Фтор и вода реакция уравнение

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6e0774ed1ba5fa80 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Фтор и вода реакция уравнение

Можно отметить два типа взаимодействия молекул воды с молекулами галогенов. К первому относится процесс образования клатратов, например, 8Cl2 . 46H2O при замораживании растворов. Молекулы галогена в клатратах занимают свободные полости в каркасе из молекул H2O, связанных между собой водородными связями.

Ко второму типу можно отнести гетеролитическое расщепление и окислительно-восстановительное диспропорционирование
(реакция 2,табл.8):

(Механизм реакции диспропорционирования включает поляризацию молекулы хлора молекулой H2O, образование промежуточного соединения и последующую его диссоциацию с образованием Cl — :


Константы этого равновесия для Х = Cl, Br, I малы (табл.8), особенно для Х = Br, I , поэтому бром и иод при растворении в воде остаются преимущественно в молекулярной форме Br2 и I2.
Состав продуктов взаимодействия галогенов с водой зависит от рН, возможности выведения из сферы реакции конечных или исходных веществ, констант равновесия и скоростей реакций диспропорционирования гипогалогенитов.

Равновесие 2 (табл.8) можно сместить вправо добавлением щелочных реагентов, например, Na2CO3:

а также добавлением суспензий оксидов ртути (II) или висмута Bi2O3 для перевода в осадок хлорид-ионов:

Cl2 + 2HgO + H2O = HgO . HgСl2 + 2HClO, 2 Cl2 + Bi2O3 + H2O = 2BiOCl + 2HClO.

Приведенные реакции используют для получения HClO, HBrO, HIO.

Диспропорционирование гипогалогенит-ионов термодинамически наиболее вероятно до галогенид- и галогенат-ионов (реакция 3, табл.8). Скорости реакций и, значит, состав продуктов взаимодействия галогенов с водой существенно зависят от температуры. Несмотря на близость величин констант равновесия реакций (3) и (4) (табл.8) для хлора, скорость первой из них существенно больше, чем второй. Как отмечалось в 9.3 , высокая энергия активации реакции (4) обусловлена повышением прочности связи и увеличением экранирования хлора в ряду .

Скорость реакции (3) (табл.8) сильно зависит от температуры. Так, при действии хлора на эффективно охлаждаемый раствор щелочи образуются гипохлориты, например, жавелевая вода:
2NaOH + Cl2 NaClO + NaCl +H2O.

При взаимодействии же хлора с неохлаждаемым раствором щелочи происходит разогревание раствора и получаются хлораты, например, бертолетова соль KClO3:

6KOH + 3Cl2 KClO3 +5KCl + 3H2O.

Таким образом, совокупность термодинамических и кинетических факторов обуславливает следующий состав продуктов взаимодействия в системе Cl2+H2O: растворенный в воде хлор (он преобладает), HCl, HClO, HClO3. При насыщении хлором холодной воды (0-20 о С) часть молекул Cl2 диспропорционирует:

при этом кислотность раствора постепенно увеличивается.

Комбинируя потенциалы Е о реакции ; = 1.36 В;

O2 + 4H + + 4= 2H2O; = 1.23 В,

можно оценить и потенциал процесса:

Cl2 + H2O = 2HCl + О2; .

Поэтому при хранении водного раствора хлора на холоду из него медленно выделяется кислород, а концентрация HClO уменьшается, причем солнечный свет ускоряет разложение. При насыщении хлором горячей воды (>20 о С) растворимость хлора существенно уменьшается, а вместо HClO в растворе накапливается хлорноватая кислота HClO3.

Бром и иод взаимодействуют с водой аналогично хлору. Однако увеличение размеров атома галогена и аниона приводит к повышению скорости диспропорционирования. Поэтому, несмотря на большое значение константы равновесия реакции (3) (табл.8), скорость этой реакции при переходе от хлора к брому и иоду существенно увеличивается (см.также 11.1). В результате ион в растворах можно обнаружить лишь при температурах ниже 0 0 С. Скорость диспропорционирования иона велика при любой температуре, поэтому в растворах он не существует. Кроме того, появление HХ повышает кислотность и смещает равновесие 2 (табл.8) влево. Таким образом, бром и иод при растворении в воде остаются в форме Br2 и I2.

Галогены

Галогены (греч. hals — соль + genes — рождающий) — химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 5 :

  • F — 2s 2 2p 5
  • Cl — 3s 2 3p 5
  • Br — 4s 2 4p 5
  • I — 5s 2 5p 5
  • At — 6s 2 6p 5

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов в возбужденном состоянии.

Природные соединения
  • NaCl — галит (каменная соль)
  • CaF2 — флюорит, плавиковый шпат
  • NaCl*KCl — сильвинит
  • 3Ca3(PO4)2*CaF2 — фторапатит
  • MgCl2*6H2O — бишофит
  • KCl*MgCl2*6H2O — карналлит

Простые вещества — F2, Cl2, Br2, I2

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF2 в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

    Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F2 + H2 → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Br2 + F2 → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F — )

Br2 + I2 → IBr3 (бром более электроотрицателен, чем йод — Br — )

Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при нагревании.

Реакции с щелочами

Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

  • HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
  • HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
  • HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
  • HI — йодоводород, йодоводородная кислота
  • HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.


источники:

http://www.chem.msu.su/rus/teaching/zlomanov/10.html

http://studarium.ru/article/175