ГАЛОГЕНЫ Строение атомов •

Скачать презентацию ГАЛОГЕНЫ    Строение атомов • Скачать презентацию ГАЛОГЕНЫ Строение атомов •

Галогены.ppt

  • Количество слайдов: 39

>ГАЛОГЕНЫ ГАЛОГЕНЫ

>  Строение атомов •  F 1 s 22 p 5 • Строение атомов • F 1 s 22 p 5 • Cl 1 s 22 p 63 s 23 p 5 • Br 1 s 22 p 63 s 23 p 63 d 104 s 24 p 5 • I 1 s 22 p 63 s 23 p 63 d 104 s 24 p 64 d 105 s 25 p 5 • At 1 s 22 p 63 s 23 p 63 d 104 s 24 p 64 d 104 f 145 s 25 p 65 d 10 6 s 26 p 5 • Строение внешнего электронного слоя: ns 2 np 5

> Галогены: F, Cl, Br, I, At   п Атомный   Галогены: F, Cl, Br, I, At п Атомный радиус, Å Основные cтепени окисления F 3, 98 0, 64 -1, 0 Cl 3, 16 0, 99 -1, 0, +1, +3, +5, +7 Br 2, 96 1, 14 -1, 0, +1, +5, +7 I 2, 66 1, 33 -1, 0, +1, +5, +7

>Распространенность в природе • F Cl Br  I  At ( 1/2 (210 Распространенность в природе • F Cl Br I At ( 1/2 (210 At) = 8, 1 часа) • Ca. F 2 – плавиковый шпат (флюорит) • Na. Cl – галит, KCl·Na. Cl – сильвинит, KCl·Mg. Cl 2· 6 H 2 O – карналлит • Na. Br, Na. I – месторождения и природные воды • Na. IO 3 – в месторождениях нитратов щелочных металлов

> Простые вещества • F 2 – бледно-желтый, трудносжижаемый  газ, ядовит • Cl Простые вещества • F 2 – бледно-желтый, трудносжижаемый газ, ядовит • Cl 2 – легко сжижающийся газ желто- зеленого цвета, с резким запахом, ядовит • Br 2 – тяжелая жидкость красно-бурого цвета • I 2 – кристаллическое вещество серо- черного цвета с металлическим блеском, легко возгоняется

> Физические свойства Hal 2  T плавл. , С Т кипен. , С Физические свойства Hal 2 T плавл. , С Т кипен. , С Энергия связи Г-Г, Кдж/моль F 2 -219 -188 159 Cl 2 -101 -34 242 Br 2 -7 +59 193 I 2 +114 +184 151

>Получение F 2 Ca. F 2(тв) + H 2 SO 4(конц) = Ca. SO Получение F 2 Ca. F 2(тв) + H 2 SO 4(конц) = Ca. SO 4 + 2 HF (t. кип. = 19, 5 о. С) KF. n. HF (t пл. 100 о. С) Электролиз расплава кислой соли: KF. 2 HF = H 2 + F 2 +KF Ni и сплав Ni + Mo (монель), политетрафторэтилен

>   Получение Cl 2 Электролиз расплава: Na. Cl = Na + ½ Получение Cl 2 Электролиз расплава: Na. Cl = Na + ½ Cl 2 Электролиз раствора: Анод: 2 Cl- - 2ē = Cl 2 Катод: 2 H 2 O + 2ē = H 2 + 2 OH- Анод покрывают Ru. O 2, чтобы не шло окисление воды в лаборатории: взаимодействие конц. HCl с разными окислителями: KMn. O 4, K 2 Cr 2 O 7 (tºC) , Mn. O 2 (tºC), KCl. O 3, Pb. O 2 4 HCl+Mn. O 2=Cl 2+Mn. Cl 2+2 H 2 O

>  Получение Br 2 • Промышленный – хлорирование  рассолов, содержащих Br- (морская Получение Br 2 • Промышленный – хлорирование рассолов, содержащих Br- (морская вода и вода некоторых озер) 2 Br- + Cl 2 = 2 Cl- + Br 2 p. H ~ 3, 5 t кип. = 58, 8 о. С (отгоняют потоком воздуха) • Лабораторный способ (редко) Mn. O 2 + 2 Br- + 4 H+ = Mn 2+ +2 H 2 O +Br 2

>  Получение I 2 • Лабораторный способ (редко) Mn. O 2 + 2 Получение I 2 • Лабораторный способ (редко) Mn. O 2 + 2 I- + 4 H+ = Mn 2+ +2 H 2 O + I 2 (возгоняют) • Промышленный – хлорирование растворов, содержащих I- 2 I- + Cl 2 = I 2 + 2 Cl- • Избыток Cl 2: I 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HIO 3 + 10 HCl • Иодаты осторожно восстанавливают: 2 IO 3 - + 5 SO 2 + 4 H 2 O = I 2 + 5 SO 42 - +8 H+ I 2 + SO 2 + 2 H 2 O = 2 I- + SO 42 - +4 H+

> Взаимодействие с металлами • F 2 – со всеми, часто с воспламенением: Взаимодействие с металлами • F 2 – со всеми, часто с воспламенением: 2 Al + 3 F 2 = 2 Al. F 3 + 2989 Кдж; 2 Fe + 3 F 2 = 2 Fe. F 3 + 1974 Кдж • Сl 2 – 2 Al +3 Cl 2 = 2 Al. Cl 3 + 1405 Кдж; 2 Fe + 3 Сl 2 = 2 Fe. Cl 3 • Br 2 – 2 Fe + 3 Br 2 = 2 Fe. Br 3 + 538 Кдж • I 2 – медленно, только при нагревании Fe + I 2 = Fe. I 2 + 116 Кдж

>   С водородом • F 2 H 2 + F 2 = С водородом • F 2 H 2 + F 2 = 2 HF + 547 кдж • Сl 2 H 2 + Cl 2 = 2 HCl + 185 кдж (на солнечном свету – со взрывом, цепная) • Br 2 H 2 + Br 2 = 2 HBr + 73 кдж • I 2 H 2 + I 2 ↔ 2 HI - 53 кдж (при сильном нагревании)

>   С неметаллами • F 2 - не взаимодействует только с гелием, С неметаллами • F 2 - не взаимодействует только с гелием, неоном и аргоном Si + 2 F 2 = Si. F 4 (газ) +1615 кдж; Г 2 + F 2 = 2 ГF; Xe +2 F 2 = Xe. F 4 + 152 кдж (при облучении) • Сl 2 (не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами) Si + 2 Cl 2 = Si. Сl 4 (ж) + 662 кдж • Br 2 (окислительная способность еще меньше, чем у хлора) Si + 2 Br 2 = Si. Br 4 (ж) + 433 кдж • I 2 – не реагирует с большинством неметаллов

>  Взаимодествие галогенов с   водой • Особенности F 2 • F Взаимодествие галогенов с водой • Особенности F 2 • F 2 в отличие от остальных окисляет воду • 2 F 2 + 2 H 2 O = 4 HF + O 2 (примеси О 3 и Н 2 О 2) • при действии F 2 на лед при -40 °С • F 2 + H 2 O тв. = 4 HOF + HF • HOF – неустойчивая светло-желтая жидкость (tпл. = -117 °С), не проявляет кислотных свойств, быстро разлагается • HOF + H 2 O = H 2 O 2 + HF • HOF + H 2 O 2 = O 2 + HF + H 2 O • (суммарно: 2 HOF = O 2 + 2 HF)

> Взаимодествие галогенов с    водой      Остальные Взаимодествие галогенов с водой Остальные X 2 (1) X 2 (г. , ж. , тв. ) X 2 (раствор) для X = Cl – в основном (2) для X = Br – и (1), и (2) X 2 (раствор) + H 2 O HX + HXO для X = I – в основном (1)

>   Взаимодействие галогенов  с растворами щелочей   (кроме F 2) Взаимодействие галогенов с растворами щелочей (кроме F 2) (1) X 2 + 2 Na. OH = Na. X + Na. XO + H 2 O (2) 3 X 2 + 6 Na. OH = 5 Na. X + Na. XO 3 + 3 H 2 O для X = Cl процесс (1) при t 0 °C; процесс (2) при t 70 °C для X = Br процесс (1) при t 0 °C; процесс (2) при t 50 °C для X = I уже при tкомн. идет процесс (2) (ион IO в растворах не существует)

>  Использование в  промышленности •  «Жавелева» вода  • Cl 2 Использование в промышленности • «Жавелева» вода • Cl 2 + 2 Na. OH = Na. Cl + Na. Cl. O + H 2 O • Отбеливание тканей, бумаги • Хлорная (белильная) известь ( «хлорка» ) • Ca(OH)2 + Cl 2 = Ca. Cl(OCl) + H 2 O (при 0 °С) • Ca. Cl(OCl) + CO 2 +H 2 O = Ca. CO 3 + HCl. O • HCl + HCl. O = Cl 2 +H 2 O • Ca. OCl 2 = Ca. Cl 2 + 1/2 O 2

> Галогеноводороды (НГ) НГ  Т плав,  Т кип, С Е связи К Галогеноводороды (НГ) НГ Т плав, Т кип, С Е связи К дисс С кдж/моль HF -80 20 562 6, 7· 10 -4 HCl -115 -85 431 1· 107 HBr -89 -67 366 1· 109 HI -51 -35 299 1, 6 · 1011

>Получение галогеноводородов • Действие концентрированной  (безводной!) серной кислоты на  твердые галогениды (кроме Получение галогеноводородов • Действие концентрированной (безводной!) серной кислоты на твердые галогениды (кроме HI и HBr): KF + H 2 SO 4(конц) = HF↑ + KHSO 4; KCl+H 2 SO 4(конц) = HCl↑ + KHSO 4 • Гидролиз галогенидов фосфора (для HI и HBr) 2 P + 3 Br 2 + 6 H 2 O = 6 HBr↑ + 2 H 3 PO 3

>  Свойства НГ, галогенидов • С металлами до Н (окислитель Н+) • С Свойства НГ, галогенидов • С металлами до Н (окислитель Н+) • С основными и амфотерными оксидами • С основаниями • С солями (↑; ↓) • Восстановители (за счет Г-) • Качественная реакция (кроме F-): Ag+ + Г- = Ag. Г↓ ( Ag. Cl – белый, Ag. Br – желтовато-белый, Ag. I – желтый • Качественная реакция на F- : Са 2+ + F- = Ca. F 2↓ (белый) • HF – разъедает стекло Si. O 2 + HF = Si. F 4 + 2 H 2 O • Галогениды серебра разлагаются на свету: 2 Ag. Г(тв) → 2 Ag (тв) + Г 2 • Иодид меди (II) диспропорционирует: 2 Cu. I 2 = 2 Cu. I↓ +I 2

>СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ С КИСЛОРОДОМ СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ С КИСЛОРОДОМ

>  Оксиды галогенов  Неустойчивы, часто взрывают F: OF 2, O 2 F Оксиды галогенов Неустойчивы, часто взрывают F: OF 2, O 2 F 2 Cl: Cl 2 O, Cl. O 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7 Br: Br 2 O, Br 2 O 3, Br. O 2 I: I 2 O 5

>   Фториды кислорода F 2 + O 2 – нет реакции при Фториды кислорода F 2 + O 2 – нет реакции при температурах 100 -1000 о. С Получение: F 2 + O 2 = O 2 F 2 (-183 °C, эл. разряд) 2 F 2 (газ) + 2 Na. OH (1% р-р) = OF 2 + 2 Na. F + H 2 O (0 °C) Некоторые свойства: OF 2 – светло-желтый (почти бесцветный) газ, устойчив до 200 °С O 2 F 2 – оранжевый газ, разлагается выше -60 о. С сильные окислители и фторирующие агенты: 2 Xe + 2 OF 2 = 2 Xe. F 2 + O 2 (200 °C, 3 атм) Pu + 3 O 2 F 2 = Pu. F 6 + 3 O 2 (-60 °C)

>    Оксид хлора(I) Cl 2 O – светло-коричневый газ, при нагревании Оксид хлора(I) Cl 2 O – светло-коричневый газ, при нагревании разлагается со взрывом Ангидрид кислоты HCl. O, хорошо растворим в воде, водный раствор проявляет свойства слабой кислоты H 2 O +Cl 2 O 2 HCl. O 2 Na. OH +Cl 2 O = 2 Na. Cl. O +H 2 O Характерны сильные окислительные свойства (часто со взрывом!) 3 Cl 2 O + 10 NH 3 = 2 N 2 + 6 NH 4 Cl + 3 H 2 O Получение: 2 Hg. O(тв. , желтый) + Cl 2 = Cl 2 O + Hg. O. Hg. Cl 2

>   Диоксид хлора Cl. O 2 – желтый газ, парамагнитный (но не Диоксид хлора Cl. O 2 – желтый газ, парамагнитный (но не димеризуется!), разлагается со взрывом Хорошо растворим в воде, можно выделить гидрат Cl. O 2. n. H 2 O (n = 6 -10) 2 Cl. O 2 + H 2 O (холодн. ) = HCl. O 2 + HCl. O 3 (медленно на свету) 6 Cl. O 2 + 3 H 2 O (гор. ) = HCl + 5 HCl. O 3 2 Cl. O 2 + 2 Na. OH = Na. Cl. O 2 + Na. Cl. O 3 + H 2 O (быстро в растворе) Проявляет окислительные свойства (часто со взрывом!) 2 Cl. O 2 + 10 HI = 2 HCl + 5 I 2 + 4 H 2 O

>  Оксид хлора Cl 2 O 6 Оксид Cl 2 O 6 – Оксид хлора Cl 2 O 6 Оксид Cl 2 O 6 – красная маслянистая жидкость, взрывает при соприкосновении с органикой При -70 о. С – ионное смешанно-валентное соединение [Cl. O 2]+[Cl. O 4]- В газовой фазе есть равновесие димер/мономер Cl 2 O 6 + H 2 O = HCl. O 3 + HCl. O 4 Получение: 2 Cl. O 2 + 2 O 3 = Cl 2 O 6 +2 O 2 2 Na. Cl. O 3(тв) + F 2(г) = 2 Na. F(тв) + Cl 2 O 6

>Оксид хлора(VII) Cl 2 O 7 Бесцветная маслянистая бесцветная жидкость,  наиболее устойчив среди Оксид хлора(VII) Cl 2 O 7 Бесцветная маслянистая бесцветная жидкость, наиболее устойчив среди оксидов хлора, но взрывает при соприкосновении с органикой, при ударе, при нагревании Cl 2 O 7 + H 2 O = 2 HCl. O 4 Получение: 4 HCl. O 4 + P 4 O 10 = 2 Cl 2 O 7 +4 HPO 3

>  Некоторые сведения об  оксидах брома Br 2 O – красно-коричневая жидкость, Некоторые сведения об оксидах брома Br 2 O – красно-коричневая жидкость, разлагается выше -40 о. С Получение: Hg. O(тв) + Br 2(г) = Br 2 O + Hg. Br 2 Br 2 O + 2 Na. OH(раствор) = 2 Na. OBr +H 2 O Br 2 O 3 – изучен мало, оранжевые кристаллы, разлагается выше -40 о. С, взрывает Строение [Br]+[Br. O 3]- Получение O 3 + Br 2 = Br 2 O 3 (в растворе CFCl 3)

>   Оксид иода(V)  Белое кристаллическое вещество Получение:    2 Оксид иода(V) Белое кристаллическое вещество Получение: 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O (получают при 250 о. С, реакция обратима) 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2 (выше 300 о. С) Аналитическая химия – количественное и быстрое определение СО I 2 O 5 + 5 CO = I 2 +5 CO 2

> Кислородосодержащие   кислоты и их соли  • Все кислоты и соли Кислородосодержащие кислоты и их соли • Все кислоты и соли – сильные окислители • HXO: HCl. O, HBr. O, HIO • Ka = 10 -8 (X = Cl), 10 -9 (X=Br), 10 -11 (X=I) • Амфотерные свойства HIO • HIO = H+ + IO- • HIO = OH- + I+, Kb = 10 -10

>Получение кислот HXO  X 2 + H 2 O + Ca. CO 3 Получение кислот HXO X 2 + H 2 O + Ca. CO 3 (тв) = Ca. Cl 2 + CO 2 + HXO (X = Cl, Br) I 2 + H 2 O + Hg. O(тв) = Hg. I 2 + 2 HIO Соли подвергаются гидролизу (p. H 7) XO- + H 2 O = HXO + OH- Кислоты HXO являются сильными окислителями Уменьшение окислительных свойств HCl. O HBr. O HIO Уменьшение скорости ox/red реакций HCl. O HBr. O HIO

>   Степень окисления +3  •  Нет HIO 2 и нет Степень окисления +3 • Нет HIO 2 и нет примеров солей • Нет HBr. O 2, только ОДИН пример соли • Ba(Br. O)2 +2 Br 2 + 4 KOH = Ba(Br. O 2)2 + 4 KBr + 4 H 2 O • (0 o. C, p. H = 11, 2) • HCl. O 2 – кислота средней силы (Ka ~ 10 -2) • Для кислоты HCl. O 2 и ее солей характерны реакции диспропорционирования (особенно быстро в кислой среде). Соли взрывают!! • 4 HCl. O 2 = 2 Cl. O 2 +HCl. O 3 +HCl +H 2 O • Получение • 2 Cl. O 2 +2 KOH = KCl. O 2 + KCl. O 3 + H 2 O • Ba(OH)2 + H 2 O 2 + 2 Cl. O 2 = Ba(Cl. O 2)2 + 2 H 2 O + O 2 • Ba(Cl. O 2)2(сусп. ) +H 2 SO 4 (разб. ) = Ba. SO 4(тв)+ HCl. O 2

>  Степень окисления +5 Сильные кислоты HXO 3 (X = Cl, Br, I) Степень окисления +5 Сильные кислоты HXO 3 (X = Cl, Br, I) HCl. O 3 и HBr. O 3 – только растворы (до 40 -50%) HIO 3 – получена твердая и в растворах HIO 3 HI 3 O 8 (I 2 O 5. HIO 3) I 2 O 5 Разложение при нагревании 40% р-ров: 3 HCl. O 3 = HCl. O 4 + 2 Cl. O 2 +H 2 O 8 HCl. O 3 = 4 HCl. O 4 + 2 Cl 2 + 3 O 2 +2 H 2 O 4 HBr. O 3 = 2 Br 2 + 5 O 2 + 2 H 2 O

> Получение соединений X(+5)   ХЛОРАТЫ Электрохимическое окисление хлоридов  KCl +3 H Получение соединений X(+5) ХЛОРАТЫ Электрохимическое окисление хлоридов KCl +3 H 2 O = KCl. O 3 (анод) + 3 H 2(катод) Или: 6 KOH (гор. р-р) + 3 Cl 2 = KCl. O 3 + 5 KCl +3 H 2 O БРОМАТЫ 3 Br 2 + 6 KOH (гор. р-р) = KBr. O 3 + 5 KBr + 3 H 2 O KBr + 3 Cl 2 +6 KOH = KBr. O 3 + 6 KCl + 3 H 2 O ИОДАТЫ I 2 (тв) + 10 HNO 3(конц) = 2 HIO 3 + 10 NO 2 +4 H 2 O I 2 + 2 Na. Cl. O 3 = 2 Na. IO 3 + Cl 2

>Окислительные свойства X(+5) Все X(+5)– сильные окислители, как правило, восстанавливаются до X-  KCl. Окислительные свойства X(+5) Все X(+5)– сильные окислители, как правило, восстанавливаются до X- KCl. O 3(тв) + 6 HCl (конц) = 3 Cl 2 + 3 H 2 O + KCl Скорости восстановления IO 3 - Br. O 3 - Cl. O 3 - 4 KCl. O 3(тв) + C 6 H 12 O 6(тв) = 4 KCl + 6 CO 2 + 6 H 2 O

>Разложение твердых солей при   нагревании 4 KCl. O 3 = 3 KCl. Разложение твердых солей при нагревании 4 KCl. O 3 = 3 KCl. O 4 + KCl (400 o. C) 2 KCl. O 3 = 2 KCl + 3 O 2 (100 o. C, Mn. O 2) 2 KIO 3 = 2 KI + 3 O 2

>   Соединения Х(+7) HCl. O 4 – получена безводная (взрывоопасно!), сильная кислота Соединения Х(+7) HCl. O 4 – получена безводная (взрывоопасно!), сильная кислота HBr. O 4 – получена безводная (взрывоопасно!), сильная кислота HIO 4 – метаиодная кислота, Ka = 3. 10 -2 H 5 IO 6 – ортоиодная кислота, Ka 1 – 2. 10 -2; Ka 2 = 10 -9 Растворимые соли Na. XO 4, Na. H 4 IO 6, Na 2 H 3 IO 6 Нерастворимые соли KCl. O 4, Ag 5 IO 6, Ba 5(IO 4)2, Na 3 H 2 IO 6

>   Получение соединений X(+7)  Электролиз   XO 3 - + Получение соединений X(+7) Электролиз XO 3 - + H 2 O = XO 4 -(анод) + H 2(катод) Реакции в растворах KBr. O 3 + O 3 = KBr. O 4 +O 2 KBr. O 3 + F 2 + 2 Na. OH = KBr. O 4 + 2 Na. F + H 2 O В качестве окислителя используют Xe. F 2 Na. IO 3 + Cl 2 + 4 Na. OH = Na 3 H 2 IO 3 + 2 Na. Cl + H 2 O

>   Свойства соединений X(+7) ПЕРХЛОРАТЫ ВЗРЫВАЮТСЯ!!!!!!!  KCl. O 4(тв) = KCl Свойства соединений X(+7) ПЕРХЛОРАТЫ ВЗРЫВАЮТСЯ!!!!!!! KCl. O 4(тв) = KCl + 2 O 2 (выше 500 о. С) 2 NH 4 Cl. O 4(тв) = N 2 + Cl 2 + 2 O 2 + 4 H 2 O (ВЗРЫВ при 200 о. С) Перхлораты по кинетическим причинам часто не проявляют способность быть окислителем 1968 год: облучение нейтронами Rb 2 Se. O 4 82 Se + n = 83 Se = β + 83 Br