P-элементы в химии. Р - элементы. Элементы iii a группы. Бор. Алюминий
 Скачать 78.82 Kb.
|
|
-1 Степень окисления -1 галогены имеют в соединениях с Н2, Met и элементами, у которых электроотрицательность меньше чем у галогенов. Соединения с водородом. Галогенводорды ( HHal ) могут быть получены при непосредственном взаимодействии водорода с галогенами. При переходе от HF к HI уменьшается прочность связи и их термическая устойчивость: 2HF = H2 + F2 (t=30000C); 2HI ↔ H2 + I2 (t=3000C). Все галогенводороды – бесцветные газы с резким запахом. Очень хорошо растворимы в воде. При 00С 1 объем H2O растворяет 500 объемов HCl. Растворимость галогеноводородов в воде сопровождается их диссоциацией по кислотному типу, от HF→ HI сила кислоты увеличивается. HI – одна из самых сильных кислот. Раствор HF в воде называется плавиковой кислотой, - ,, - HCl - ,, - ,, - соляной кислотой, - ,, - HBr - ,, - ,, - бромистоводородной кислотой - ,, - HI - ,, - ,, - иодистоводородной кислотой. В жидкой и газовой фазах молекулы HF ассоциированы (H2F2), при растворении в воде фторид водорода диссоциирует с разрывом водородных связей: H2F2 ↔ H+ + HF2-, поэтому в результате реакции нейтрализации образуются соли состава Met(HF2)n: KOH + H2F2 = KHF2 + H2O. Все соли HCl, HBr, HI, за исключением солей Ag+, Pb2+, [Hg2]2+ , хорошо растворимы в воде. Нерастворимые соли Cl- - белые,Br- - бледно-желтые, AgI – светло-желтого цвета, PbI2 – ярко-желтого цвета, Hg2I2 – оранжевого цвета. На растворимости и цветности солей основано качественное определение ионов галогенов и ионов Ag+, Pb2+, [Hg2]2+. Большинство солей плавиковой кислоты, кроме солей Na+, K+, Al3+, Sn2+, Ag+, нерастворимы в воде. Все фториды ядовиты! Отличительным свойством плавиковой кислоты является ее взаимодействие с SiO2 и силикатами, которые входят в состав стекла: 4HF + SiO2 = SiF4↑ + 2H2O, 6HF + K2SiO3 = SiF4↑ + 2KF + 3H2O. В ряду F -→ Cl- → Br - → I- восстановительные свойства усиливаются. Иллюстрацией этого является взаимодействие галогенидов с концентрированной серной кислотой: NaCl + H2SO4(конц.) = HCl↑ + NaHSO4. С бромидами идут две параллельные реакции: а) обменная с образованием HBr: 2NaBr + H2SO4(конц.) = 2HBr↑ + Na2SO4, б) окислительно-восстановительная: 2NaBr + H2SO4(конц.) + H2SO4(среда) = Na2SO4 + Br2 + SO2↑ + 2H2O. При действии концентрированной серной кислоты на иодиды HI получить нельзя, т.к. иодиды очень сильные окислители и происходит только окислительно-восстановительный процесс: 8NaI + H2SO4(конц.) + H2SO4(среда) = 4I2 + H2S↑ + 4Na2SO4 + 4H2O. Соединения галогенов с положительными степенями окисления Положительные степени окисления галогены (кроме F) имеют в соединениях содержащих кислород. Кислородсодержащие соединения хлора
Кислородсодержащие соединения брома и иода
Существенной особенностью галогенов, как уже отмечалось, является то, что они непосредственно с кислородом не взаимодействуют, и их оксиды получают косвенным путем Наибольшей устойчивостью, из кислородсодержащих соединений галогенов,обладают соли. Оксиды получают по схеме: Hal2→ соль → кислота → оксид. Например: 3Cl2 + 6KOH(горяч.) = 5KCl + KClO3 + 3H2O KClO3 + H2SO4 = KHSO4 + HClO3 t0 HClO3 = H2O + HClO4 + ClO2. Оксиды из-за их неустойчивости взрываются, являются очень сильными окислителями 2Cl2O = 2Cl2 + O2 Оксиды Cl, Br, I – кислотные , при взаимодействии с водой образуют кислоты. При повышении степени окисления одного и того же галогена, например в ряду HClO → HClO2 → HClO3 → HClO4 происходит увеличение устойчивости и силы кислоты, а в обратном направлении (HClO4 → HClO) усиливаются окислительные свойства. При одной и той же степени окисления в ряду НClO → HBrO → HIO сила, устойчивость и окислительные свойства убывают. Свойства наиболее важных кислородсодержащих кислот хлора и их солей Хлорноватистая кислота HClO – существует только в очень разбавленных растворах.  OCl  Самая известная соль CaOCl2 ( Са Cl ) – смешанная соль называемая «хлорная» или «белильная известь» получается при действии Cl2 на сухую гашеную известь Ca(OH)2: 2Cl2 + 2Ca(OH)2 = Ca(OCl)2 + CaCl2 + 2H2O [ 2CaOCl2 ] Гипохлориты обладают отбеливающим и дезинфицирующим свойствами. На свету в присутствии влаги и СО2 происходят следующие процессы: 2CaOCl2 + CO2 + H2O = CaCO3↓ + CaCl2 + 2HClO hν 2HClO = 2HCl + O2 2CaOCl2 + H2O = Ca(OH)2 + CaCl2 + Cl2O↑ Cl2O = O2↑ + Cl2↑ Гипохлориты сильные окислители: +1 -1 -1 0 NaOCl + 2KI + H2SO4 = NaCl + I2 + K2SO4 + H2О Ca(OCl)2 + 2HCl + 2HCl(среда)= Cl2 + CaCl2 + H2O Cl+1 +1e = Cl0 Cl-1 -1e = Cl0 Хлорноватая кислота HClO3 существует в виде 50% растворов. Ее соль –хлорат калия KClO3 – «бертолетова соль» имеет большое практическое значение как окислитель. KClO3 является основой всех пиротехнических средств (в том числе и спичек), со всеми горючими веществами образует взрывающиеся смеси: P P2O5 KClO3 + C → CO2 + KCl S SO2 Хлорная кислота HClO4 – единственная из кислородсодержащих кислот хлора существующая в свободном виде, одна из самых сильных кислот. При обычной температуре она устойчива, но при нагревании безводной кислоты - взрывается. В растворе ее соли не проявляют окислительных свойств. В сухом виде, при нагревании – это одни из сильнейших окислителей. Соль – перхлорат аммония (NH4)ClO4используют в качестве компонента ракетного топлива (при нагревании 2 моль твердого вещества образуются 8 моль газообразных веществ): t0 2(NH4)ClO4 = N2↑ + Cl2↑ + 2O2↑ + 4H2O↑. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||