2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.
Химические свойства водорода
Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:
С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).
В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.
Взаимодействие водорода с простыми веществами
с металлами
Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)
При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:
Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.
с неметаллами
Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!
Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.
При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:
Взаимодействие водорода со сложными веществами
с оксидами металлов
Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:
c оксидами неметаллов
Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.
Смесь CO и H2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:
c кислотами
С неорганическими кислотами водород не реагирует!
Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.
c солями
В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:
Химические свойства галогенов
Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.
Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal2.
Галоген
Физические свойства
Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.
Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:
Взаимодействие галогенов с простыми веществами
Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.
Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.
Взаимодействие галогенов с неметаллами
водородом
При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:
Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:
Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:
фосфором
Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:
При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:
При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.
Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:
серой
Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:
Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:
Взаимодействие галогенов с металлами
Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:
Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:
Реакции галогенов со сложными веществами
Реакции замещения с галогенами
Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:
Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:
Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:
Взаимодействие галогенов с водой
Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:
Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:
HCl + HClO» width=»225″ height=»28″/>
HBr + HBrO» width=»225″ height=»28″/>
Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.
Взаимодействие галогенов с растворами щелочей
Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:
Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.
В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:
а при нагревании:
Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:
5NaI + NaIO3 + 3H2O» width=»341″ height=»62″/>
Запишите уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами : фтором, селеном, кремнием, йодом, литием, барием, оксидом серебра, оксидом вольфрама (VI), оксидом цинка?
Химия | 5 — 9 классы
Запишите уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами : фтором, селеном, кремнием, йодом, литием, барием, оксидом серебра, оксидом вольфрама (VI), оксидом цинка.
Напоминаю : такие молекулы как H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2 двухатомные!
H2 + Ag2O = 2Ag + H2O
3H2 + W2O3 = 2W + 3H2O
H2 + ZnO = Zn + H2O.
Напишите уравнения реакций взаимодействия : а)алюминия с соляной кислотой ; б)лития с водой ; в)водорода с азотом ; г)водорода с оксидом вольфрама (VI) WO3 (последняя тройка внизу)?
Напишите уравнения реакций взаимодействия : а)алюминия с соляной кислотой ; б)лития с водой ; в)водорода с азотом ; г)водорода с оксидом вольфрама (VI) WO3 (последняя тройка внизу).
Составить уравнения реакций получения : а) оксида цинка и оксида серы (IV) из простых веществ б) оксида алюминия и оксида углерода (IV) из простых веществ в) оксида кремния и оксида лития из простых в?
Составить уравнения реакций получения : а) оксида цинка и оксида серы (IV) из простых веществ б) оксида алюминия и оксида углерода (IV) из простых веществ в) оксида кремния и оксида лития из простых веществ.
Напишите уравнения химических реакций, в результате которых образуются следующие оксиды следующих химических элементов : кремния ; цинка ; бария ; водорода ; алюминия?
Напишите уравнения химических реакций, в результате которых образуются следующие оксиды следующих химических элементов : кремния ; цинка ; бария ; водорода ; алюминия.
Напишите уравнения реакции взаимодействия соляной кислоты со следующими веществами а)оксид меди (2) б)гидроксид бария в)цинком г)нитратом серебра?
Напишите уравнения реакции взаимодействия соляной кислоты со следующими веществами а)оксид меди (2) б)гидроксид бария в)цинком г)нитратом серебра.
Составьте уравнения реакции взаимодействия водорода с : 1)оксидом вольфрама (VI) 2) оксидом ртути (II) 3) оксидом меди (I) 4) оксидом свинца (II)?
Составьте уравнения реакции взаимодействия водорода с : 1)оксидом вольфрама (VI) 2) оксидом ртути (II) 3) оксидом меди (I) 4) оксидом свинца (II).
Составьте уравнения хим?
Составьте уравнения хим.
Реакций водорода со следующими оксидами : а) оксидом ртути(II) ; б) железной окалиной Fe3O4 ; в) оксидом вольфрама(VI).
Объясните, какова роль водорода в этих реакциях.
Что происходит с металлом в результате реакции?
Какие вещества называют оксидами ?
Какие вещества называют оксидами ?
Напишите уравнение химических реакций, в результате которых образуются оксиды следующих химических элементов ; a)кремния, цинка, бария, водорода, алюминия.
Дайте названия этим оксидам.
Запишите уравнения возможных реакций между водой и : кальцием, цинком, оксидом лития, медью, оксидом серебра?
Запишите уравнения возможных реакций между водой и : кальцием, цинком, оксидом лития, медью, оксидом серебра.
Составьте уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами : F2, Ca, Al2O3, оксидом ртути (II), оксидом вольфрама (VI)?
Составьте уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами : F2, Ca, Al2O3, оксидом ртути (II), оксидом вольфрама (VI).
Назовите продукты реакции, укажите типы реакций.
Составьте уравнение реакции взаимодействия водорода с : а) оксидом меди (|) б) оксидом свинца (||) в) оксидом ртути (||) г) оксидом вольфрама (VI)?
Составьте уравнение реакции взаимодействия водорода с : а) оксидом меди (|) б) оксидом свинца (||) в) оксидом ртути (||) г) оксидом вольфрама (VI)
Какую роль играет водород в этих реакциях?
На этой странице сайта размещен вопрос Запишите уравнения реакций взаимодействия водорода со следующими веществами : фтором, селеном, кремнием, йодом, литием, барием, оксидом серебра, оксидом вольфрама (VI), оксидом цинка? из категории Химия с правильным ответом на него. Уровень сложности вопроса соответствует знаниям учеников 5 — 9 классов. Здесь же находятся ответы по заданному поиску, которые вы найдете с помощью автоматической системы. Одновременно с ответом на ваш вопрос показаны другие, похожие варианты по заданной теме. На этой странице можно обсудить все варианты ответов с другими пользователями сайта и получить от них наиболее полную подсказку.
Галогены. Химия галогенов и их соединений
Галогены
Положение в периодической системе химических элементов
Галогены расположены в главной подгруппе VII группы (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение галогенов
Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns 2 np 5 .
Например , электронная конфигурация фтора :
Электронная концигурация хлора :
Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.
При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.
Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.
Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.
Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.
Физические свойства и закономерности изменения свойств
Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal2. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.
| Галоген | F | Cl | Br | I |
| Электронная формула | … 2s 2 2p 5 | … 3s 2 3p 5 | … 4s 2 4p 5 | … 5s 2 5p 5 |
| Электроотрицательность | 4,0 | 3,0 | 2,8 | 2,5 |
| Степени окисления | -1 | -1, +1, +3, +5, +7 | -1, +1, +3, +5, +7 | -1, +1, +3, +5, +7 |
| Агрегатное состояние | Газ | Газ | Жидкость | Твердые кристаллы |
| Цвет | Светло-желтый | Жёлто-зелёный | Буровато-коричневый | Тёмно-серый с металлическим блеском |
| Запах | Резкий | Резкий, удушливый | Резкий, зловонный | Резкий |
| T плавления | –220 о С | –101 о С | –7 о С | 113,5 о С |
| Т кипения | –188 о С | –34 о С | 58 о С | 185 о С |
Внешний вид галогенов:
Фтор 
Хлор 
Бром 
Йод 
В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.
Соединения галогенов
Типичные соединения хлора:
| Степень окисления | Типичные соединения |
| +7 | Хлорная кислота HClO4 Перхлораты MeClO4 |
| +5 | Хлорноватая кислота HClO3 Хлораты MeClO3 |
| +3 | Хлористая кислота HClO2 |
| +1 | Хлорноватистая кислота HClO Гипохлориты MeClO |
| –1 | Хлороводород HCl, Хлориды MeCl |
Бром и йод образуют подобные соединения.
Способы получения галогенов
1. Получение хлора.
В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.
Электролиз расплава хлорида натрия.
В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:
NaCl → Na + + Cl −
На катоде восстанавливаются ионы натрия:
K(–): Na + +1e → Na 0
На аноде окисляются ионы хлора:
A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl2 0
Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:
2Na + + 2Cl − → 2Na º + Cl2º
Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:
2NaCl → 2Na + Cl2
Электролиз раствора хлорида натрия.
В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:
NaCl → Na + + Cl −
На катоде восстанавливаются молекулы воды:
K(–): 2H2O + 2e → H2° + 2OH −
На аноде окисляются ионы хлора:
A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl2 0
Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:
Суммарное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:
2NaCl + 2H2O → H2↑ + 2NaOH + Cl2↑
В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.
Например , взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)
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:
2. Получение фтора.
Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.
3. 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):
4. 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:
Химические свойства галогенов
Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.
1. Галогены проявляют свойства окислителей . Галогены реагируют с металлами и неметаллами .
1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:
1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:
1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:
1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.
Например , железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):
3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3
Аналогичная ситуация с медью : фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):
I2 + 2Cu → 2CuI
Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).
Еще пример : алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:
3Cl2 + 2Al → 2AlCl3
1.5. Водород горит в атмосфере фтора:
С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:
Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:
Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):
1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.
Например , фтор окисляет хлор, бром и йод:
2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.
2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.
Например , хлор при растворении в холодной воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:
Фтор реагирует с водой со взрывом:
2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.
Например , хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:
При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:
Еще пример : хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:
2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.
Например , хлор вытесняет йод и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:
Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2
Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.
Например , фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):
Cl2 + F2 → 2Cl + F –
В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:
2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.
Например , хлор окисляет сероводород:
Cl2 + H2S → S + 2HCl
Хлор также окисляет сульфиты:
Также галогены окисляют пероксиды:
Или, при нагревании или на свету, воду:
2Cl2 + 2H2O → 4HCl + O2 (на свету или кип.)
Галогеноводороды
Строение молекулы и физические свойства
Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.
В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.
Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота.
Способы получения галогеноводородов
В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.
Например , действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:
Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:
Химические свойства галогеноводородов
1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства . Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами . Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.
Например , хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:
2HCl + CaO → CaCl2 + H2O
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами , расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.
Например , соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют , образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:
HF ↔ H + + F –
Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:
HCl ↔ H + + Cl –
3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).
Например , соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:
Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.
При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:
HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:
HBr + AgNO3 = AgBr↓ + HNO3
Осадок иодида серебра – желтого цвета:
HI + AgNO3 = AgI↓ + HNO3
Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.
Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.
4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.
Галогеноводороды реагируют с галогенами . При этом более активные галогены вытесняют менее активные.
Например , бром вытесняет йод из йодоводорода:
Br2 + 2HI → I2 + 2HBr
А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.
Фтороводород практически невозможно окислить.
Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).
Например : концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):
Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI), концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:
Например , бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:
Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:
Или с оксидом марганца (IV):
Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:
Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).
Например , йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:
2HI + 2FeCl3 → I2 + 2FeCl2 + 2HCl
или с сульфатом железа (III):
Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например , оксидом азота (IV):
или молекулярной серой при нагревании:
2HI + S → I2 + H2S
5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):
Галогениды металлов
Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.
Способы получения галогенидов
1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами . При этом галогены проявляют свойства окислителя.
Например , хлор взаимодействует с магнием и кальцием:
При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):
3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3
2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.
Например , соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида железа (II):
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных и амфотерных оксидов с галогеноводородами.
Например , при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:
2HCl + CaO → CaCl2 + H2O
Еще пример : взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:
4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.
Например , при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:
Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:
5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.
Например , гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородом с образованием бромида натрия:
HBr + NaHCO3 → NaBr + CO2↑ + H2O
Взаимодействие с нитратом серебра – качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
HBr + AgNO3 → AgBr↓ + HNO3
HI + AgNO3 → AgI↓ + HNO3
Химические свойства галогенидов
1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями , если образуется осадок, газ или вода.
Например , бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.
Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.
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 + CuCl2 → MgCl2 + 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 + ZnCl2(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 + Br2
При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:
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:
Еще пример : йодид калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):
4KI + 2CuCl2 → 2CuI↓ + I2↓ + 4KCl
2KI + 2FeCl3 → I2↓ + 2FeI2 + 2KCl
Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:
KI + 3H2O + 3Cl2 → HIO3 + KCl + 5HCl
Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.
При этом галогениды металлов не горят в кислороде.
5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака .
Например , хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:
6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.
Например , хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:
2AgCl → 2Ag + Cl2
Кислородсодержащие кислоты галогенов
Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:
| Степень окисления галогена | +1 | +3 | +5 | +7 |
| Формула | HClO | HClO2 | HClO3 | HClO4 |
| Название кислоты | Хлорноватистая | Хлористая | Хлорноватая | Хлорная |
| Устойчивость и сила | Существует только в растворах, слабая кислота | Существует только в растворах, слабая кислота | Существует только в растворах, сильная кислота | Сильная кислота |
| Название соответствующей соли | Гипохлориты | Хлориты | Хлораты | Перхлораты |
Хлорноватистая кислота и ее соли
Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в разбавленном водном растворе.
Cпособ получения хлорноватистой кислоты:
1. Диспропорционирование хлора в холодной воде :
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
Химические свойства хлорноватистой кислоты:
Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.
1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается :
2HClO → 2HCl + O2
2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями .
Например , с гидроксидом калия:
HClO + KOH → KClO + H2O
3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.
Например , хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:
HClO + 2HI → HCl + I2 + H2O
Хлорноватистая кислота также окисляет, например , пероксид водорода:
4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:
3HClO → 2HCl + НСlO3
Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):
1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.
Например , соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:
NaClO + 2HCl → NaCl + Cl2 + H2O
Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:
Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:
2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями , если образуется слабый электролит.
Например , гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:
3. При нагревании гипохлориты разлагаются :
Хлористая кислота и ее соли
Хлористая кислота HClO2 – существует только в водных растворах.
Способы получения:
Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:
Химические свойства хлористой кислоты:
1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:
2. При длительном хранении разлагается:
Хлорноватая кислота и ее соли
Хлорноватая кислота HClO3 – также существует только в водных растворах.
Способы получения:
Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.
Например , из хлората бария под действием серной кислоты:
Химические свойства хлорноватой кислоты:
1. Хлорноватая кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:
2. Хлорноватая кислота – сильный окислитель.
Например , хлорноватая кислота окисляет фосфор:
Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:
1. Хлораты – сильные окислители.
Например , хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается. При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:
4KClO3 → 3KClO4 + KCl
В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:
2KClO3 → 2KCl + 3O2↑
Еще пример : хлорат калия окисляет серу и фосфор:
2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO2
Хлорная кислота и ее соли
Хлорная кислота HClO4 – это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.
Способы получения:
Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.
Например , из перхлората натрия под действием серной кислоты:
Химические свойства хлорной кислоты:
1. Хлорная кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:
2. Хлорная кислота – сильный окислитель.
Например , хлорная кислота окисляет углерод:
3. При нагревании хлорная кислота разлагается:
Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:
1. Перхлораты – сильные окислители.
Например , перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:
Еще пример : перхлорат калия окисляет алюминий:
http://himia.my-dict.ru/q/1057561_zapisite-uravnenia-reakcij-vzaimodejstvia-vodoroda-so/
http://chemege.ru/halogens/