галогеновая кислота

Просмотров: 2

Галогеновая кислота

Из галогеноводородных кислот наибольшее применение имеет соляная кислота. Она принадлежит к числу бескислородных кислот. Формула соляной кислоты такая же, как и хлористого водорода, — НСl. Поскольку соляная кислота представляет собой раствор хлористого водорода в воде, она никогда не может быть 100%. Самая высокая концентрация, которая может быть достигнута при насыщении воды хлористым водородом,равна 36,5%. Удельный вес такой кислоты равен 1,18 г /см9.

Над поверхностью концентрированной соляной кислоты всегда заметен «дымок». Это выделяющийся из кислоты хлористый водород соединяется на воздухе с парами воды и образует «туман», представляющий собой мельчайшие капельки соляной кислоты.

Соляная кислота имеет характерный, иногда очень сильный запах хлористого водорода, поэтому соляную кислоту рекомендуется хранить в вытяжном шкафу в склянках с притертыми пробками и притертыми колпаками (рис. 30). Переливание соляной кислоты из сосуда в сосуд должно производиться также под тягой. Полярный характер связи в молекуле хлористого водорода приводит к тому, что в растворе его молекула легко диссоциирует на ионы:

Рис. 30. Сосуд для хранения летучих веществ с притертой пробкой и притертым колпаком.

Соляная кислота является сильным электролитом.

Соляная кислота — едкая жидкость, поэтому следует принимать меры предосторожности и при попадании на кожу или одежду немедленно смывать ее большим количеством воды и в дальнейшем нейтрализовать содой.

Соляная кислота обладает характерными свойствами кислот. Она изменяет окраску индикаторов, а также дает следующие реакции:

1) с металлами более активными, чем водород

Zn + 2НСl = ZnCl2 + H2

Zn0 + 2H + + 2Cl — = Zn 2+ + 2Cl — + H2↑

Zn0 + 2H + = Zn 2+ + H2

2) с основными окислами

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O

MgO + 2H + + 2Cl — = Mg 2+ + 2Сl — + H2O

MgO + 2H + = Mg 2+ + H2O

3) с растворимыми и нерастворимыми основаниями

NaOH + НСl = NaCl + H2O

Cu(OH)2 + 2НСl = CuCl2 + 2H2O

Сu(ОН)2 + 2Н + + 2Сl — = Cu 2+ + 2Сl — + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H + = Cu 2+ + 2H2O

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

Особенно интересно взаимодействие соляной кислоты с растворимыми серебряными солями, например с нитратом серебра:

AgNO3 + НСl = AgCl + HNO,

При этой реакции образуется белый творожистый осадок, нерастворимый в кислотах, но растворимый в аммиаке с образованием комплексного соединения.

Реакция с нитратом серебра является характерной качественной реакцией на соляную кислоту и ее соли.

С помощью этой реакции распознаются соляная кислота и ее соли.

Атом хлора в молекуле соляной кислоты, так же как и в молекуле хлористого водорода, находится в отрицательной степени окисления —1, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях соляная кислота ведет себя как восстановитель.

Другие галогеноводородные кислоты весьма сходны с соляной кислотой. Некоторые особенности свойств имеются у плавиковой кислоты, которая в отличие от остальных кислот является слабым электролитом, так как фтор обладает высокой электроотрицательностью, небольшим (по сравнению с другими галогенами) радиусом атома и очень прочно удерживает около себя водород. Плавиковая кислота растворяет стекло. Главным компонентом стекла является двуокись кремния, которая реагирует с плавиковой кислотой, образуя четырехфтористый кремний:

4HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O

Плавиковую кислоту никогда не хранят в стеклянной посуде. Ее хранят и перевозят либо в посуде, сделанной из парафина с воском (на парафин плавиковая кислота не действует), либо в каучуковых или эбонитовых сосудах.

Все остальные галогеноводородные кислоты являются сильными электролитами.

■ 27. Даны вода, поваренная соль, водород. Как, пользуясь этими веществами, можно получить соляную кислоту? Ответ подтвердите уравнениями реакций. (См. Ответ)

28. На 45 г поваренной соли подействовали 49 г серной кислоты. При этом получилось 12 г хлористого водорода. Можно ли из смеси, оставшейся в реакционном сосуде, получить еще хлористый водород, если ничего не прибавлять? Если да, то какой объем хлористого водорода может быть получен дополнительно?

29. Хлористый водород, полученный при действии концентрированной серной кислоты на 234 в поваренной соли, растворили в 354 г воды. Каковы процентная, молярная и нормальная концентрации этого раствора? (См. Ответ)

Галогеноводородные кислоты используются в разных областях народного хозяйства.

Применение соляной кислоты показано на схеме (рис. 31).

• Запишите в тетрадь области применения соляной кислоты.

Рис. 31. Применение соляной кислоты.

Способностью плавиковой кислоты разъедать стекло пользуются при гравировке стеклянных изделий и вытравлении надписей. Для этого изделие парафинируют, на парафине вычерчивают узор, а затем помещают в печь с освинцованными стенками (свинец, реагируя с плавиковой кислотой, покрывается нерастворимым фтористым свинцом, не допускающим дальнейшего окисления). В печь пропускают пары плавиковой кислоты. Через некоторое время изделие извлекают и снимают парафин. Места, защищенные парафином, действию плавиковой кислоты не подвергались, а свободное от парафина стекло частично растворилось и на поверхности его образовался узор, вычерченный на парафине. Если грани узора отшлифовать, то получается красивое хрустальное изделие. Точно так же делают «вечные» надписи на склянках с реактивами.

Соли галогеноводородных кислот — фториды, хлориды, бромиды и иодиды встречаются в природе в виде минералов.

Из хлоридов наибольшее значение имеет хлорид натрия, который встречается в природе как в виде каменной соли, образовавшейся на месте древних высохших соляных озер, так и в виде самосадочной соли, которая и в настоящее время осаждается в соляных озерах.

Поваренная соль кристаллизуется в виде кубических кристаллов, не имеет запаха, обладает соленым вкусом. Поваренная соль хорошо растворима в воде. С изменением температуры ее растворимость почти не меняется. Это имеет определенное значение при выделении поваренной соли из растворов других солей методом перекристаллизации.

О применении хлорида натрия можно судить по схеме, приведенной на, рис. 32.

• Запишите в тетрадь области применения поваренной соли.

Другая соль, широко распространенная в природе, — хлорид калия КСl. В природе он встречается в виде минерала сильвина КСl или сильвинита KCl-NaCl.

Хлорид калия применяется в сельском хозяйстве в качестве удобрения. До 1930 г. хлорид калия ввозился в нашу страну из-за границы. Благодаря исследованиям акад. Н. С. Курнакова около Соликамска найдено громадное месторождение хлорида калия.

Хлорид кальция СаСl2 — соль, содержащаяся в морской воде, но чаще всего получаемая искусственным путем. Интересным свойством хлорида кальция является его высокая гигроскопичность. Хлорид кальция энергично поглощает воду, поэтому его применяют в эксикаторах (рис. 33).

Рис. 32. Применение хлорида натрия.

Эксикатор служит для хранения веществ, которые необходимо предохранить от увлажнения парами воды, всегда присутствующими в воздухе. Это стеклянный сосуд, состоящий из двух частей, разделенных фарфоровой решеткой 3. В нижнюю часть сосуда 4 помещают хлористый кальций, концентрированную серную кислоту или другое вещество, энергично поглощающее воду. В верхнюю часть сосуда 1 на решетку 3 помещают чашку или тигель с высушиваемым веществом. Сверху эксикатор закрывают толстой стеклянной крышкой 2 с притертой поверхностью.

Хлористый кальций хорошо растворяется в воде. В твердом виде — вещество кристаллическое.

Хлорид бария ВаСl2 ядовит. Он широко применяется для борьбы с вредителями сельского хозяйства, а также в качестве реактива на серную кислоту и ее соли.

Хлорид серебра AgCl — творожистое белое вещество. Под действием света постепенно темнеет, разлагаясь с выделением металлического серебра.

Хлорид магния MgCl2—единственная соль, из которой в промышленности получают металлический магний.

Рис. 33. Эксикатор.

1-резервуар; 2 -притертая крышка; 3- фарфоровая решетка; 4 — хлорид кальция.

Фторид натрия NaF довольно широко применяется в борьбе с грызунами и с некоторыми насекомыми-вредителями, а также для предохранения древесины от гниения. Фторидом натрия пропитывают шпалы, телеграфные столбы, строительные деревянные детали для удлинения срока их службы.

Плавиковый шпат, или флюорит, CaF, — наиболее распространенное соединение фтора, из которого получают все фтористые соединения и свободный фтор. Плавиковый шпат иногда встречается в виде правильных кристаллов с очень ценными оптическими свойствами. Из них изготовляют линзы, различные оптические приборы. Такие линзы приходится оберегать от толчков, так как они очень хрупкие.

Из солей брома следует прежде всего отметить бромид магния MgBr2, который в природе сопровождает поваренную соль, а также хлорид калия. После извлечения поваренной соли из воды соляных озер в рассоле остается значительный процент бромида магния. Бромид магния встречается и в морской воде, но в очень небольших количествах, невыгодных для его промышленного получения.

Большое применение соли брома, главным образом бромиды натрия и калия, находят в медицине.

Бромиды сильно понижают возбудимость нервной системы. Но лечение бромистыми препаратами допустимо только при здоровых почках, иначе вследствие задержки выведения бромидов из организма может наступить отравление. Продолжительное лечение бромидами также не рекомендуется.

Бромид серебра AgBr обладает способностью легко разлагаться на свету с выделением металлического серебра в виде черной массы

2AgBr = 2Ag + Вr2.

Это свойство AgBr широко используется в фотографии.

Йодид серебра окрашен в желтый цвет, и, так же как хлорид и бромид серебра, он нерастворим в кислотах.

Реактивом на анионы Сl — , Br — , I — в кислотах и солях является катион Ag + , который даете этими анионами нерастворимые в воде и кислотах, по-разному окрашенные осадки: AgCl — белый, AgBr — желтоватый, быстро темнеющий, AgI — желтый. Анион F- таким образом открыть нельзя, так как AgF — соль растворимая.

• Выпишите в тетрадь формулы и названия всех приведенных в тексте солей галогенов, дайте им названия и постарайтесь возможно полнее перечислить, где они применяются.

■ 30. Каким образом из раствора иодида натрия можно удалить примесь свободного иода?

31. Йодкрахмальная бумага пропитана растворами крахмала и иодида калия. Почему при попадании в хлорную воду она синеет?

32. В пробирки налили растворы: в одну — хлорид натрия, в другую — бромид калия, в третью — иодид калия, в четвертую — фторид натрия. Как определить, в какой пробирке какая соль?

33. Соль, образовавшуюся при взаимодействии 20 г гидроксида магния и 20 л бромистого водорода, растворили в 40 мл воды. Какой процентной концентрации получился раствор. (См. Ответ)

Среди кислородных соединений галогенов, в которых они проявляют положительные степени окисления, наиболее известны и получили наибольшее применение кислородные соединения хлора. Фтор не образует соединений, в которых он проявил бы положительную степень окисления, а бром и иод образуют, но практическое применение этих соединений значительно меньше.

Хлор может образовывать соединения не только с водородом и металлами, но и с кислородом. Правда, эти соединения никогда не образуются при непосредственном взаимодействии хлора с кислородом, но могут быть получены косвенным путем. В табл. 12 приведены окислы хлора, в которых он проявляет различные степени окисления.

Галогеновая кислота

К галогенам относятся пять основных неметаллических элементов, которые расположены в VII группе таблицы Менделеева. В эту группу входят такие химические элементы, как фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At.

Свое название галогены получили от греческого слова, которое в переводе обозначает образующий соль или «солеобразующий», так как в принципе большая часть соединений, которые содержат галогены и носят названия солей.

Галогены вступают в реакцию практически со всеми простыми веществами, за исключением только нескольких металлов. Они являются довольно таки энергичными окислителями, имеют очень сильный и резкий запах, прекрасно взаимодействуют с водой, а также имеют большую летучесть и высокую электроотрицательность. А вот в природе их можно встретить лишь в качестве соединений.

1. Такие простые химические вещества, как галогены, состоят из двух атомов;

2. Если рассматривать галогены в обычных условиях, то следует знать, что фтор и хлор, находятся в газообразном состоянии, тогда как бром является жидким веществом, а йод и астат относятся к твердым веществам.

3. У галогенов температура плавления, кипения и плотность повышаются с увеличением атомной массы. Также при этом и меняется их окраска, она становиться более темной.

4. При каждом увеличении порядкового номера, уменьшается химическая активность, электроотрицательность и более слабыми становятся неметаллические свойства.

5. Галогены обладают способностью образовывать соединения между собой, как например BrCl.

6. Галогены при комнатной температуре могут находиться во всех трех состояниях материи.

7. Так же важно запомнить то, что галогены относятся к довольно таки токсичным химическим веществам.

При химической реакции с металлами, галогены действуют, как окислители. Если, к примеру, взять фтор, то даже в обычных условиях он дает реакцию с большинством металлов. А вот алюминий и цинк воспламеняется даже в атмосфере: +2-1:ZnF2.

При получении фтора и хлора в масштабах промышленности используют электролиз или растворы солей.

Если вы внимательно рассмотрите рисунок, изображенный внизу, то увидите, как в лабораторных условиях с помощью установки для электролиза можно получить хлор:

На первом рисунке изображена установка для расплава хлорида натрия, а на втором уже для получения раствора хлорида натрия.

Такой процесс электролиза расплава хлорида натрия можно представить в виде даного уравнения:

При помощи такого электролиза, кроме получения хлора еще образуются также водород и гидроксид натрия:

Конечно же, водород получают более простым и дешевым способом, чего не скажешь об гидроксиде натрия. Его, так же, как и хлор получают практически всегда только с помощью электролиза раствора поваренной соли.

Если вы рассмотрите рисунок, изображенный вверху, то увидите, как лабораторным способом можно получить хлор. А получают его с помощью взаимодействия соляной кислоты с оксидом марганца:

В промышленности бром и йод получают с помощью реакции вытеснения этих веществ хлором из бромидов и йодидов.

Фтор или правильнее будет назвать фторид меди (CuF2) имеет довольно таки широкое применение. Его используют при изготовлении керамики, эмалей и различных глазурей. Имеющая в каждом доме тефлоновая сковородка и хладагент в холодильниках и кондиционере, также появились благодаря фтору.

Кроме бытовых нужд тефлон также используют в медицинских целях, так как его применяют при производстве имплантатов. Фтор необходим при изготовлении лизн в оптике и в зубных пастах.

Хлор также в нашей жизни встречается буквально на каждом шагу. Самым массовым и распространенным применением хлора, является, конечно же, поваренная соль NaCl. Она так же выступает в роли дезинтоксикационного средства и используется в борьбе с гололедом.

Кроме этого, хлор незаменим в производстве пластика, синтетического каучука и поливинилхлорида, благодаря которым мы получаем одежду, обувь и другие, нужные в нашей повседневной жизни вещи. Его используют при производстве отбеливателей, порошков, красителей, а также другой бытовой химии.

Бром, как правило, необходим, как светочувствительное вещество при печатании фотографий. В медицине он применяется, как успокаивающее средство. Также бром используют при производстве инсектицидов и пестицидов и т.д.

Ну, а всем известный йод, который имеется в аптечке у каждого человека, в первую очередь используется, как антисептик. Кроме своих антисептических свойств, йод присутствует в источниках света, а также является помощником для обнаружения отпечатков пальцев на бумажной поверхности.

Роль галогенов и их соединений для организма человека

Выбирая в магазине зубную пасту, наверное, каждый из вас обращал внимание на то, что на ее этикетке указывается содержание соединений фтора. И это неспроста, так как этот компонент участвует в построении зубной эмали и костей, повышает устойчивость зубов к кариесу. Также он играет важную роль в процессах обмена веществ, участвует в построении скелета костей и предупреждает появление такого опасного заболевания, как остеопороз.

Важная роль в организме человека отведена и хлору, так как он принимает активное участие в сохранении водно-солевого баланса и поддерживание осмотического давления. Хлор участвует в обмене веществ человеческого организма, построении тканей, ну и что тоже немаловажно – в избавление от лишнего веса. Соляная кислота, находящаяся в составе желудочного сока большое значение имеет для пищеварения, так как без нее невозможен процесс переваривания пищи.

Хлор необходим нашему организму и должен ежедневно в необходимых дозах поступать в него. Но если, же его норму поступления в организм превысить или резко снизить, то мы сразу же это ощутим в виде отеков, головных болей и других неприятных симптомов, которые способны не только нарушить обмен веществ, но и вызвать заболевания кишечника.

У человека в мозге, почках, крови и печени присутствует небольшое количество брома. В медицинских целях бром применяют, как успокоительное средство. Но при его передозировке могут быть неблагоприятные последствия, которые могут привести к угнетенному состоянию нервной системы, а в некоторых случаях и к психическим расстройствам. А недостаток брома в организме ведет к дисбалансу между процессами возбуждения и торможения.

Без йода наша щитовидная железа не может обходиться, так как он способен убивать микробы, поступающие в наше тело. При дефиците йода в организме человека может начаться заболевание щитовидной железы, под названием зоб. При этом заболевании появляются довольно неприятные симптомы. Человек, у которого появился зоб, чувствует слабость, сонливость, повышение температуры, раздражительность и упадок сил.

Из всего этого можно сделать вывод, что без галогенов человек мог бы не только лишиться многих необходимых в повседневной жизни вещей, но без них и не смог бы нормально функционировать наш организм.

Галогены – это

Здесь читатель найдет сведения о галогенах, химических элементах периодической таблицы Д. И. Менделеева. Содержание статьи позволит вам ознакомиться с их химическими и физическими свойствами, нахождением в природе, способах применения и др.

Галогены – это все элементы химической таблицы Д. И. Менделеева, находящиеся в семнадцатой группе. По более строму способу классификации это все элементы седьмой группы, главной подгруппы.

Галогены – это элементы, способные вступать в реакции практически со всеми веществами простого типа за исключением некоторого количества неметаллов. Все они являются энергетическими окислителями, потому в условиях природы, как правило, находятся в смешанной форме с другими веществами. Показатель химической активности галогенов уменьшается с возрастанием их порядковой нумерации.

Галогенами считаются следующие элементы: фтор, хлор, бром, йод, астат и искусственно созданный теннесин.

Как говорилось ранее, все галогены – это окислители с ярко выраженными свойствами, к тому же все они являются неметаллами. Внешний энергетический уровень имеет семь электронов. Взаимодействие с металлами приводит к образованию ионной связи и солей. Почти все галогены, за исключением фтора, могут проявлять себя в качестве восстановителя, достигая высшей окислительной степени +7, однако для этого необходимо, чтобы они взаимодействовали с элементами, имеющими большую степень электроотрицательности.

В 1841 г. шведский ученый-химик Й. Берцелиус предложил ввести термин галогенов, относя к ним известные в то время F, Br, I. Однако до введения этого термина по отношению ко всей группе таких элементов, в 1811 г., немецкий ученый И. Швейггер этим же словом назывался хлор, сам термин переводился с греческого языка как «солерод».

Конфигурация электронов внешней атомной оболочки галогенов имеет следующий вид: астат – 6s 2 6p 5 , йод – 5s 2 5p 5 , бром 4s 2 4p 5 , хлор – 3s 2 3p 5 , фтор 2s 2 2p 5 .

Галогены – это элементы, имеющие на электронной оболочке внешнего типа семь электронов, что позволяет им «без особых усилий» присоединять электрон, которого недостаточно для завершения оболочки. Обычно степень окисления проявляется в виде -1. Cl, Br, I и At вступая в реакцию с элементами, имеющими более высокую степень, начинают проявлять положительную окислительную степень: +1, +3, +5, +7. Фтор имеет постоянную окислительную степень -1.

Ввиду своей высокой степени реакционной способности галогены обычно находятся в виде соединений. Уровень распространения в коре земли убывает в соответствии с увеличением атомного радиуса от F к I. Астат в коре земли измеряется вовсе в граммах, а теннессин создается искусственно.

Галогены встречаются в природе чаще всего в соединениях галогенидов, а йод также может принимать форму йодата калия или натрия. В связи со своей растворимостью в воде присутствуют в океанических водах и рассолах природного происхождения. F – малорастворимый представитель галогенов и чаще всего обнаруживается в породах осадочного типа, а его главный источник – это фторид кальция.

Галогены между собой могут сильно отличаться, и они имеют следующие физические свойства:

Галогены – это элементы с очень высокой окислительной активностью, которая ослабевает в направлении от F к At. Фтор, будучи самым активным представителем галогенов, реагировать может со всеми видами металлов, не исключая ни один известный. Большинство представителей металлов, попадая в атмосферу фтора, подвергаются самовоспламенению, при этом выделяя теплоту в огромных количествах.

Без подвергания фтора нагреванию он может реагировать с большим количеством неметаллов, например H2, C, P, S, Si. Тип реакций в таком случае является экзотермическим и может сопровождаться взрывом. Нагреваясь, F принуждает окисляться остальные галогены, а подвергаясь облучению, этот элемент способен и вовсе реагировать с тяжелыми газами инертной природы.

Вступая во взаимодействие с веществами сложного типа, фтор вызывает высоко энергетические реакции, например, окисляя воду, он может вызывать взрыв.

Реакционноспособным может быть и хлор, особенно в свободном состоянии. Уровень активности его меньше, чем у фтора, но он способен реагировать почти со всеми простыми веществам, но азот, кислород и благородные газы в реакцию не вступают с ним. Взаимодействуя с водородом, при нагревании или хорошем освещении хлор создает бурнопротекающую реакцию, сопровождаемую взрывом.

В реакциях присоединения и замещения Cl может реагировать с большим количеством веществ сложного типа. Способен вытеснять Br и I в результате нагревания из соединений, созданных ими с металлом или водородом, а также может вступать в реакцию со щелочными веществами.

Бром химически менее активный, чем хлор или фтор, но все же весьма ярко себя проявляет. Это обусловлено тем, что чаще всего бром Br используется в качестве жидкости, ведь в таком состоянии исходная степень концентрации при остальных одинаковых условиях выше, чем у Cl. Широко используется в химии, особенно органической. Может растворяться в H2O и реагировать с ней частично.

Галоген-элемент иод образует простое вещество I2 и способен вступать в реакции с H2O, растворяется в йодидах растворов, образуя при этом комплексные анионы. От большинства галогенов I отличается тем, что он не вступает в реакции с большинством представителей неметаллов и не спеша реагирует с металлами, при этом его необходимо нагревать. С водородом реагирует, лишь подвергаясь сильному нагреванию, а реакция является эндотермической.

Редкий галоген астат (At) проявляет реакционные способности меньше йода, однако может реагировать с металлами. В результате диссоциации возникают как анионы, так и катионы.

Соединения галогенов широко применяются человеком в самых разнообразных областях деятельности. Природный криолит (Na3AlF6) используют для получения Al. Бром и йод в качестве простых веществ часто используют фармацевтические и химические компании. При производстве запчастей для машин часто используют галогены. Фары – это одна из таких деталей. Качественно выбрать материал для данной составной части машины очень важно, так как фары освещают дорогу в ночное время и являются способом обнаружения как вас, так и других автомобилистов. Одним из лучших составных материалов для создания фар считается ксенон. Галоген тем не менее ненамного уступает по качеству этому инертному газу.

Хороший галоген – это фтор, добавка, широко используемая при производстве зубных паст. Он помогает предотвращать возникновение заболевания зубов – кариеса.

Такой элемент-галоген, как хлор (Cl), находит свое применение в получении HCl, часто используется при синтезе органических веществ, таких как пластмасса, каучук, синтетические волокна, красители и растворители и т. д. А также соединения хлора используют в качестве отбеливателей льняного и хлопчатобумажного материала, бумаги и как средство для борьбы с бактериями в питьевой воде.

Ввиду наличия очень высокой реакционной способности галогены по праву называются ядовитыми. Наиболее ярко способность к вступлению в реакции выражена у фтора. Галогены имеют ярко выраженные удушающие свойства и способны поражать ткани при взаимодействии.

Фтор в парах и аэрозолях считается одним из самых потенциально опасных форм галогенов, вредоносных для окружающих живых существ. Это связано с тем, что он слабо воспринимается обонянием и ощущается лишь по достижении большой концентрации.

Как мы видим, галогены являются очень важной частью периодической таблицы Менделеева, они имеют множество свойств, отличаются между собой по физическим и химическим качествам, атомному строению, степени окисления и способности реагировать с металлами и неметаллами. В промышленности используются разнообразным образом, начиная от добавок в средства личной гигиены и заканчивая синтезом веществ органической химии или отбеливателями. Несмотря на то что одним из лучших способов поддержания и создания света в фаре автомобиля является ксенон, галоген тем не менее ему практически не уступает и также широко используется и имеет свои преимущества.

Теперь вы знаете, что такое галоген. Сканворд с любыми вопросами об этих веществах для вас уже не помеха.

Оксиды галогенов

Лекция 3. Кислородные соединения галогенов

1. Оксиды галогенов.

2. Кислородсодержащие кислоты галогенов.

3. Применение галогенов и их соединений.

Галогены образуют ряд соединений с кислородом. Но эти соединения неустойчивы, ∆G o >0, они легко взрываются при нагревании и в присутствии органических соединений. Их получают только косвенным путем.

Относительно устойчивы следующие кислородные соединения галогенов:

OF2 (оксид фтора, или правильнее – фторид кислорода) – сильнейший окислитель. Его получают действием F2 на охлажденный разбавленный раствор щелочи:

Оксиды хлора и йода можно получить по реакциям:

1. Термически неустойчивы:

2. Все соединения галогенов с кислородом (кроме OF2) – кислотные оксиды.

ClO2, Cl2O6 (С.О.=+4, +6 – неустойчивы) при взаимодействии с водой диспропорционируют:

,

3. Оксиды галогенов – окислители:

OF2 содержит O +2 – очень сильный окислитель:

4. Оксиды с промежуточной степени окисления галогена диспропорционируют:

.

Все кислородсодержащие кислоты галогенов хорошо растворимы в воде. HClO4, HIO3 и H5IO6 известны в свободном виде, остальные нестойки, существуют только в разбавленный водных растворах. Наиболее стабильны соединения в С.О. -1 и +5.

Сравнение силы кислот

Строение кислородных кислот хлора:

Изменение свойств в ряду кислородных кислот хлора можно показать схемой:

Эта закономерность характерна не только для хлора, но и для брома и иода.

При возрастании степени окисления галогена увеличивается заряд иона, это усиливает притяжение его к O 2- , и затрудняет диссоциацию по типу основания. Вместе с этим увеличивается отталкивание положительный ионов H + и Э n+ , это облегчает диссоциацию по типу кислоты.

Рис. 1. Схема фрагмента молекулы Э(ОН)n

HOCl – амфотерное соединение: может диссоциировать и по типу кислоты, и по типу основания:

В ряду ClO – – ClO2 – – ClO3 – – ClO4 – увеличивается устойчивость кислот и анионов. Это объясняется увеличением числа электронов, принимающих участие в образовании связей:

Кратность связи =1 Кратность связи=1,5

d(Cl-O)=0,170 нм d(Cl-O)=0,145 нм

С увеличением количества атомов кислорода в кислотах, увеличивается экранирование Cl, поэтому окислительная способность палает.

– усиливается сила кислот;

– увеличивается устойчивость кислот;

– уменьшается окислительная способность.

Сила кислородсодержащих кислот в ряду HOCl-HOBr-HOI уменьшается из-за увеличения ковалентного радиуса и ослабления связи O-Hal:

Окислительные свойства уменьшаются

В ряду HCO-HBrO-HIO увеличивается устойчивость кислот. Например, при нагревании или действии света они разлагаются:

, ∆G о (кДж) HClO, HBrO, HIO

1. Фторноватистую кислоту получают при помощи реакций:

. (при н.у.).

Хлорноватистую кислоту получают гидролизом хлора (НСl удаляют действием СaCO3):

Равновесие устанавливается, когда прореагирует 30% хлора.

HClO и HBrO получают разложением гипохлоритов и гипобромитов:

.

2. HClO2 получают из солей:

.

– окислением галогенов сильными окислителями:

  1. Разлагаются при нагревании и на свету:

  1. Сильные окислители (все кислоты – более сильные окислители, чем их соли):

Хлорная кислоты – слабый окислитель только в концентрированных растворах:

Соли оксокислот более устойчивы, чем кислоты. Их устойчивость растет с увеличением степени окисления.

Химические свойства солей:

1. Хлораты и перхлораты распадаются только при нагревании:

2. Они, как и кислоты, являются окислителями (но более слабыми, чем их кислоты):

МеHalO получают пропусканием галогегенов через холодный раствор щелочи, соды, поташа:

МеHalO3 получают пропусканием галогенов через горячие (60-70 о С) растворы щелочей:

МеClO4 и Ме5IO6 окислением хлоратов и иодатов при электролизе или слабым нагреванием:

Плавиковая кислота используется для травления стекла, удаления остатков песка с металлического литья, в химическом синтезе.

В ядерной промышленности применяют UF6.

В качестве хладагентов используют CF2Cl2.

В металлургии применяют CaF2.

Фторопроизводное этилена тетрафторэтилен в результате полимеризации дает ценный полимер – тефлон, устойчив к химическим реагентам и незаменим в производстве веществ особой чистоты, для изготовления аппаратуры.

Фторопроизводные материалы – в медицине, заменители кровеносных сосудов и сердечных клапанов. Изделия из фторопластов широко применяются в авиационной, электротехнической, атомной и др. отраслях.

Хлор необходим для синтеза в органическом и полимерном синтезе. Методом хлорной металлургии получают кремний и тугоплавкие цветные металлы (титан, ниобий, тантал и др.).

Применяется как окислитель и для стерилизации питьевой воды.

Соляная кислота и галогениды используется в металлургической, текстильной и пищевой промышленности.

HClO применяется как бактерицидное и отбеливающее средство. Выделяющийся при растворении кислоты атомарный кислород обесцвечивает красители и убивает микробы:

.

Жавелевая вода – это смесь хлорида и гипохлорита калия, ее получают действием щелочи на «хлорную воду», она обладает отбеливающими свойствами:

.

Белильная или хлорная известь – белый порошок с резким запахом, применяется как отбеливающее и дезинфицирующее средство:

.

Используется в органическом синтезе.

В фотографическом деле используется AgBr.

Соединения брома применяются для производства лекарств.

I2 необходим для металлургии, его применяют как антисептическое и дезинфицирующее средство. Йод замещает атомы водорода в молекулах белков микроорганизмов, что приводит к их гибели:

.

Для деревообработки применяют KI.

Cоединения иода применяются для производства лекарств, в пищевых добавках (NaI), для синтеза и в химическом анализа (иодометрия).

Источники:
Галогеновая кислота
Галогеноводородные кислоты, соли галогеноводородных кислот, кислородные соединения галогенов, галогеноводородные кислоты применяют в производстве, хлорная
http://znaesh-kak.com/x/a/1-2/%D0%B3%D0%B0%D0%BB%D0%BE%D0%B3%D0%B5%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%BE%D0%B4%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B4%D0%BD%D1%8B%D0%B5-%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D1%8B
Галогеновая кислота
К галогенам относятся пять основных неметаллических элементов, которые расположены в VII группе таблицы Менделеева. В эту группу входят такие химические элементы, как фтор F, хлор Cl, бром Br, иод
http://edufuture.biz/index.php?title=%D0%93%D0%B0%D0%BB%D0%BE%D0%B3%D0%B5%D0%BD%D1%8B
Галогены – это
Здесь читатель найдет сведения о галогенах, химических элементах периодической таблицы Д. И. Менделеева. Содержание статьи позволит вам ознакомиться с их химическими и физическими свойствами, нахождением в природе, способах применения и др.
http://fb.ru/article/322031/galogenyi—eto-soedineniya-galogenov
Оксиды галогенов
Лекция 3. Кислородные соединения галогенов 1. Оксиды галогенов. 2. Кислородсодержащие кислоты галогенов. 3. Применение галогенов и их соединений. Галогены образуют ряд соединений с
http://helpiks.org/4-15240.html

(Visited 23 times, 1 visits today)