Фтор химические свойства с водой

Распространенность фтора в земной коре

Фтор — довольно распространенный элемент, его кларк в земной коре составляет 6,25 — 10 2 % по массе. Этот элемент встречается в составе более чем 100 минералов. Для промышленного получения F₂ и его соединений используют флюорит CaF₂ (плавиковый шпат).

Физические свойства F₂

При об. Т — газ бледно-желтого цвета с резким запахом; х. р. в жидких водороде и кислороде.

Получить свободный фтор химическим способом невозможно, так как ни один химический окислитель не может осуществить переход

Способы получения

Для получения F₂ применяют метод электролиза расплава смеси HF и KF (KHF₂):

Химические свойства F₂

Фтор — самый сильный окислитель из всех простых веществ; непосредственно он не соединяется только с N₂, Не, Ne, Аr, а также при обычных условиях — с O₂.

Взаимодействие с металлами

Ме + F₂ = Me +x F -1 _x (фториды)

а) со щелочными Ме — со взрывом;

б) с большинством металлов — воспламенеие;

в) с малоактивными Ме — при нагревании (при высокой температуре даже Pt горит в атмосфере F₂)

Взаимодействие с неметаллами

(реакции с S и P протекают даже при охлаждении жидким N₂)

(даже в темноте — со взрывом)

Взаимодействие с водой

Фтор нельзя растворить в воде и получить «фторную воду», так как он активно разлагает воду. Среди продуктов реакции обнаруживаются: фториды кислорода OF₂, O₂F₂; пероксид водорода Н₂O₂; кислород, озон, фтороводород.

Взаимодействие с SiO₂

Кварц загорается в атмосфере F₂

Фтороводород HF

Самое прочное вещество среди HHal, образовано сильно полярными молекулами.

Физические свойства

По сравнению с другими HHal имеет аномально высокие т. пл. (

83°С) и т. кип. (19,5°С). Причина — объединение молекул в прочные ассоциаты (HF)_n водородными связями:

Фтороводород — бесцв. легкоподвижная и легкоиспаряющаяся жидкость с резким, удушающим запахом.

Водный р-р HF — плавиковая кислота (фтороводородная к-та)

Фтороводород обладает неограниченной растворимостью в воде; образующийся раствор имеет свойства слабой кислоты (К _дисс = 6,8-10 -4 ). Название «плавиковая кислота» получила из-за способности растворять кварц, стекло и все силикаты.

Химические свойства

Взаимодействие с металлами

Проявляет все свойства, характерные для класса кислот.

Некоторые металлы не растворяются в плавиковой кислоте, так как образующиеся малорастворимые фториды образуют на поверхности металла защитную пленку.

Очень эффективным растворителем металлов является смесь HF и HNО₃, в которой HNO₃ играет роль окислителя, a HF — комплексообразователя:

Взаимодействие с Si, SiO₂ — специфичное свойство HF

Нерастворимый в воде и в кислотах кремний реагирует с HF и смесью HF + HNО₃:

Нерастворимый в воде и в кислотах кремний реагирует с HF и смесью HF + HNО₃:

Оксид кремния Si0₂ не реагирует с водой и всеми кислотами, кроме плавиковой, в которой он медленно растворяется:

Получение HF

1. Синтез из простых веществ:

2. Действие конц. H₂SO₄ на фториды металлов:

Источник

Фтор химические свойства с водой

Ярко-желтый с оранжевым оттенком

Цвет брома между темно-красным и бурым

Твердый йод — серое кристаллическое вещество с металлическим блеском, а его пары — фиолетовые

Резкий удушливый запах

Характерный удушливый запах (предоставляет запаха хлорной извести)

Очень неприятный запах

Характерный запах «настойки йода»

Плотность при н. у.

Растворимость в воде

В атмосфере фтора вода занимается

2,3 объема хлора растворяется в 1 объеме воды

36 г в 1 литре воды

0,3 г в 1 литре воды

В большинства соединений, образованных атомом Хлора, он проявляет степень окисления-1. Положительный степень окисления проявляется только в соединениях с такими атомами, как Фтора и Кислород.

Простая вещество хлор взаимодействует со всеми металлами. Во время этого взаимодействия металлы окисляются до высших степеней. При этом образуются хлориды, соединения Хлора с элементами, в которых атом Хлора проявляет степень окисления -1:

Хлор также активно реагирует со всеми неметаллами, за исключением азота, кислорода и инертных газов. В этом случае так же образуются хлориды:

Химические свойства Хлора. Взаимодействие со сложными веществами

Хлор является более сильным окисником, чем бром или йод, поэтому хлор вытесняет тяжелые галогены из их солей:

Растворяясь в воде, хлор частично реагирует с ней, в результате чего образуются две кислоты: хлоридная и гіпохлоритна. При этом один атом Хлора повышает степень окисления, а другой атом — снижает. Такие реакции называют реакциями диспропорціонування. Реакции диспропорціонування — это реакции самовосстановления-самоокиснення, т.е. реакции, при которых один элемент проявляет свойства и окисника, и восстановителя. При диспропорціонуванні одновременно образуются соединения, в которых элемент находится в более окисленном и восстановленном состоянии по сравнению с первобытным. Степень окисления атома Хлора в молекуле гипохлоритной кислоты равен +1:

Аналогично протекает взаимодействие хлора с растворами щелочей. При этом образуются две соли: хлорид и гипохлорит.

Хлор вступает во взаимодействие с различными оксидами:

Хлор окисляет некоторые соли, в которых металл находится не в максимальной степени окисления:

Молекулярный хлор реагирует со многими органическими соединениями. В присутствии феррум(III) хлорида как катализатора хлор реагирует с бензолом с образованием хлорбензола, а при облучении светом в результате этой же реакции образуется гексахлорциклогексан:

Химические свойства брома и йода

Обе вещества реагируют с водородом, фтором и щелочами:

Йод окисляют различные сильные окислители:

Методы добыча простых веществ

Поскольку фтор является сильнейшим химическим окисником, то выделить его с помощью химических реакций из соединений в свободном виде невозможно, а потому фтор добывают физико-химическим методом — электролизом.

Для извлечения фтора используют расплав калий фторида и никелевые электроды. Никель используют благодаря тому, что поверхность металла пассивируется фтором вследствие образования нерастворимого NiF ₂ , следовательно, сами электроды не разрушаются под действием вещества, которое на них выделяется:

Хлор в промышленных масштабах добывают электролизом раствора натрий хлорида. В результате этого процесса добывают также натрий гидроксид:

В небольших количествах хлор добывают окисненням раствора хлороводорода различными методами:

Хлор — очень важный продукт химической промышленности.

Его мировое производство составляет миллионы тонн.

Извлечения брома и йода

Для промышленного использования бром и йод добывают при окислении бромидов и йодидов, соответственно. Для окисления чаще всего используют молекулярный хлор, концентрированную сульфатную кислоту или манган диоксид:

Фтор и некоторые его соединения используют как окислитель ракетного топлива. Большие количества фтора используют для добывания различных хладагентов (фреонов) и некоторых полимеров, которым свойственна химическая и термическая стойкость (тефлон и некоторые другие). Фтор применяют в ядерной технике для разделения изотопов урана.

Большое часть хлора используют для получения соляной кислоты, а также как окислитель для добывания других галогенов. В промышленности его используют для отбеливания тканей и бумаги. В больших количествах, чем фтор, его применяют для производства полимеров (ПВХ и других) и хладагентов. По помощью хлора дезинфицируют питьевую воду. Он также нужен для добывания некоторых растворителей, таких как хлороформ, хлористый метилен, тетрахлорметан. А еще его используют для производства многих веществ, например хлората калия (бертолетовой соли), хлорной извести и многих других соединений, содержащих атомы Хлора.

Бром и йод применяют в промышленности не в таких масштабах, как хлор или фтор, однако с каждым годом использование этих веществ увеличивается. Бром используют в производстве различных медицинских препаратов успокаивающего действия. Йод используют при изготовлении антисептических препаратов. Соединения Брома и Йода широко применяют при количественном анализе веществ. С помощью йода очищают некоторые металлы (этот процесс называют йодным рафинированием), например титан, ванадий и другие.

Источник

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 2018-2021

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.

Источник