Фтор получают электролизом вода горит

Получение фтора на производстве

Получение фтора

Получения фтора это процесс электролиза безводной HF из расплавленного электролита.

В лабораторных условиях фтор получают также как и на производстве электролизом, но связи высокой токсичностью фтора получают крайне редко при использовании специального оборудования.

Фтор — один из самых химически активных элементов. Поэтому долгое время после его открытия не удавалось получить элементарный фтор в заметных количествах. При нормальных условиях фтор представляет собой двухатомный газ, обладающий большим сродством ко многим веществам и являющийся сильнейшим окислителем.

Впервые элементарный фтор был получен в 1886 г. Муассаном электролизом жидкого фтористого водорода, по-видимому, содержащего примеси влаги и KF. Высокая токсичность фтора долгое время заставляла относиться к использованию его с большой осторожностью, тем более, что и источник фтора — фтористый водород — представляет собой существенную опасность в обращении с ним.

В больших количествах фтор стали получать только в последнее время, когда появились крупные потребители фтора для получения различных фторопроизводных.

Стандартный потенциал разряда иона фтора при 25° С равен 2,85 в. Поэтому получение фтора возможно лишь в отсутствие в электролите всех других анионов.

Элементарный фтор в настоящее время получают электролизом безводной HF из расплавленного электролита, содержащего в качестве электропроводящей добавки KF.

На рис. 2 представлена диаграмма состояния системы фторид калия — фтористый водород. На этом рисунке пунктирные кривые указывают на давление паров HF при соответствующих составах электролита и температуре их плавления. Нижняя пунктирная кривая отвечает давлению паров HF, равному 50 мм рт. ст., средняя —100 мм рт. ст. и верхняя — 250 мм рт.ст. С целью наименьшего загрязнения анодного газа фтористым водородом и уменьшения потерь последнего наиболее рациональными составами электролитов являются KF»HF (около 25% HF) и KF•2HF (около 40% HF). В первом случае электролиз возможен при температуре около 250° С, а во втором — около 100° С. Процесс электролиза сводится к разложению HF и выделению на аноде фтора, а на катоде водорода.

Ввиду высокого химического сродства фтора к водороду, выделяющиеся на электродах газы необходимо тщательно разделять при помощи диафрагмы или колокола.

Исследовалось влияние добавок фторидов натрия, лития, рубидия, цезия к бифториду калия на физико-химические свойства последнего. Оказалось, что добавки NaF, LiF, RbF, CsF мало влияют на температуру плавления, плотность и электропроводность электролита и на уменьшение давления паров HF над ним. А так как всякое усложнение состава электролита вызывает дополнительные усложнения в контроле его и поддержании состава при электролизе, то существенных технико-экономических преимуществ подобные добавки к электролиту не дают.

Безводный HF тока не проводит. С ростом содержания KF и с повышением температуры удельная электропроводность системы KF — HF возрастает, составляя для бифторида KF • HF при 250° С и для KF • 2HF при 100°С, величину около 0,18 ом -1 • см -1 . Плотность электролита при 100° С около 1 ,9 г/см 3 .

Рис. 2. Диаграмма плавкости системы KF—HF.

При разработке технологии получения фтора оказалось сложным подобрать химически стойкие материалы для электролизера и, особенно, для анодов; приготовлять чистый безводный фтористый водород, необходимый для подпитки электролита по мере разложения в нем HF при электролизе; выработать и соблюдать строго технологический режим электролиза.

В первый период развития промышленного получения фтора в качестве электролита применяли бифторид калия KF • HF, а электролиз вели при 250° С. В этом случае оказались пригод ными для корпуса электролизера, катодов и диафрагм красная медь и магниевые сплавы, а для катода красная медь и железо. Единственно устойчивыми анодами являются графитовые.

Железо оказывается достаточно химически стойким к сухим фтору и фтористому водороду при температурах ниже 150° С. Поэтому отвод анодного газа возможен по железным трубопроводам.

Для пуска электролизера и сохранения электролита в расплавленном состоянии необходим внешний подогрев и поддержание постоянного состава электролита около 25% HF периодической или непрерывной подачей его в электролит.

При плотности тока на электродах около 0,08 а /см 2 и напряжении 10—12 в выход по току достигает 80%.

В последнее время стали применять более кислый и легкоплавкий электролит, состоящий из 40 вес. % HF и 6 0 вес. % KF. В этом случае электролиз возможен при температуре около 100° С.

В отношении давления паров HF и электропроводности электролита оба состава практически равноценны. При работе на втором составе отпадает внешний обогрев электролизеров. Для изготовления корпуса ванны, диафрагм и катодов можно применить железо . В этих условиях трудно подобрать материал для анодов, так как графит в данном случае не стоек, никель — растворим. Достаточно стойким оказался специальный сорт неграфи тированных угольных электродов.

Технологические показатели процесса получения фтора электролизом сплава типа KF • 2HF при 100° С являются близкими к таковым для электролиза бифторида KF • HF при 250° С. Следует лишь отметить, что диапазон возможного колебания содержания HF в более кислом электролите возрастает почти в 2 раза, как это видно из диаграммы состояния системы KF • HF. Это облегчает соблюдение требуемого технологического режима электролиза в отношении температуры.

При электролизе, в том и другом электролите, возникает иногда анодный эффект, для борьбы с которым рекомендуется иметь невысокую анодную плотность тока и добавлять в электролит фторид лития в количестве около 2% от веса электролита. В электролите недопустимы заметные количества примесей влаги, сульфатов, хлоридов и силикатов. В их присутствии выход по току резко снижается.

Из литературных данных известно много различных конструкций электролизеров для получения фтора. Наибольшее распространение получили электролизеры прямоугольной формы с параллельно расположенными плоскими вертикальными электродами. Схема одной ячейки подобного электролизера представлена на рис. 3 . Путем параллельного включения нескольких (6 —8) единичных ячеек в общем стальном корпусе электролизера возможно создание мощных промышленных ванн. Аноды 11 — плоские угольные блоки — монтируются под стальной крышкой электролизера в анодных коробках-колоколах 7. Подвод тока к анодам осуществляется при помощи медных стержней, ввинченный в тело анода и изолированы от крышки тефлоном 5.

Ванна гер метично закрыта сверху стальной крышкой, изолированной от корпуса и имеющей в центре прямоугольные отверстия, которые закрыты второй крышкой с приваренной к ней диафрагмой-колоко лом. Колокол погружен на 100—150 мм в электролит и является гидравлическим затвором от попадания фтора в катодное пространство. Фтор выводится через отверстие 3 в крышке над колоколом и поступает по стальным трубопроводам в общий коллектор.

Рис. 3. Электролизер для получения фтора:

1— ввод HF; 2— предохранительный клапан; 3— вывод флора; 4 — вывод водорода; 5 —изолятор анода; 6 — изоляционная прокладка; 7 — диафрагма колокол; 8 — уровень электролита; 9 — пароводяная рубашка; 10 — катоды; 11— аноды.

Катоды — плоские стальные листы, перфорированные или из вертикальных полос для улучшения циркуляции электролита, подвешиваются с двух сторон каждого анодного блока с внешней стороны колокола. Токоподвод к ним обеспечивается сваркой их с внешней крышкой электролизера. В катодной крышке имеется отверстие для ввода трубки-барботера У, через которую подается HF для подпитки электролита, предохранительный клапан 2 и отверстие для вывода водорода 3 в общий коллектор катодного газа. Корпус имеет пароводяную рубашку 9 для нагревания при пуске и охлаждения при работе электролизера.

При анодной плотности тока около 0,1 а/см 2 и катодной — около 0,15 а/см 2 электролизер имеет напряжение 9—11 в и выход по току около 90%. На 1 г фтора расходуется 50 кг KF • HF, 1200 кг безводного HF и около 22 000 квт • ч электроэнергии. Имеются указания в литературе [25] на конструкцию электроли зера для получения фтора с полым угольным анодом. Фтор, выделяющийся на аноде, проникает через поры в угле во внутреннюю полость анода и удаляется по медной трубке, выполняющей одновременно роль анодного токоподвода.

При сборке и работе электролизера рекомендуется обращать внимание на хороший электрический контакт между анодом и медным проводником, с которым он соединен. Расположение катодов должно быть такое, чтобы поверхность анодов была предельно использована. Расстояние между электродами должно обеспечить надежное разделение фтора и водорода. Оно достигает 3 см или меньше. Для удобства ремонта электролизера или замены какой-либо части его должна быть обеспечена возможность легкого извлечения анодного комплекта без повреждения остальных частей ванны.

Электролизер помещается в изолированную кабину и снабжается приборами для: а) измерения температуры; б) определения уровня расплава; в) подачи автоматического сигнала в случае анодного эффекта или короткого замыкания; г) измерения тока и напряжения на ванне; д) указания разности давлений фтора и водорода. Все приборы вынесены в специальный коридор управления. Аппаратчику необходимо иметь принадлежности для устранения возникающих неполадок, защитные очки и одежду.

В США во время войны были построены ванны на 2000 а, а в Германии до 3000 а. Имеются электролизеры, работающие на токе 8000—10 000 а.

Получаемый из электролизеров анодный газ содержит от 5 до 15% HF (в зависимости от температуры и кислотности), от 0 ,5 до 1% кислорода, около 1% инертных газов, а также следы моноокиси фтора. Кроме того, фтор и водород захватывают брызги электролита, который загрязняет трубопроводы. Очистку фтора от HF осуществляют в два приема. Сначала газ охлаждают до —70° С для конденсации HF, а затем оставшееся его количество поглощают твердым фторидом натрия, с которым HF образует кислую соль. При нагревании кислая соль разлагается и регенерированный HF вместе с конденсированным HF при — 70° С возвращается в электролизеры. Таким путем может быть получен газ с содержанием 98—98,5 F₂ до 0,5 % О₂ и около 1% примесей инертных газов.

Статья на тему Получение фтора

Источник

Фтор получают электролизом вода горит

Установите соответствие между названием вещества и способом его получения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

Г) магний

1) раствора

2) расплава

3) раствора

4) раствора

5) расплава

6) расплава

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА	ПОЛУЧЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗОМ

Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке, соответствующем буквам:

Литий, фтор и магний не могут быть получены электролизом растворов. При электролизе растворов вместо лития и магния на катоде будет выделяться водород, а вместо фтора на аноде — кислород.

Поэтому для получения этих веществ нужно подвергать электролизу расплавы.

Серебро может быть получено из растворов солей серебра.

Источник

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 хлорную 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 + ZnCl_{2(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:

Источник