтороводород способен образовывать кислые соли, например при недостатке щелочи KOH + 2HF = KHF2 + H2O Хлороводород - из-за ограниченной растворимости HСl в воде при обычных. Соляная кислота проявляет свойства сильных кислот-неокислителей: а) взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 б) с основными оксидами и амфотерными оксидами: CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O; ZnO + 2HCl = ZnCl2+ H2O в) с оснонованиями: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O г) с солями - вытесняет более слабые кислоты: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2+ H2O д) с аммиаком образует соли аммония: NH3 + HCl = NH4Cl е) сильными окислителями хлорид-оин может быть окислен до свободного хлора: 16HCl + 2KMnO4= 5Cl2+ 2KCl + 2MnCl2+ 8H2O Бромоводород и иодоводород проявляют свойства, аналогичные хлороводороду, однако окисляются значительно легче, чем HСl, например, концентрированной серной кислотой: 2HBr + H2SO4= Br2+ SO2+ 2H2O; 6HI + H2SO4= 3I2+ S + 4H2O Иодоводород проявляет настолько сильные восстановительные свойства, что восстанавливает Fe3+ до Fe2+: 2FeCl3 + 2HI = 2FeCl2 + I2 + 2HCl и горит при поджигании в кислороде: 4HI + O2 = 2I2 + 2H2O Получение галогеноводородов. Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF - при нагревании Хлороводород в промышленности получают: а) синтезом из простых веществ: H2 + Cl2 = 2HCl б) в реакциях хлорирования органических соединений: RH + Cl2 = RCl + HCl В лаборатории HCl получают действием концентрированной серной кислоты на NaCl или KСl: NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl - при нагревании. Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr3 и PI3: PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr; PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI иодоводород получают также пропусканием сероводорода в водную суспензию иода: I2 + H2S = S + 2HI Применение галогеноводородов и их солей. Водный раствор HF (плавиковую кислоту) используют для травления стекла, очистки литья от материала литниковой формы (песка), получения солей - фторидов. Соляная кислота применяется при травлении металлов, для получения хлоридов, безводный хлороводород используется в органических синтезах. Бромоводород используют для получения бромидов, иодоводород - в качестве восстановителя. Практическое применение имеют соли галогеноводородных кислот: NaCl - в пищевой промышленности, сырье для химической промышленности, консервант KСl – удобрение ZnCl2 - в качестве флюса при пайке металлов CaCl2 (безводный) - в качестве осушителя AlCl3- катализатор в органических синтезах HgCl2 - “сулема” - сильный яд AgCl и AgBr - в фотографии. | 5. Хло́рная и́звесть Ca(Cl)OCl — смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Относится к так называемым смешанным солям. Получение: Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция): . Реально продукт, получаемый хлорированием гидроксида кальция, является смесью соединений, образованных молекулами Ca(OCl)2, CaCl2, Ca(OH)2 и кристаллизационной воды. Формально его состав выражают формулой Ca(Cl)OCl. Свойства: На воздухе хлорная известь медленно разлагается по схеме: ., термическое разложение; . Применение: Широко используется для отбеливания и дезинфекции. 8.Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при нормальных условиях). Химическая формула: Н2O. В твёрдом состоянии называется льдом или снегом, а в газообразном — водяным паром. Является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы). Вода играет уникальную роль как вещество, определяющее возможность существования и саму жизнь всех существ на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором происходят основные биохимические процессы живых организмов. Уникальность воды состоит в том, что она достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические вещества, обеспечивая высокую скорость протекания химических реакций и в то же время — достаточную сложность образующихся комплексных соединений. Благодаря водородной связи, вода остаётся жидкой в широком диапазоне температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время. Живое человеческое тело содержит от 55 % до 78 % воды, в зависимости от веса и возраста. Потеря организмом человека более 10 % воды может привести к смерти. Для нормального функционирования организма человеку нужно усвоить около 3 литров воды за день в зависимости от температуры и влажности окружающей среды, физической активности и т. д. 10. Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. РОЛЬ В ОВР: 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. Применение: в производстве минеральных удобрений; для получения различных минеральных кислот и солей; в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ; в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор); | 6. кислородосодержащие кислоты галогенов. Кислородсодержащие кислоты хлора малостойки. Все они являются окислителями. Соединения хлора со степенью окисления +1. Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде.Со степенью окисления +3. Хлористая кислота HClO2. В свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. В водном растворе хлористая кислота - это кислота средней силы.Со степенью окисления +4. Оксид хлора (IV) ClO2. Является сильным окислителем. В лаборатории получают действием крнцентрированной серной кислоты на бертолетову соль.Со степенью окисления +5. Хлорноватая кислота HClO3. В свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO2 и HClO4 Получают действием на ее соли разбавленной серной кислоты.Со степенью окисления +7. Хлорная кислота HClO4. В водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. В разбавленных растворах находит применение в качестве реактива при химических анализах. Безводная окисляет бумагу, дерево, уголь до их воспламенения. Соли соляной кислоты - хлориды, хорошо растворимы в воде. Образование осадка AgCl при взаимодействии ионов Сl- с ионами Ag+ используется в качественном анализе. Применение: применяют в производстве хлорсодержащих органических соединений,неорганических веществ, для отбелки целлюлозы и тканей, для санитарных нужд и обеззараживания (хлорирования) воды. ФТОР: Известен фторид кислорода - OF2, окислителем тут является фтор, а не кислород. Фторид кислорода не способен к образованию кислоты при взаимодействии с водой - он просто гидролизуется. БРОМ: образует ряд кислородсодержащих кислот. Бромноватистая кислота НВгО существует только в разбавленных водных растворах; является слабой кислотой, сильный окислитель. При стоянии диспропорционирует на НВr и НВrО3, в присутствии катализаторов (Pt, Fe) или под действием света разлагается с выделением О2; получают гидролизом Вr2. Соли НВrO2 применяется для расшлихтовки тканей (удаления крахмала). Соли НВrO3 (броматы) используется для получения НВrO3. ЙОД: Иодноватая кислота — сильная одноосновная кислота, обладает окислительными свойствами HIO3 + 5HI → 3I2 + 3H2O. Соли иодноватой кислоты называют иодатами. Иодаты разлагаются только выше 400 °C. Они обладают сильными окислительными свойствами. Иодная кислота HIO4 (Н5IO6)— слабая кислота, гигроскопичное кристаллическое вещество. В зависимости от условий реакции (концентрация, рН) иодная кислота образует ряд солей, содержащих ионы, IO65−, IO53−, IO4−и I2O94− – соответственно орто-, мезо-, мета- и дипериодаты. Соли иодной кислоты (периодаты) являются сильными окислителями, при нагревании разлагаются с выделением кислорода и иодида: NaIO4 → NaI + 2O2↑.Иодная кислота и ее соли применяются в аналитической химии как окислители и при анализе структуры углеводов. | 7. общая характеристика подгруппы кислорода. В подгруппу кислорода входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный металл). Это р-элементы VI группы периодической системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды». У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns2nр4. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно -2 и в соединении со фтором +2. Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электричество. Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н2R (R - символ элемента): Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода,диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом. 9. |