Особенности плавиковой кислоты (фтористый водород)
Общая характеристика. Простые вещества. Галогены(от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
а) увеличивается радиус их атомов; б) растет величина Mr; в) повышается поляризуемость молекул,как следствие, энергия дисперсионных взаимодействий между молекулами Г2 возрастает настолько, что если фтор и хлор при об.у. – газы, то бром – уже жидкость, а йод является твердым веществом. 2. Растворимость.
Получение. · Окисление ионов Cl- сильными окислителями: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 2KCl + 8H2O K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2↑ + 7H2O · Окисление ионов Br - сильными окислителями: MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2 · Окисление ионов I- сильными окислителями: 2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
· Окисление электрическим током: электролиз раствора NaCl (промышленный способ): 2NaCl + 2H2O → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH Сравнение окислительно-восстановительной способности галогенов. Таблица 1. Термодинамика перехода Г2 в Г −ag
1) энергия сродства к электрону(?) у хлора выше, чем у фтора (за счет меньшего отталкивающего действия менее жесткой электронной оболочки Cl). 2) как окислитель фтор несравнимо сильнее, чем хлор: E0 (F2 / F- )= 2,87В > E0 (Cl 2 / Cl - ) = 1,36 B . Это объясняется более высокой энергией гидратации ионов фтора (из-за большей зарядовой плотности его аниона), и более высоким значением энергии атомизации молекул Cl2 (т.е. большей прочностью связи в них). Причины последнего: меньшее,чем в молекуле F2 , отталкивание НЭП одного атома Г от НЭП другого, а также упрочнение σ - связи в Cl2 π(p − d) -перекрыванием, невозможным в молекуле фтора из-за отсутствия валентных d-орбиталей. 2.4. Химические свойства Г2.
I. Реакции с металлами – образуются соединения с ионной связью: 1) + ЩМ (схема) 2Nа + Г2 = 2NаГ, ΔН < 0, причем тепловой эффект уменьшается от -570 кДж|моль до - 288 кДж/моль от фтора к йоду. Это указывает на то, что простые вещества галогены – сильные окислители, причем при переходе от фтора к йоду окислительные свойства галогенов уменьшаются. Соответственно, восстановительные свойства анионов в том же порядке возрастают. 2) + Ме F2 + Сu,Ni, Al, Fe не реагируют, т.к. образуется фторидная пленка Ni + Cl2 → NiCl2 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 Рt + 2Cl2 → РtCl4 Бром, как окислитель слабее, он не действует на платину, но с золотом образует AuBr3 2Au+ 3Br2 → 2AuBr3, также 2Al + 3Br2( I2) → 2AlBr3 Fe + I2 → FeI2 Сu + I2 → СuI↓ (СuI2 - не существует !!!!) I. Реакции с неметаллами: 1) Взаимодействие с водородом (см. предыдущую лекцию). 2) S + Сl2 (Br2) = SСl4 → SСl6 Р + Сl2 → РСl3 → РСl5 3) Г2 + N2 ≠ 4) Только фтор: F2 + С (сажа) – мгновенно → CF4 F2 + С (графит) – при нагревании → CF4 F2 + С (алмаз) ≠ III. Реакции с водой: Г2 + H2 O → HГ + HГО (общая схема)
На растворимость Г2 в воде влияют также особенности их химического взаимодействия с ней. О растворимости F2 нельзя судить, т.к. даже при об.усл. бурно (с появлением бледно- фиолетового пламени) идет реакция: F2 + H2 O → HF + O2 (F2O, HOF) Cl2 + H2O → HCl + HClO , K = 4,2 ⋅10−4,при температуре выше 6000С Для подобной реакции с бромом константа равновесия значительно меньше Br20+ H2O → HBr + HBr O , K =7,2 ⋅10−9, а с йодом осуществляется, в основном, процесс: I2 + H2O → HI + HIO3 , K = 3 ⋅10−13 . (По этой же схеме хлор и бром реагируют с водой при нагревании). IV. Реакции со щелочами: Cl2 (Br2)+ 2KOH –5°C→ KCl + KClO + H2O 3Cl2 + 6KOH –40°C→ 5KCl + KClOЗ + 3H2O 3I2 + 6NaOH → 5NaI + NaIO3 + 3H2O Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2(хлорная известь) + H2O
V. Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей. Cl2 + 2KI → 2KCl + I2 Cl2 + 2HBr → 2HCl + Br2
VI. Реагирует с сильными восстановителями: Br20+ 2HI -1→ I20 + 2HBr -1 (I2) Br20 + H2S-2 → S0 + 2HBr-1 I2 0 + S+4O2 + 2H2O → H2S+6O4 + 2HI-1
VII. Восстановительная способность Г2 от фтора к йоду растет (?), а для йода, в отличие от других Г, возможна также реакция: I2 + HNO3 (конц.) → HIO3 + NO + H2O .
2.4.2. Применение. Разная окисляющая способность Г2 обусловливает разные области их применения: - F2 используют как эффективный окислитель ракетного топлива, - Cl2 – для дезинфекции воды, - Br2 (а также Cl2 и I2 ) – в органическом синтезе; - спиртовой раствор I2 применяют в качестве антисептического средства для заживления кожных ран. Галогениды водорода. 2.5.1. Устойчивость бинарных соединений p-элементов с водородом, в которых Н положительнополяризован, снижаетсяво всех подгруппах сверху вниз(в том числе и в подгруппе галогенов). Это объясняется уменьшением разности Э.О. водорода и элемента (и, значит, снижением полярности связи H − Э ) , а также увеличением длины этой связи за счет роста атомного радиуса Э.
2.5.2. Способы получения HГ.Гидролизом галогеноангидридов можно синтезировать любой НГ, но это сравнительно дорогой метод: PГ3 +H 2O → HГ + H3 PO3 , Гораздо более дешевый – обработка природных галидов (в твердом состоянии) концентрированной серной кислотой.
HCl: а) Cl2 + H2 → HCl↑; б) гидросульфатный NаСlтв + H2SO4конц →NаHSO4 + HCl↑ НВr: а) NаВr + H3PO4 –t→NаH2PO4 + НВr↑; б) РВr3+3H2O →3HВr↑+ H3PO3 НI: а) I20 + H2S-2 → S0↓+ 2HI-1; б) Р + I20 + H2О-2 → HI-1+ H3PO4 Физические свойства. 1) Температура кипения от иодида водорода к хлориду снижается (с –360С до –850С) в соответствии с уменьшением величины дисперсионных взаимодействий. Однако фторид водорода имеет сравнительно высокую т. кип. (+19,50С) за счет особой прочности водородныхсвязей. Они настолько прочны, что фтороводород даже в парах состоит из зигзагообразных молекул. 2) Все галогениды водорода хорошо растворимы в воде, причем HF неограниченно, а HCl – до 507 объемов в 1 объеме воды при н.усл. Их водные растворы являются кислотами, сила которых резко повышаетсяот фтороводородной (Kd = 6,6 ∙10− 4) к иодоводородной (в соответствии с увеличением радиуса Г и, как следствие, поляризуемостьсвязи H − Г снижается)
Химические свойства. Взаимодействие галогеноводородных кислот (кроме HF) с металлами происходит в соответствии с рядом напряжений. Исключение составляют реакции вытеснения водорода из иодоводородной кислоты медью (E0 (Cu2+ / Cu0) = 0,34 В), серебром (E0 (Ag+ / Ag0) = 0,80 В) и ртутью (E0 (Hg2+ /Hg0) = 0,85 В). Их протекание обусловлено образованием соответственно малорастворимогопродукта CuI и очень прочныхкомплексов: [AgI 2]− и [HgI4 ] 2− . В этих соединениях σ-связь стабилизирована π-дативным взаимодействием за счет НЭП металла (Cu, Ag или Hg) и свободной d-орбитали йодид-иона. По этой же причине соли AgI и HgI2 малорастворимы.
Особенности плавиковой кислоты (фтористый водород) 2.6.1. Физические свойства Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C; Получение:( минерал флюорит CaF2) + H2SO4(конц.) → CaSO4 + 2HF↑
Химические свойства 1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая): HF ↔ H+ + F- Соли плавиковой кислоты – фториды
2) Плавиковая кислота растворяет стекло: SiO2 + 4HF (газ)→ SiF4↑+ 2H2O SiF4 + 2HF (газ)→ H2[SiF6] гексафторкремниевая кислота SiO2 + 4HF (р-р)→ H2[SiF6] + 2H2O Хлористый водород Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1 : 500), t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.
Получение 1) Синтетический способ (промышленный): H2 + Cl2 → 2HCl 2) Гидросульфатный способ (лабораторный): NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) → NaHSO4 + HCl↑
Химические свойства 1) Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота, ее соли – хлориды. HCl ↔ H+ + Cl- 2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода: 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑ 3) с оксидами металлов: MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O 4) с основаниями и аммиаком: HCl + KOH → KCl + H2O 3HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3H2O HCl + NH3 → NH4Cl 5) с солями - если выпадает осадок или выделяется газ: CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑ HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
Хлориды металлов - соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑ CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O Ba(OH)2 + 2HCl → BaCl2 + 2H2O Pb(NO3)2 + 2HCl → PbCl2↓ + 2HNO3 Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути). Качественая реакция: Cl- + Ag → AgCl ↓ (белый творож.)
Популярное: Почему люди поддаются рекламе?: Только не надо искать ответы в качестве или количестве рекламы... Почему двоичная система счисления так распространена?: Каждая цифра должна быть как-то представлена на физическом носителе... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (5946)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |