Оксиды и кислородсодержащие кислоты хлора

Водород.

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью.

Получение: 1.В промышленности: Конверсионный способ. Вначале получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000 °С: С + Н2О -tà СО + Н2. Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода (IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400–450 °С катализатором Fe2O3: CO +H2O = CO2 + H2. Окисление метана водяным паром: CH4 + 2Н2O –(t, Ni)à4Н2 + CO2 Термическое разложение метана при 1200 °С: CH4 -tà C + 2H2 Электролиз водного раствора поваренной соли или гидроксида натрия: (NaOH) + 2Н2O –эл.токà 2Н2 + O2 2NaCl + 2H2O –эл.токà H2 + Cl2 + 2NaOH; 2. В лаборатории: Zn + 2HCl à ZnCl2 + Н2 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2; Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2.

Свойства: 1.С металлами: Н2 + 2Na -tà2NaH Н2 + Са -tà СаН2 2. С неметаллами: 2Н2 + O2 à 2Н2O Н2 + Cl2 -hvà 2HCl 3Н2 + N2 -t, p, кат.à 2NH3 H2 + S à H2S 3. С оксидами металлов (неактивных) и неметаллов: CuO + H2 à Cu + H2O 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O.

Водородные соединения металлов и неметаллов.

 

1. Ионные гидриды: Получение: Н₂ + 2Na -tà2NaH

Свойства: разлагаются водой и кислотами:

NaH + Н₂O à NaOH + Н₂

СаН₂ + 2HCl à CaCl₂ + 2Н₂

 

2. Ковалентные водородные соединения:

Все газы, кроме воды (водородные связи).

CH4- метан	NH3-аммиак	H2O - вода	HF –фтороводород
SiH4 - силан	PH3 - фосфин	H2S - сероводород	HCl - хлороводород

Неустойчивые: фосфин и силан.

Основными свойствами обладает: аммиак.

Амфотерные свойства проявляет: вода.

Кислоты образуют в водном растворе: сероводород и галогеноводороды.

Вода.

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличии от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

 

Свойства:

1. С металлами:

а) щелочные и щелочноземельные (кроме бериллия и магния): 2Na + 2Н₂O = 2NaOH + Н₂

б) остальные металлы в ряду активности до Н могут окисляться водяным паром до оксида при высокой температуре: Fe + 4Н₂O-tà Fe₃O₄ + 4Н₂

2. С оксидами щелочных и щелочноземельных металлов: Н₂O + СаО = Са(OH)₂

3. С кислотными оксидами растворимых кислот: P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄.

4. Гидролиз солей, бинарных соединений металлов и неметаллов:

2CuSO₄ + 2Н₂O ⇄ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Al₂S₃ + 6H₂O à 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Са₃Р₂ + 6Н₂О à 3Са(ОН)₂ + 2РН₃↑

PCl₅ + 4H₂O à H₃PO₄ + 5HCl

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

• как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
• кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварки металлов;
• как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
• для получения аммиака и искусственного жидкого топлива, для гидрогенизации жиров.

 

ГАЛОГЕНЫ.

Это элементы VII-A группы. Являются типичными неметаллами. На внешнем электронном слое содержится 7 электронов (ns²np⁵). В природе встречаются в виде соединений или ионов (в морской воде).

Проявляют степени окисления от -1 до +7 (фтор – только -1). Молекулы состоят из двух атомов, связанных одной ковалентной неполярной связью. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи. Хорошо растворяются в неполярных растворителях.

ФТОР F₂ – газ светло-желтого цвета.

 

Получение:

электролиз расплава гидрофторида калия KHF₂: 2KHF₂ -эл/токà 2K + H₂ + 2F₂

Химические свойства:

F₂ – самый сильный окислитель из всех веществ.

1. Реагирует с водородом, образуя фтороводород:	H 2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
2. Реагирует с другими галогенами:	Cl2 + F2 ® 2ClF
3. Окисляет воду, при этом выделяется кислород:	2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
4. С металлами (часто со взрывом), включая золото.	2К + F2 ® 2KF 2Au + 3F2 ® 2AuF3
5. С другими неметаллами	S + 3F2 ® SF6
6. Вытесняет другие галогены из растворов их солей и водородных соединений	2НС1 + F2 ® 2HF + С12

 

Фтористый водород

Едкий газ, хорошо растворим в воде с образованием плавиковой кислоты.

Получение: из фторида кальция: CaF₂ + H₂SO₄(конц.) ® CaSO₄ + 2HF­

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1) Раствор HF в воде – слабая кислота (плавиковая)	HF⇄H+ + F-Соли плавиковой кислоты – фториды.
2) Реагирует с основаниями и основными оксидами:	HF + NaOH = NaF + H2O 2HF + MgO = MgF2 + H2O
3) Плавиковая кислота растворяет стекло:	SiO2 + 4HF ® SiF4­+ 2H2O

 

Фторид кислорода О⁺²F₂

В этом соединении кислород проявляет положительную степень окисления. Это бесцветный газ, плохо растворимый в воде.

Фтор не образует соединения типа ННаlО_n

ХЛОР Cl₂

Газ желто-зеленого цвета с едким запахом. Ядовит. Используется для обеззараживания.

 

ПОЛУЧЕНИЕ:

1) Электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H₂O ® H₂­ + Cl₂­ + 2NaOH

2) Окисление ионов Cl^- сильными окислителями:

MnO₂ + 4HCl ® MnCl₂ + Cl₂­ + 2H₂O

2KMnO₄ + 16HCl ® 2MnCl₂ + 5Cl₂­ + 2KCl + 8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl ® 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂­ + 7H₂O

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1) Реакции с металлами:	2Na + Cl2 ® 2NaCl 2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
2) Реакции с неметаллами. С кислородом не реагирует.	H2 + Cl2 –hn® 2HCl 2P + 5Cl2 ® 2PCl5
3) Реакция с водой:	Cl2 + H2Oà HCl + HClO (диспропорционирование) 3Сl2 + 3H2O –t°® 5HCl + HClO3
4) Реакции со щелочами:	Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O 3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2(хлорная известь) + H2O
5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.	Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2 Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2
6) Окисляет бром и йод:	Cl2 + I2 +H2O → HCl + HIO3

 

ХЛОРИСТЫЙ ВОДОРОД

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде.

 

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, одноосновная)	HCl à 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:	CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2­ HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

 

Образование белого осадка хлорида серебра, нерастворимого в минеральных кислотах используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Cl^- в растворе:

HCl + AgNO₃ ® AgCl¯ + HNO₃

 

ХЛОРИДЫМЕТАЛЛОВ – соли соляной кислоты.

ПОЛУЧЕНИЕ:

1) взаимодействием металлов с хлором:	2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
2) реакция соляной кислоты с металлами,	Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2­
3) реакция соляной кислоты с оксидами	CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
4) с гидроксидами	Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
5) реакции обмена с некоторыми солями:	Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3
6) Замещение металлом другого металла в соли:	Mg + CuС12 à MgС12 + Cu

 

СВОЙСТВА:

1) Растворимые хлориды вступают в обменные реакции, если образуется осадок, газ или вода:	NaCl + AgNO3 à AgCl ¯+ NaNO3
2) Хлориды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами – реакция замещения	Mg + CuС12 à MgС12 + Cu
3) В процессе электролиза на аноде выделяется газообразный хлор	2NaCl + 2H2O –эл.токà 2NaOH + Cl2 + H2 в растворе 2NaCl –эл.токà 2Na+ Cl2 только в расплаве CuCl2 –эл.токà Cu + Cl2 и в растворе, и в расплаве

 

Оксиды и кислородсодержащие кислоты хлора

+1	+3	+5	+7
Хлорноватистая кислота HCl+1O. Существует только в виде разбавленных водных растворов.	Хлористая кислота HCl+3O2. Существует только в водных растворах.	Хлорноватая кислота HCl+5O3. Устойчива только в водных растворах.	Хлорная кислота HCl+7O4. Бесцветная жидкость
H–O–Cl	H–O–Cl=O
Соли – гипохлориты	Соли – хлориТы	Соли – хлораты	Соли – перхлораты
Получение: Cl2 + H2O «HCl + HClO	Получение: 2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2­	Получение: Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯	Получение: KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4
HClO- слабая кислота и сильный окислитель: 1) Разлагается на свету: HClO–свет®HCl+ O2­ 2) Реагирует со щелочами: HClO + KOH ® KClO + H2O HClO + Са(OH)2 ® СаOС12 + H2O хлорная известь 3) Окислитель: 2HI + HClO ® I2+ HCl + H2O 4) Диспропорционирование: 3HClO ® 2HCl + НС1O3­	HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель. 1) Со щелочами HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O 2) Неустойчива, при хранении разлагается 4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2­ + H2O	HClO3- Сильная кислота и сильный окислитель. 1) 6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl 2) HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O   Хлорат калия – бертоллетова соль – при нагревании разлагается: 4KClO3 –без кат®KCl + 3KClO4 2KClO3 -MnO2® 2KCl + 3O2­	HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель. 1) Со щелочами HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O 2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются: 4HClO4 –t°® 4ClO2­ + 3O2­ + 2H2O KClO4 –t°® KCl + 2O2­

БРОМ Br₂

Это бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах.

ПОЛУЧЕНИЕ.

Окисление ионов Br^- сильными окислителями:

MnO₂ + 4HBr ® MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

Cl₂ + 2KBr ® 2KCl + Br₂

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

1) Реагирует с металлами:	2Al + 3Br2 ® 2AlBr3
2) Реагирует с неметаллами. С кислородом не реагирует.	H2 + Br2 «2HBr 2P + 5Br2 ® 2PBr5
3) Реагирует с водой и щелочами:	Br2 + H2O «HBr + HBrO Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O
4) Реагирует с сильными восстановителями:	Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr Br2 + H2S ® S + 2HBr

 

БРОМИСТЫЙ ВОДОРОД HBr

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде. Раствор в воде – сильная бромоводородная кислота.

 

ПОЛУЧЕНИЕ

1) Вытеснение из бромидов кислотой-неокислителем:

2NaBr + H₃PO₄ –^t°® Na₂HPO₄ + 2HBr­

2) Гидролиз бромидов неметаллов:

PBr₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HBr­

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

Бромоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

1) Диссоциация:	HBr «H+ + Br -
2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:	Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2­
3) с оксидами металлов:	CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O
4) с основаниями и аммиаком:	NaOH + HBr ® NaBr + H2O Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O NH3 + HBr ® NH4Br
5) с солями:	MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2­ AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3
6) HBr – сильный восстановитель:	2HBr + H2SO4(конц.) ® Br2 + SO2­ + 2H2O 2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2
Образование желтовато-белого осадка бромида серебра используется в качестве качественной реакции для обнаружения анионов Вr- в растворе: HBr + AgNO3 ® AgBr¯ + HNO3

ЙОД I₂

Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском. При нагревании возгоняется (переходит из твердого состояния сразу в газ, минуя жидкое).

 

ПОЛУЧЕНИЕ.

Окисление ионов I^- сильными окислителями:

Cl₂ + 2KI ® 2KCl + I₂

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

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

 

1) c металлами:	2Al + 3I2 ® 2AlI3
2) c водородом:	H2 + I2 «2HI
3) с сильными восстановителями:	I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI I2 + H2S ® S + 2HI
4) со щелочами:	3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O
5) с хлором:	I2 + 5Cl2 + 6H2O à 10HCl + 2HIO3

 

ИОДИСТЫЙ ВОДОРОД HI

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. Раствор в воде – сильная одноосновная иодоводородная кислота.

 

Получение:

Восстановление йода сероводородом: I₂ + H₂S ® S + 2HI

 

Химические свойства:

1) Раствор HI в воде - сильная йодоводородная кислота:	Соли йодоводородной кислоты – йодиды 2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O 2HI + BaO ® BaI2 + H2O 2HI + BaСO3 ® BaI2 + СО2 + 2H2O
2) HI – очень сильный восстановитель:	2HI + Cl2 ® 2HCl + I2 8HI + H2SO4(конц.) ® 4I2 + H2S + 4H2O 5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O
Идентификация анионов I- в растворе: NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3 HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3 Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.