Составить уравнение реакций характеризующие химические свойства хлора

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: 6e19af02cfcd21b7 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Вопрос № 6 Охарактеризуйте химические свойств хлора . Составьте уравнения химических реакций, показывающие: а ) взаимодействие лития с хлором; б) сгорание порошка железа в хлоре; в) горение водорода в хлоре; г) взаимодействие хлора с водой. Проставьте ст

Вопрос № 6 Охарактеризуйте химические свойств хлора. Составьте уравнения химических реакций, показывающие:

а) взаимодействие лития с хлором;

б) сгорание порошка железа в хлоре;

в) горение водорода в хлоре;

г) взаимодействие хлора с водой. Проставьте степени окисления над химическими знаками. Поясните, что в этих реакциях окисляется и что восстанавливается.

1) хлор реагирует с простыми веществами, выступая в качестве окислителя:

2) хлор реагирует с водой; в этой реакции хлор является окислителем и восстановителем одновременно:

3) хлор реагирует с щелочами; в этих реакциях хлор так же является окислителем и восстановителем одновременно:

4) хлор вытесняет из солей бром и иод; в этих реакциях хлор является окислителем:

Решебник по химии за 8 класс (Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, 1999 год),
задача №6
к главе «Глава IX. Галогены Задачи к §§ 46, 47 (стр. 145) ».

Химические свойства хлора

Межэлектронное отталкивание валентных электронов в атоме хлора заметно меньше, чем в атоме фтора, и лишний электрон не так сильно дестабилизирует систему, поэтому из всех атомов галогенов атом хлора обладает максимальным сродством к электрону.

Большая прочность молекул хлора по сравнению с молекулами фтора объясняется не только эффектом обратного экранирования в атоме фтора, приводящим к ослаблению связи в его молекулах. В молекулах хлора имеет место дополнительное π-связывание за счет p-электронов и d-атомной орбитали. π-связывание возникает по донорно-акцепторному механизму, когда каждый атом хлора одновременно является и донором и акцептором электронной пары (дативная связь). В рамках МВС дополнительное π-связывание можно представить схемой:

Здесь знаком σ показано возникновение основной σ-связи по обменному механизму, а стрелками – дополнительное π-связывание (неподеленная p-электронная пара одного атома хлора взаимодействует с d-АО другого). При этом происходит лишь частичный перенос электронной плотности на d-АО атома партнера и поэтому порядок связи менее 1,5.

Наличие 3d-АО атома хлора резко повышает валентные возможности и вариации его положительных степеней окисления. Теоретически максимальная ковалентность хлора может достигать 9 (9 АО при n=3). Однако практически наблюдаемая координационная валентность хлора не превышает 6. При взаимодействии атомов хлора между собой и с другими элементами хлор проявляет степени окисления -1, 0, +1, +3, +4, +5, +6, +7. Разнообразие валентных состояний и степеней окисления делают химию хлора во многих отношениях отличной от химии фтора. В то же время оба элемента – типичные неметаллы с ярко выраженными окислительными свойствами. Поэтому главное в химии этих элементов – функционирование в качестве анионообразователей в бинарных и более сложных соединениях.

В большинстве соединений хлор как сильно электроотрицательный элемент (ОЭО=3,0) выступает в отрицательной степени окисления -1. В соединениях же с более электроотрицательными фтором, кислородом и азотом он проявляет положительные степени окисления. Особенно разнообразны соединения хлора с кислородом, в которых хлор проявляет степени окисления +1, +3, +5, +7, а также +4 и +6.

Хлор – активный окислитель:

Он весьма энергично реагирует с металлами и большинством неметаллов (за исключением кислорода, азота, благородных газов, углерода), легко окисляет многие сложные соединения.

Так, расплавленный натрий сгорает в атмосфере хлора с ослепительной вспышкой. Подобным образом ведут себя многие металлы и неметаллы: медь, олово, порошок сурьмы, кристаллический фосфор, натрий…

2Na + Cl₂ = 2NaCl, ΔH° = -822 кДж

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃, ΔH° = -624 кДж

Фосфор, мышьяк, сурьма, кремний, натрий, калий и магний уже при низкой температуре реагируют с хлором с выделением большого количества теплоты.

Sb + 3/2Cl₂ = SbCl₃, ΔH° = -381,2 кДж

S + 2Cl₂ = SCl₄ (при нагревании)

Однако реакция с водородом при стандартных условиях заморожена. При повышенной температуре, сильном освещении (УФ) или электрическом разряде хлор взаимодействует с водородом со взрывом

H₂ + Cl₂ + hν = 2HCl, ΔH° = -184 кДж

Эта реакция протекает по цепному механизму:

Аналогично протекают реакции хлора с различными углеводородами.

Хлор взаимодействует с другими галогенами:

При этом в реакции со фтором хлор выступает в качестве восстановителя, а в остальных случаях в качестве окислителя.

Хлор способен окислять и сложные вещества:

Вода катализирует многие реакции с участием хлора. Например, хорошо осушенный хлор при стандартных условиях практически не реагирует со многими металлами, в частности с железом. Это позволяет хранить хлор в стальных баллонах.

Наиболее эффективным окислителем хлора в водной среде является сам хлор, вступающий при растворении в воде в реакцию диспропорционирования, для протекания которой наиболее благоприятна щелочная среда, способствующая образованию простых и сложных анионов:

3Cl₂ + 6OH – ↔ 5Cl – + ClO₃ – + 3H₂O (2), Kp = 7,5·10 15

Cl₂ + 2OH – ↔ Cl – + ClO – + H₂O (3)

Равновесие реакции (1) сдвинуто влево (Kp = 4,2·10 -4 ) поэтому молярная концентрация хлорноватистой кислоты при 20 °C достигает лишь 0,03 моль/л.

Растворение хлора в водном растворе щелочи (реакции 2 и 3) практически нацело смещает равновесие вправо. Состав образующихся при этом солей зависит от температуры.

Образующийся на первой стадии гипохлорит анион склонен к диспропорционированию:

3ClO – ↔ ClO₃ – + 2Cl – (a)

4ClO – ↔ ClO₄ – + 3Cl – (b)

2ClO – ↔ ClO₂ – + Cl – (c)

Как показывает опыт, при комнатной и более низкой температуре скорость всех реакций диспропорционирования аниона ClO – низка. Поэтому реакция хлора с холодным (лучше охлаждаемым льдом) раствором гидроксида натрия или калия позволяет получить смесь хлорида натрия и гипохлорита натрия, хлорида калия и гипохлорита калия соответственно, называемых жавелевой водой, из которой можно выделить кристаллогидраты солей NaClO или KClO. Аналогичная реакция хлора с гидроксидом кальция дает смешанную соль CaCl(ClO) или CaCl₂·Ca(ClO)₂ и CaCl₂·Ca(OH)₂, называемой хлорной известью.

При нагревании до 70-80 °C, а тем более до кипения, реакция (a) протекает быстро, причем с большой скоростью, чем реакция (c), в то время как скорость реакции (b) остается очень низкой. Следовательно, реакция хлора с горячим раствором щелочи позволяет получать соли иона ClO₃ – (например, KClO₃ – бертолетова соль).