Вода. Растворы. Основания. Галогены - ABCD42.RU

Вода. Растворы. Основания. Галогены

Вода. Растворы. Основания. Галогены

Взаимодействие галогенов с водой — сложный процесс, включающий растворение, образование сольватов и диспропорционирование.
Фтор в отличие от других галогенов воду окисляет:

Однако при насыщении льда фтором при -40 0 С образуется соединение HFO

(Возможны также реакции: 2HFO 2HF + O2; HFO + H2O HF + H2O2,
а при избытке фтора (см. 8) : F2 +HFO OF2 + HF.)

Растворимость (моль/л) хлора, брома и иода в воде незначительна (табл.8), причем с повышением температуры для хлора она уменьшается, брома — практически не меняется, а иода — увеличивается.

Таблица 8.Константы равновесия реакций (25 0 С).

Можно отметить два типа взаимодействия молекул воды с молекулами галогенов. К первому относится процесс образования клатратов, например, 8Cl2 . 46H2O при замораживании растворов. Молекулы галогена в клатратах занимают свободные полости в каркасе из молекул H2O, связанных между собой водородными связями.

Ко второму типу можно отнести гетеролитическое расщепление и окислительно-восстановительное диспропорционирование
(реакция 2,табл.8):

(Механизм реакции диспропорционирования включает поляризацию молекулы хлора молекулой H2O, образование промежуточного соединения и последующую его диссоциацию с образованием Cl — :


Константы этого равновесия для Х = Cl, Br, I малы (табл.8), особенно для Х = Br, I , поэтому бром и иод при растворении в воде остаются преимущественно в молекулярной форме Br2 и I2.
Состав продуктов взаимодействия галогенов с водой зависит от рН, возможности выведения из сферы реакции конечных или исходных веществ, констант равновесия и скоростей реакций диспропорционирования гипогалогенитов.

Равновесие 2 (табл.8) можно сместить вправо добавлением щелочных реагентов, например, Na2CO3:

а также добавлением суспензий оксидов ртути (II) или висмута Bi2O3 для перевода в осадок хлорид-ионов:

Cl2 + 2HgO + H2O = HgO . HgСl2 + 2HClO, 2 Cl2 + Bi2O3 + H2O = 2BiOCl + 2HClO.

Приведенные реакции используют для получения HClO, HBrO, HIO.

Диспропорционирование гипогалогенит-ионов термодинамически наиболее вероятно до галогенид- и галогенат-ионов (реакция 3, табл.8). Скорости реакций и, значит, состав продуктов взаимодействия галогенов с водой существенно зависят от температуры. Несмотря на близость величин констант равновесия реакций (3) и (4) (табл.8) для хлора, скорость первой из них существенно больше, чем второй. Как отмечалось в 9.3 , высокая энергия активации реакции (4) обусловлена повышением прочности связи и увеличением экранирования хлора в ряду .

Скорость реакции (3) (табл.8) сильно зависит от температуры. Так, при действии хлора на эффективно охлаждаемый раствор щелочи образуются гипохлориты, например, жавелевая вода:
2NaOH + Cl2 NaClO + NaCl +H2O.

При взаимодействии же хлора с неохлаждаемым раствором щелочи происходит разогревание раствора и получаются хлораты, например, бертолетова соль KClO3:

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

Таким образом, совокупность термодинамических и кинетических факторов обуславливает следующий состав продуктов взаимодействия в системе Cl2+H2O: растворенный в воде хлор (он преобладает), HCl, HClO, HClO3. При насыщении хлором холодной воды (0-20 о С) часть молекул Cl2 диспропорционирует:

при этом кислотность раствора постепенно увеличивается.

Комбинируя потенциалы Е о реакции ; = 1.36 В;

O2 + 4H + + 4= 2H2O; = 1.23 В,

можно оценить и потенциал процесса:

Cl2 + H2O = 2HCl + О2; .

Поэтому при хранении водного раствора хлора на холоду из него медленно выделяется кислород, а концентрация HClO уменьшается, причем солнечный свет ускоряет разложение. При насыщении хлором горячей воды (>20 о С) растворимость хлора существенно уменьшается, а вместо HClO в растворе накапливается хлорноватая кислота HClO3.

Бром и иод взаимодействуют с водой аналогично хлору. Однако увеличение размеров атома галогена и аниона приводит к повышению скорости диспропорционирования. Поэтому, несмотря на большое значение константы равновесия реакции (3) (табл.8), скорость этой реакции при переходе от хлора к брому и иоду существенно увеличивается (см.также 11.1). В результате ион в растворах можно обнаружить лишь при температурах ниже 0 0 С. Скорость диспропорционирования иона велика при любой температуре, поэтому в растворах он не существует. Кроме того, появление HХ повышает кислотность и смещает равновесие 2 (табл.8) влево. Таким образом, бром и иод при растворении в воде остаются в форме Br2 и I2.

Галогены

Галогены (греч. hals — соль + genes — рождающий) — химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 5 :

  • F — 2s 2 2p 5
  • Cl — 3s 2 3p 5
  • Br — 4s 2 4p 5
  • I — 5s 2 5p 5
  • At — 6s 2 6p 5

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов в возбужденном состоянии.

Природные соединения
  • NaCl — галит (каменная соль)
  • CaF2 — флюорит, плавиковый шпат
  • NaCl*KCl — сильвинит
  • 3Ca3(PO4)2*CaF2 — фторапатит
  • MgCl2*6H2O — бишофит
  • KCl*MgCl2*6H2O — карналлит

Простые вещества — F2, Cl2, Br2, I2

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF2 в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

    Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F2 + H2 → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность ;)

Br2 + F2 → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F — )

Br2 + I2 → IBr3 (бром более электроотрицателен, чем йод — Br — )

Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при нагревании.

Реакции с щелочами

Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

  • HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
  • HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
  • HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
  • HI — йодоводород, йодоводородная кислота
  • HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Вода. Растворы. Основания. Галогены

3605 дн. с момента
как существует сайт

Владельцы сайта

  • Надежда Смирнова

Галогены

Химия неметаллов VIIA группы.mp4

Галогены – это элементы VII A группы главной подгруппы. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод и астат, который очень редко встречается в природе.

Все эти элементы являются типичными неметаллами. Галогены, означает « рождающие соли»

Рассмотрим таблицу, в которой отражены физические свойства галогенов.

Фтор является светло-жёлтым газом, хлор – жёлто-зелёный газ, бром – бурая жидкость, а йод – твёрдое вещество чёрно-серого цвета.

И з таблицы видно, что с ростом молекулярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления галогенов, их плотность.

Это связано, прежде всего, с увеличением размеров атомов и молекул, а, следовательно, и силами межмолекулярного взаимодействия.

От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски галогенов, а у кристаллов йода появляется металлический блеск.

Галогены – химически активные соединения, их активность уменьшается от фтора к йоду.

Читайте также  Биография Василий Васильевич Кандинского

Фтор самый активный галоген, который при нагревании реагирует даже с золотом, серебром и платиной. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.

Галогены

1. Электролиз растворов и расплавов галогенидов:

2 KF = 2 K + F 2 (единственный способ полученияя F 2 )

2. Окисление галогенводородов:

2 KMnO 4 +16 HCl =2 KCl +2 MnCl 2 +5 Cl 2 +8 H 2 O – лабораторный способ получения хлора

Получение хлора.mp4

MnO 2 + 4 HHal = MnHal 2 + Hal 2 + 2 H 2 O – Лабораторный — (Для получения хлора, брома, иода)

3. Промышленный способ – окисление хлором (для брома и йода):

Химические свойства

Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

2Al + 3F 2 → 2 AlF 3

Cu + Cl 2 → CuCl 2

Взаимодействие хлора с медью.mp4

2Na + Br 2 → 2NaBr

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

2Cl 2 + Si → SiCl 4

Cl 2 + H 2 →2 HCl (на свету)

Взаимодействие хлора с водородом.mp4

F 2 + H 2 → 2HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность ;)

Br 2 + F 2 →2 BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F — )

Br 2 + 3 I 2 →2 BrI 3 (бром более электроотрицателен, чем йод — I — )

Р хлор.mp4

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

2H 2 O + 2F 2 →4 HF + O 2

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO

H 2 O + Br 2 → HBr + HBrO

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при нагревании.

Реакции с щелочами

Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O

3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Окислительные способности

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

2KCl + F 2 → 2KF + Cl 2

2KBr + Cl 2 → 2KCl + Br 2

KBr + I 2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Взаимодействие хлора с органическими веществами

Взаимодействие хлора со скипидаром.mp4

Виртуальная практическая работа

Лабораторная работа “Химические свойства галогенов” (проделайте опыты, уравнения реакций можно не составлять)

Модуль включает модели приборов и веществ, необходимых для изучения химических свойств хлора, инструкцию, указывающую порядок действий. Ученику предлагается провести взаимодействие хлора с серой и медью, сфотографировать результаты взаимодействия.

Если Вы хорошо изучили эту часть урока, вставьте 5 пропущенных слов в тексте.

химические свойства галогенов

5 пропущенных слов

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

  • HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
  • HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
  • HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
  • HI — йодоводород, йодоводородная кислота
  • HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

H 2 + Cl 2 → 2HCl

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

NaCl + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HCl↑

CaF 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2HF

PBr 3 + 3H 2 O → 3HBr↑ + H 3 PO 3

H 2 S + I 2 → S + 2HI

Химические свойства

    Кислотные свойства

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Mg + 2HBr → MgBr 2 + H 2 ↑

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ↑

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

Na 2 O + 2HCl → 2NaCl + H 2 O

ZnO + 2HI → ZnI 2 + H 2 O

KOH + HCl → KCl + H 2 O (реакция нейтрализации)

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

AgNO 3 + HCl → AgCl + HNO 3

Li 2 CO 3 + 2HBr →2 LiBr + H 2 CO 3

Восстановительные свойства

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

4HI + MnO 2 → I 2 + MnI 2 + 2H 2 O

2HI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + H 2 O

4HI + O 2 → 2H 2 O +2 I 2

2HI + Br 2 → 2HBr + I 2

2HCl + H 2 SO 4 → Cl 2 + SO 2 + 2H 2 O

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO 2 с плавиковой кислотой.

SiO 2 + 4HF → SiF 4 + 2H 2 O

Растворение стекла в плавиковой кислоте.mp4

Галогениды — соли галогеноводородов

Обнаружить ионы галогенов возможно воздействием на растворы солей, содержащих галоген ион нитратом серебра (AgNO3). При наличии хлор-иона образуется белый творожистый осадок хлорида серебра: NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓ При наличии бром-иона образуется бледно-желтый творожистый осадок бромида серебра: NaBr + AgNO3 → NaNO3 + AgBr↓ При наличии бром-иона образуется желтый творожистый осадок иодида серебра: NaJ + AgNO3 → NaNO3 + AgJ↓

Осадки не растворимы в воде и азотной кислоте.

Качественные реакции на хлорид , бромид и йодид ионы.mp4

Применение галогенов и их соединений

При­род­ное со­еди­не­ние фтора — крио­лит Na 3AlF 6 — при­ме­ня­ет­ся при по­лу­че­нии алю­ми­ния. Со­еди­не­ния фтора ис­поль­зу­ют­ся в ка­че­стве до­ба­вок в зуб­ные пасты для предот­вра­ще­ния за­бо­ле­ва­ний ка­ри­е­сом.

Хлор ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся для по­лу­че­ния со­ля­ной кис­ло­ты, в ор­га­ни­че­ском син­те­зе при про­из­вод­стве пласт­масс и син­те­ти­че­ских во­ло­кон, ка­у­чу­ков, кра­си­те­лей, рас­тво­ри­те­лей и др. Мно­гие хлор­со­дер­жа­щие со­еди­не­ния ис­поль­зу­ют для борь­бы с вре­ди­те­ля­ми в сель­ском хо­зяй­стве. Хлор и его со­еди­не­ния при­ме­ня­ют­ся для от­бе­ли­ва­ния льня­ных и хлоп­ча­то­бу­маж­ных тка­ней, бу­ма­ги, обез­за­ра­жи­ва­ния пи­тье­вой воды. Прав­да, при­ме­не­ние хлора для обез­за­ра­жи­ва­ния воды да­ле­ко не без­опас­но, для этих целей лучше ис­поль­зо­вать озон. Про­стые ве­ще­ства и со­еди­не­ния брома и иода ис­поль­зу­ют­ся в фар­ма­цев­ти­че­ской и хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти.

Токсичность галогенов

Вслед­ствие вы­со­кой ре­ак­ци­он­ной спо­соб­но­сти (осо­бен­но это ярко про­яв­ля­ет­ся у фтора) все га­ло­ге­ны яв­ля­ют­ся ядо­ви­ты­ми ве­ще­ства­ми с силь­но вы­ра­жен­ным уду­ша­ю­щим и по­ра­жа­ю­щим ткани воз­дей­стви­я­ми.Боль­шую опас­ность пред­став­ля­ют пары и аэро­золь фтора, так как в от­ли­чие от дру­гих га­ло­ге­нов имеют до­воль­но сла­бый запах и ощу­ща­ют­ся толь­ко в боль­ших кон­цен­тра­ци­ях.

Вода. Растворы. Основания. Галогены

Тема. Галогены.

Цель: повторить и обобщить сведения о свойствах, способах получения и применении галогенов, о свойствах галогеноводородов и кислородсодержащих соединений галогенов.

Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева (приведена в электронном учебном пособии).

Реактивы: кристаллический перманганат калия, концентрированная соляная кислота, раствор тиосульфата натрия, кристаллический йод, алюминиевая пыль, металлическая сурьма, газообразный хлор, хлорная вода, раствор бромида калия, раствор йодида калия, раствор нитрата серебра, раствор хлорида натрия, раствор бромида натрия, раствор йодида калия.

Посуда и приборы: колба Вюрца, капельная воронка, пробка, газоотводная трубка, цилиндр или колба с пробкой, штатив с лапкой, спиртовка, вата, керамическая плитка, фарфоровая ступка с пестиком, шпатель, фарфоровая чашка, пипетка, стеклянные палочки, стеклянный колокол, стаканы на 100 мл (6 шт).

Содержание урока соответствует части III.3 электронного учебного пособия.

Знакомство с химией галогенов необходимо начать с истории открытия этих элементов, познакомить учащихся с историей открытия хлора, брома и йода, подробнее рассмотреть открытие фтора, это очень опасный элемент и его первооткрыватели рисковали жизнью, но они об этом только догадывались. Английские химики Томас и Георг Нокс пытались получить фтор из фторидов серебра и свинца, Георг стал инвалидом, а Томас погиб. Та же участь постигла еще многих ученых. Такие знаменитые ученые как Деви, Гей-Люссак, Тенар потеряли здоровье, но не получили положительных результатов. 23 июня 1886 г . французский химик Анри Муассан подверг электролизу безводный фтороводород при температуре -23 °С и получил на аноде новое, чрезвычайно реакционноспособное газообразное вещество. Это и был фтор. За свое открытие Муассан был удостоен Нобелевской премии. Рассказать о происхождении названий элементов.

Охарактеризовать положение галогенов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, показать, что на внешнем энергетическом уровне атомы галогенов имеют 7 электронов, их электронная конфигурация ns 2 np 5 . Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с металлами и водородом. Атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять положительные степени окисления: +1; +3; +5; +7 (объяснить проявление нечетных степеней окисления). Фтор, как самый электроотрицательный элемент, в своих соединениях проявляет степень окисления только -1. В пределах каждого периода галогены являются наиболее электроотрицательными элементами, обладающими наибольшим сродством к кислороду. С увеличением порядкового номера галогена увеличивается число энергетических уровней в атоме, увеличивается радиус атома, уменьшается относительная электроотрицательность, окислительные свойства в группе ослабевают, и, следовательно, ослабевают неметаллические свойства.

Затем перейти к распространенности галогенов в земной коре. Обратить внимание на различное содержание элементов: довольно большое количество фтора и хлора (0,06; 0,02 (масс.) %) и низкое – брома и йода (2·10 -4 и 4·10 -5 (масс.) %). Отметить, что галогены – реакционноспособные вещества, встречаются исключительно в виде соединений.

Подробно познакомить учащихся с физическими свойствами галогенов и объяснить закономерности их изменения.

При изучении химических свойств галогенов обратить внимание на условия проведения реакций, рассмотреть взаимодействие с ксеноном (окислительные свойства фтора); взаимодействие с металлами, с водородом и другими неметаллами, с водой, со щелочами, сероводородом. Сделать вывод, что химическая активность при переходе от фтора к йоду уменьшается. Обратить внимание на способность галогенов вытеснять друг друга из растворов солей. Каждый вышестоящий в Периодической системе галоген является более сильным окислителем, чем последующий. Поэтому хлор может вытеснить бром и йод, но не фтор, йод не вытесняет ни одного галогена. Для иллюстрации химических свойств галогенов выполнить демонстрационных эксперимент: взаимодействие йода с алюминием; горение сурьмы в хлоре; взаимодействие хлора с бромидами и йодидами.

Читайте также  Творчество М. Ю. Лермонтова

Взаимодействие йода с алюминием. Кристаллический йод и алюминиевую пыль смешать в абсолютно сухой фарфоровой чашке. Полученную смесь высыпать на керамическую плитку и стеклянной палочкой сделать небольшое углубление, внести в углубление длинной пипеткой несколько капель воды и быстро закрыть смесь стеклянным колоколом. Через несколько секунд начинается реакция взаимодействия алюминия и йода с образованием йодида алюминия:

Взаимодействие сопровождается воспламенением смеси с выделением паров йода.

Горение сурьмы в хлоре. Предварительно получить хлор и собрать его в колбу или цилиндр с пробкой, на дно которой помещен слой песка. Непосредственно перед опытом растереть сурьму в ступке (если сурьму приготовить заранее, опыт не получится). Открыть осторожно колбу (в вытяжном шкафу!) и небольшими порциями высыпать сурьму. Наблюдать горение сурьмы в хлоре с образованием хлоридов сурьмы:

Реакция очень эффектная: сурьма в хлоре вспыхивает, и колба наполняется белым дымом.

Взаимодействие хлора с бромидами и йодидами. Для проведения опыта необходима свежеприготовленная хлорная вода. В стаканы налить растворы бромида натрия и йодида калия, затем по каплям в стаканы прибавить хлорную воду. В стакане с раствором бромида натрия раствор окрашивается в оранжевый цвет, за счет выделившегося брома:

В стакане с раствором йодида калия раствор окрашивается в бурый цвет, за счет выделившегося йода:

Опыт демонстрирует способность галогенов вытеснять друг друга из растворов солей.

Рассмотреть получение галогенов в лаборатории и промышленности. Продемонстрировать получение хлора в лаборатории на примере взаимодействия перманганата калия с концентрированной соляной кислотой.

Опыт провести следующим образом. В колбу Вюрца, снабженную пробкой, капельной воронкой и стеклянной газоотводной пробкой насыпать немного перманганата калия, а в капельную воронку налить концентрированную соляную кислоту. Вводить кислоту по каплям в колбу, при этом наблюдается образование хлора:

Хлор собрать в цилиндр с пробкой.

Затем перейти к знакомству с галогеноводородами и галогеноводородными кислотами. Рассмотреть строение молекулы галогеноводородов, отметить их токсичность и высокую растворимость в воде. Показать, что при растворении в воде образуются галогеноводородные кислоты. Сила кислот различна. Фтороводородная кислота относится к числу слабых, остальные галогеноводородные кислоты – сильные. Сила кислот в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастает, что объясняется уменьшением в этом же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI – самая сильная кислота. Водным растворам галогеноводородов присущи все свойства сильных кислот, они реагируют с металлами, оксидами металлов, основаниями. Проявляют только восстановительные свойства, причем восстановительная активность в ряду Cl — – Br — – I — повышается. Обратить внимание на специфическую способность фтороводородной кислоты разрушать стекло и силикаты. Продемонстрировать качественную реакцию на ионы галогенов: взаимодействие растворимых галогенидов с раствором нитрата серебра. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr – желтовато-белого, AgI – желтого цвета. Осадки не растворимы в воде и азотной кислоте.

Опыт провести следующим образом. В стаканы налить растворы хлорида натрия, бромида натрия и йодида калия. При перемешивании в каждый стакан добавить раствор нитрата серебра до выпадения творожистых осадков. Наблюдается образование белого хлорида серебра:

желтовато-белого бромида серебра:

желтого йодида серебра:

Обратить внимания на цвет и структуру осадка.

Рассмотреть способы получения галогеноводородов.

Познакомить учащихся с кислородсодержащими соединениями галогенов: оксидами и кислотами. Вспомнить, что галогены не реагируют с кислородом, поэтому все их кислородсодержащие соединения получены косвенным путем. Привести формулы оксидов, рассмотреть их физические свойства и способы получения. Рассмотреть кислородсодержащие кислоты галогенов. Отметить, что хлорноватистая кислота и её бромный и йодный аналоги – очень слабые кислоты, известны только в разбавленных растворах, причем их сила уменьшается при переходе от HClO к HIO. Это объясняется тем, что хлор обладает большей электроотрицательностью и сильнее своих аналогов притягивает электронную пару, связывающую его с кислородом. Это, в свою очередь, приводит к смещению электронной пары, связывающей водород с кислородом, к кислороду и увеличению способности водорода к отщеплению. Сила кислородсодержащих кислот возрастает с ростом степени окисления центрального атома, например, в ряду HClO – HClO2 – HClO3– HClO4 сила кислот увеличивается.

В заключение рассмотреть применение галогенов и их важнейших соединений, обусловленное их свойствами.

После изучения материала предложить учащимся самостоятельно познакомиться с примерами решения задач и выполнить задания для самостоятельного решения (приведены в электронном учебном пособии).

Свойства неорганических веществ

Теория к заданию 9 из ЕГЭ по химии

Характерные химические свойства простых веществ — металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия, переходных металлов — меди, цинка, хрома, железа

Простые вещества — металлы

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век).

Начавшаяся примерно $100$ лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до $3000°С$; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы — алюминий и магний.

Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов и сплавов — все зависит от поставленной цели и необходимых для ее достижения свойств материала.

Вы уже имеете представление о природе химической связи в кристаллах металлов. Напомним на примере одного из них — натрия, как она образуется. На рисунке изображена схема кристаллической решетки натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: $1s^<2>2s^<2>2p^<6>3s^<1>3p^<0>3d^<0>$, где $3s, 3p, 3d$ — валентные орбитали.

Единственный валентный электрон атома натрия $3s^1$ может занимать любую из девяти свободных орбиталей — $3s$ (одна), $3р$ (три) и $3d$ (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристаллическая решетка, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Такую химическую связь называют металлической. Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла.

Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь — это связь в металлах и сплавах между атомионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ — существовать в нескольких кристаллических модификациях — называют полиморфизмом.

Например, железо имеет четыре кристаллических модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

  • $α$ — устойчива до $768°С$, ферромагнитная;
  • $β$ — устойчива от $768$ до $910°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
  • $γ$ — устойчива от $910$ до $1390°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
  • $δ$ — устойчива от $1390$ до $1539°С$ ($t°_ <пл.>железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модификации:

  • $α$ — устойчива ниже $13,2°С$ ($ρ=5,75 г/см^3$). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решетку типа алмаза (атомную);
  • $β$ — устойчива выше $13,2°С$ ($ρ=6,55 г/см^3$). Это белое олово.

Белое олово — серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже $13,2°С$ он рассыпается в серый порошок, т.к. при переходе $β→α$ значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны определять и объяснять их физические свойства.

Каковы же они? Это металлический блеск, пластичность, высокая электрическая проводимость и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства.

Давайте попробуем объяснить причины, определяющие основные физические свойства металлов.

Почему металлы пластичны?

Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой вызывает смещение слоев ион-атомов друг относительно друга, а так как электроны перемещаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов характерна большая пластичность.

Аналогичное воздействие на твердое вещество с ковалентными связями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалентных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ионов. По этому вещества с атомными и ионными кристаллическими решетками хрупкие.

Наиболее пластичные металлы — это $Au, Ag, Sn, Pb, Zn$. Они легко вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить золотую фольгу толщиной $0,003$ мм, а из $0,5$ г этого металла можно вытянуть нить длиной $1$ км.

Даже ртуть, которая, как вы знаете, при комнатной температуре жидкая, при низких температурах в твердом состоянии становится ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь $Bi$ и $Mn$, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и медный цвета.

Хотя на практике металл не всегда нам кажется светлым телом. Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому самородная медь выглядит зеленоватым камнем. А во-вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листы серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид — они имеют голубовато-зеленый цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными.

Наибольшую отражательную способность имеют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожекторах.

Почему металлы имеют высокую электрическую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды колебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет перемещение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля сопротивление у металлов практически отсутствует, у большинства металлов появляется сверхпроводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать.

Наибольшую электрическую проводимость имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, наименьшую — марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется теплопроводность металлов.

Она обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температура плавления у металлов очень сильно отличаются. Причем с увеличением числа электронов, связывающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы ($Li, K, Na, Rb, Cs$), атомы которых имеют один валентный электрон, мягкие, с небольшой плотностью (литий — самый легкий металл с $ρ=0,53 г/см^3$) и плавятся при невысоких температурах (например, температура плавления цезия $29°С$). Единственный металл, жидкий при обычных условиях, — ртуть — имеет температуру плавления, равную $–38,9°С$.

Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре ($842°С$).

Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона.

Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления наблюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для металлов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осуществляемой электронами внешнего слоя с $s$-орбиталей.

Вспомните, что самый тяжелый металл — это осмий $Os$ с $ρ=22,5 г/см^3$ (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл — это вольфрам $W$ с $t_<пл.>=3420°С$ (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл — это хром $Cr$ (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изготавливают металлорежущий инструмент, тормозные колодки тяжелых машин и др.

Металлы по-разному взаимодействуют с магнитным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способностью сильно намагничиваться. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля — это парамагнетики. Металлы, выталкиваемые магнитным полем, — диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

Напомним, что при рассмотрении электронного строения металлов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп ($s-$ и $р-$элементы) и металлы побочных подгрупп (переходные $d-$ и $f-$элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

Взаимодействие галогенов с веществами

Рис. Схемы строения атомов и ионов серы и хлора

При взаимодействии свободных галогенов со сложными веществами они также ведут себя как окислители, например при взаимодействии с водой. Вначале галоген растворяется в воде с образованием соответственно хлорной, бромной или йодной воды (Cl2aq, Br2aq или I2aq), а затем постепенно между водой и галогеном начинается реакция;

Галогены с водой

Взаимодействие хлора с водой выражается конечным уравнением
Сl2 + H2O = 2НСl + [О]
Однако эта реакция не сразу протекает до образования конечных продуктов. На первой стадии процесса образуются две кислоты — соляная НСl и хлорноватистая НСlO:

Затем происходит разложение хлорноватистой кислоты:

Образованием атомарного кислорода объясняют в значительной мере окисляющее действие хлора, которое он оказывает на микроорганизмы, находящиеся в воде, вследствие чего они погибают. Выделение атомарного кислорода объясняет также отбеливающее действие хлора, которое он оказывает на предварительно увлажненные органические вещества. Органические красители, помещенные в хлорную воду, обесцвечиваются. Лакмус, который при наличии соляной кислоты должен окрашиваться в розовый цвет, в хлорной воде, где в небольших количествах присутствует соляная кислота, не приобретает характерной для него в кислоте окраски, а полностью теряет ее. Это объясняется наличием атомарного кислорода, который оказывает на лакмус окисляющее действие.

Аналогично реагируют с водой и другие галогены: бром и иод — более медленно, фтор — значительно быстрее и энергичнее.
Пары воды горят во фторе, а стадии образования кислородной кислоты у фтора нет, либо такая кислота не существует.
Галогены реагируют и с органическими веществами. Например, если внести в атмосферу хлора бумажку, смоченную скипидаром (органическое вещество, состоящее из водорода и углерода), то можно заметить выделение большого количества сажи и ощутить запах хлористого водорода. Иногда скипидар даже самовоспламеняется в хлоре. Хлор вытесняет углерод из соединения с водородом и образует хлористый водород, а углерод выделяется в виде сажи в свободном состоянии.

Все галогены энергично взаимодействуют с каучуком и резиной. По этой причине при работе с галогенами стараются не использовать в приборах резиновых деталей.
Среди реакций с органическими веществами важно от-метить реакцию иода с крахмалом, который синеет при наличии в растворе даже незначительного количества свободного иода. Реакция очень чувствительная и является качественной реакцией на иод.

Особый интерес представляют окислительно-восстановительные реакции галогенов, происходящие между свободным галогеном и солью другого галогена. Например, если взять раствор какого-либо бромида и смешать с хлорной водой, то бесцветный раствор мгновенно окрашивается в желтый цвет. При взбалтывании с бензолом характерная окраска бензольного кольца указывает на наличие свободного брома. Это объясняется тем, что хлор как более активный галоген окисляет бром, вытесняя его из соли по уравнению:

2КВr + Cl2 = 2КСl + Вr2

Естественно, что свободный галоген должен обладать большей окислительной активностью, чем галоген, входящий в состав соли поэтому возможны реакции между иодидом и бромом, иодидом и хлором, бромидом и хлором.
Некоторые из этих реакций находят применение в технике. Например, наиболее дешевым способом получения брома является вытеснение его хлором из солей, часто из бромида магния:
MgBr2 + Сl2 = MgCl2 + Вr2

■ 17. Докажите, составив электронный баланс, что взаимодействие галогенов с водой и с солями других галогенов является окислительно-восстановительными реакциями, и объясните, почему хлорная вода обладает обеззараживающим действием. (См. Ответ)

Окислительное действие галогенов проявляется и при реакциях с другими сложными веществами. Например, если через бромную воду пропускать сероводород, то очень скоро бромная вода обесцветится и образовавшаяся жидкость помутнеет вследствие восстановления Вr0 до Вr -1 и окисления S -2 до S 0 .
Иод довольно легко окисляет серу в степени окисления +4, например в Na2SO3, до S +6 . Схема реакции:
Na2SO3 + I2 → Na2SO4 + HI

■ 18. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций между бромом и сероводородом, а также между иодом и сульфитом натрия. (См. Ответ)

19. Составьте и заполните таблицу:

Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: