Способы получения галогеноводородов

Состав и физические свойства простых веществ

Простые вещества галогены состоят из двухатомных молекул: F , Cl₂, Br₂, I₂. Химическая связь между атомами в молекулах простых веществ — ковалентная неполярная.

С увеличением молекулярной массы галогенов температуры плавления и кипения простых веществ повышаются, увеличивается их плотность, усиливается интенсивность окраски. Это связано прежде всего с усилением межмолекулярного взаимодействия. Поэтому, если при обычных условиях фтор и хлор — газы, то бром — жидкость, а иод — уже твердое кристаллическое вещество. Изменяется и интенсивность окраски веществ: фтор — светло-желтый газ, хлор — газ желто-зеленого цвета, бром — красно-коричневая жидкость, а иод — блестящие черно-фиолетовые кристаллы.

Все галогены имеют резкий характерный запах и являются очень токсичными веществами.

Молекулы галогенов неполярные, поэтому в воде галогены растворяются относительно слабо. Например, в 1 объеме воды при 20˚С растворяется 2,5 объема хлора.

Водные растворы хлора и брома называются соответственно хлорной водой и бромной водой.

Значительно лучше, чем в воде, бром и иод растворяются в органических растворителях: сероуглероде, этиловом спирте, хлороформе, бензоле. Это используют при экстракции брома и иода из водных растворов. Применение органических растворителей при получении брома и иода связано с тем, что они плохо растворимы в воде, но хорошо растворяются в неполярных органических растворителях. Применение последних позволяет проводить концентрирование растворов, содержащих бром и иод. При этом значительно уменьшается объем растворов. При переходе брома в слой органического растворителя, последний окрасится в оранжевый цвет; а в случае иода – в красно-фиолетовый цвет.

Получение галогенов

1. Получение хлора.

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца ( IV )

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

Или перманганатом калия:

2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO₃ + 6HCl → KCl + 3Cl₂↑ + 3H₂O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂↑ + 7H₂O

Обнаружить выделение хлора можно с помощью иод-крахмальной бумаги:

2КI + Cl₂ = 2KCl + I₂ I₂ + крахмал = синяя окраска

Таким образом, основой лабораторного способа получения хлора является реакция окисления концентрированной соляной кислоты сильным твердым окислителем. При этом соляная кислота проявляет нехарактерные для нее восстановительные свойства.

В промышленности для получения хлора используют процесс электролиза расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава: 2NaCl = 2Na + Cl₂↑

Электролиз раствора: 2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + Cl₂↑ + H₂↑

Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF₂ → 2K + H₂ + 2F₂

Получение брома.

Бром можно получить окислением ионов Br^– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr + Cl₂ → Br₂ + 2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца ( IV ):

MnO₂ + 4HBr → MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

Получение йода.

Йод получают окислением ионов I^– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI + Cl₂ → I₂ + 2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца ( IV ) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO₂+ 2H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства

Химическая активность простых веществ галогенов очень высока. Они проявляют сильные окислительные свойства, энергично реагируя с металлами и большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Особенно ярко окислительные свойства галогенов проявляются при их взаимодействии с металлами. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, с большинством из них без нагревания. (реакции с простыми веществами)

Остальные галогены реагируют с металлами обычно при нагревании (обязательно дать реакцию с железом!)

Подобная закономерность наблюдается и в реакциях галогенов с водоро- дом. Если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то смесь хлора с водородом реагирует со взрывом только при поджигании или облучении прямым солнечным светом, бром взаимодействует с водородом при нагревании и без взрыва. Реакция же соединения иода с водородом протекает медленно даже при нагревании. В результате этих реакций образуются соответственно фтороводород HF, хлороводород HCl, бромоводород HBr и иодоводород HI. В этих реакциях наглядно проявляется ослабление окислительных свойств простых веществ галогенов от фтора к иоду.

В качестве окислителей галогены способны реагировать и со многими сложными веществами. Например, хлор, взаимодействуя с бромидами и иодидами металлов, вытесняет бром и иод из водных растворов этих солей: (реакции)

В щелочи происходит реакция диспропорционирования хлора (одновременное проявление окислительных и восстановительных свойств):

Сl₂ + 2KOH = KCl + KClO + H₂O (без нагревания)

3Сl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O (при нагревании)

Протеканию реакции способствует температура. При нагревании восстановительные свойства хлора увеличиваются.

3Br₂ + 6KOH = 5KBr + KBrO₃ + 3H₂O (при нагревании)

3I₂ + 6KOH = 5KI + KIO₃ + 3H₂O (без нагревания)

Эти реакции подтверждают, что простое вещество хлор проявляет более сильные окислительные свойства, чем нижестоящие в группе галогены.

Галогеноводороды.

Прочность химической связи закономерно уменьшается в ряду HF – HCl

–HBr – HI, что обусловлено увеличением радиуса атома галогена и приводит к увеличению длины связи галоген – водород и соответственно к увеличению кислотных свойств. Связь Н-Г ковалентная полярная, причем величины дипольного момента убывают в ряду галогеноводородов. По мере увеличения размера атома галогена перекрывание s- электронов атома водорода и p- электронов атомов галогенов уменьшается, межатомное расстояние Н - Г увеличивается, энергия связи уменьшается. Следовательно, в ряду галогеноводородов НF – HI энергия диссоциации молекул уменьшается.

Молекулы галогеноводородов полярны. С ростом массы и размеров молекул усиливается межмолекулярное взаимодействие и, как следствие, при переходе от хлороводорода к иодоводороду температуры плавления и кипения.

Для НF температуры плавления и кипения существенно выше, чем можно было бы ожидать при простой экстраполяции этих величин для ряда HI – НF. Эту аномалию в свойствах можно объяснить усилением межмолекулярного взаимодействия за счет образования водородных связей между молекулами НF; твердый НF состоит из зигзагообразных полимерных цепей.

С увеличением размера и уменьшением энергии ионизации атомов галогенов восстановительная способность в ряду галогеноводородов НF – HI увеличивается.

Плавиковая кислота (водный раствор фтороводорода) проявляет слабые кислотные свойства, а иодоводородная кислота – самая сильная среди галогеноводородных кислот.

Сила кислот в этом ряду увеличивается, что обусловлено уменьшением прочности связи Н – Hal с увеличением радиуса атома галогена. В разбавленных водных растворах НF – слабая кислота, что связано с высокой энергией связи Н- F по сравнению с энергией связи Н – О в молекуле воды.

Получение

Хлороводород получают при взаимодействии кристаллического хлорида натрия с концентрированной серной кислотой:

NaClтв. + H₂SO_4конц. = NaHSO₄+ HCl↑

Признак реакции – выделение бесцветного газа с резким запахом.

Указанное уравнение реакции используют для получения хлороводорода в лаборатории и промышленности (сульфатный способ получения хлороводорода).

Получить аналогичным способом бромоводород и иодоводород нельзя,т.к. они проявляют восстановительные свойства:

2KBr(к) + 2H₂SO₄(конц) = Br₂ + K₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

Бромоводород и иодоводород получают при взаимодействии бромидов и иодидов с кислотой-неокислителем при нагревании:

3KBr + H3PO4 = KН2PO4 + 3HBr↑

или гидролизом бромидов (иодидов) фосфора:

PBr3 + 3H2O = H3PO3 + HBr↑

Соляная кислота

Раствор хлороводорода в воде — хлороводородная кислота, которую часто называют соляной кислотой. Это бесцветная жидкость с резким запахом. В концентрированной кислоте массовая доля HCl составляет около 37 %.

Соляная кислота является сильной одноосновной кислотой, в разбавленном растворе полностью диссоциирует на ионы (написать диссоциацию)

Соляная кислота проявляет характерные для кислот свойства. Она изменяет окраску индикаторов: лакмус и метилоранж в растворе HCl становятся красными. Соляная кислота взаимодействует с теми металлами, которые в ряду активности металлов расположены до водорода ( реакция с железом!) В этих реакциях ионы водорода выступают в качестве окислителя. Соляная кислота взаимодействует с основными оксидами:

с основаниями:

с солями:

Реакции с солями идут только тогда, когда образуются осадок, газ или слабый электролит.

Соли соляной кислоты

Соли соляной кислоты называются хлоридами. Большинство хлоридов растворимы в воде. К практически нерастворимым относится хлорид серебра (I) AgCl. Это свойство хлорида серебра (I) используется для обнаружения хлорид-ионов в растворе. При добавлении раствора нитрата серебра(I) AgNO₃ к раствору хлорида (или самой соляной кислоты) выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра(I).

Дать качественные реакции на галогенид ионы, фотографии, видео опыта. Обратить на это внимание.

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl + AgNO ₃ = AgCl↓ + HNO ₃

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr + AgNO ₃ = AgBr↓ + HNO ₃

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI + AgNO ₃ = AgI↓ + HNO₃

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg + CuCl ₂ → MgCl ₂ + Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na + ZnCl _{2(раствор)} ≠

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr → 2K + Br ₂

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr + 2H ₂ O → H ₂ ↑ + 2KOH + Br ₂ ↑

4. Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr + 2H ₂ SO _{4 (} _конц _.) → 4K ₂ SO ₄ + 4Br ₂ + SO ₂ + 2H ₂ O

Еще пример: йодид калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI + 2CuCl ₂ → 2CuI↓ + I ₂ ↓ + 4KCl

2KI + 2FeCl ₃ → I ₂ ↓ + 2FeI ₂ + 2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI + 5H ₂ SO _{4 (} _конц _.) → 4K ₂ SO ₄ + 4I ₂ + H ₂ S + 4H ₂ O

5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl + NH ₃ → [Ag(NH ₃ ) ₂ ]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl → 2Ag + Cl ₂

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

H₂SO_4(конц.) + NaCl_{(тверд.)} → NaHSO₄ + HCl↑

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

Нахождение в природе

Соединения галогенов, особенно хлора и фтора, достаточно широко распространены в природе. Они играют важную роль в развитии живых организмов, широко используются в самых разнообразных сферах деятельности человека.

Распространенность в природе

Вследствие того, что галогены — сильные окислители, в природе они встречаются в виде соединений. Широко распространены минералы и горные породы, содержащие галогениды, например хлориды — соли соляной кислоты. Наиболее распространенными являются галит (каменная, или поваренная, соль) NaCl, сильвин KCl, карналлит KCl • MgCl₂ • 6H₂O и др. Фтор в природе встречается в виде флюорита, или плавикового шпата, CaF₂, криолита Na₃AlF₆, фторапатита 3Ca₃(PO4)₂ • CaF₂ и некоторых других минералов и горных пород.(Картинки минералов)

Бром и иод своих минералов не образуют, но их соединения концентрируются в морских и подземных водах, накапливаются морскими водорослями. В морской воде и подземных водах все галогены содержатся в виде солей.

Применение

Фтор применяют для синтеза фторированных масел, смазок и полимеров. В 1938 г. был получен политетрафторэтилен (фторопласт), изделия из фторопластов широко применяются в машиностроении, авиационной, электротехнической, химической и других отраслях промышленности. Фторпроизводные материалы используются в медицине. Некоторые современные смазочные материалы также содержат фторорганические вещества, с 1940 г. началось использование UF₆ в процессах разделения изотопов урана для ядерных реакторов. В холодильной технике применяют фреоны (CF₃Cl, CCl₂F₂) – фторпроизводные углеводородов.

Бактерицидное и отбеливающее свойства хлора и его соединений применяются с 1801 года и используются в промышленных масштабах до настоящего времени. В общей сложности в разных количествах производятся и потребляются в настоящее время более 15000 различных соединений хлора. Хлор применяется для обеззараживания питьевой воды и сточных вод.

Хлорпроизводные углеводородов – хлороформ, дихлорэтан и другие являются ценными растворителями. Их используют для обезжиривания материалов, экстракции жиров, в химической и других отраслях промышленности. Многие органические полимеры содержат хлор, например поливинилхлорид. Методом хлорной металлургии получают кремний и тугоплавкие цветные металлы – титан, цирконий, ниобий, тантал. Особой, очень важной областью практического использования йода является металлургия, где его применяют для получения титана, циркония и гафния высокой чистоты (так называемое йодидное рафинирование). Метод основан на образовании и последующем термическом разложении в вакууме летучих йодидов металлов.

Галогены и их производные широко используются в тонком органическом синтезе (реакция Гриньяра и др.) Бромид и йодид серебра применяются как светочувствительные минералы в фотографии. Другие важные области применения бромидов – антипирены и межфазные катализаторы. Бром участвует в регуляции деятельности центральной нервной системы, влияет на функции половых желез и щитовидной железы.

Бромиды натрия и калия используются для лечения неврозов и оказывают седативное действие. Основное действие бромидов связывают с усилением процессов торможения в коре головного мозга.

Йод применяется в медицине – для лечения болезней щитовидной железы. Недостаточное поступление йода в организм ведет к появлению и развитию эндемического зоба. Для предупреждения недостаточности йода в организме в местности с эндемическим зобом 28 направляют йодированную пищевую соль (содержащую 10 г KI на 1 т NaCl).

Растворы йода в этиловом спирте (йодная настойка: 10%-й раствор йода в 95%-м C₂H₅OH смешивается с равным количеством 4%-го раствора KI в H₂O) применяются в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства.

Галогены кремния, титана и других металлов и их производные используются для получения оксидных наноматериалов.

Задания:

1. В ряду химических элементов Br- Cl- F

1) уменьшается атомный радиус

2) возрастает высшая степень окисления

3) увеличивается значение электроотрицательности

4) увеличиваются основные свойства образуемых гидроксидов

5) уменьшается число электронов на внешнем уровне

2. Массовая доля хлора в соединении KClO4 равна

1) 24,2%

2) 33,6%

3) 25,6%

4) 26%

3. Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя

Схема реакции		Изменение степени окисления
А) Cl₂ + H₂O → HCl + HClO Б) Cl₂ + KOH → KClO₃ + KCl + H₂O В) HClO → HCl + HClO₃		1) Cl⁰ →Cl^-1 2) Cl⁰→ Cl⁺¹ 3) Cl⁺⁵→ Cl^-1 4) Cl⁺¹ → Cl^-1 5) Cl ⁺⁵ → Cl⁰

5. Рассчитайте массу осадка, полученного при взаимодействии 150 г 10% раствора хлорида калия с раствором, содержащим 5г нитрата серебра.

Дата добавления: 2021-12-10; просмотров: 186; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

Мы поможем в написании ваших работ!