Kbr хлорная вода ccl4

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3/2009

10-й класс (первый год обучения)

Галогены и их важнейшие соединения

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названий.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства (на примере хлора).

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения (на примере хлора).

7. Хлороводород и хлориды.

8. Kислородсодержащие кислоты хлора и их соли.

Галогены («солероды») расположены в VIIа подгруппе периодической системы. K ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены относятся к р-элементам, имеют конфигурацию внешнего энергетического уровня ns 2 p 5 . Поскольку на внешнем уровне атомов галогенов находится 1 неспаренный р-электрон, характерная валентность равна I. Kроме фтора, у атомов всех галогенов в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, поэтому возможны валентности III, V и VII.

Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 0 (валентность I),

Cl*: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 1 (валентность III),

Cl**: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 2 (валентность V),

Cl***: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3 (валентность VII).

Галогены являются типичными неметаллами, проявляют окислительные свойства. Степень окисления галогенов в соединениях с металлами и водородом –1; во всех кислородсодержащих соединениях галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления +1, +3, +5, +7, например:

Вниз по подгруппе изменяется агрегатное состояние галогенов, уменьшается растворимость в воде, увеличивается радиус атома, уменьшаются электроотрицательность, неметаллические свойства и окислительная способность (фтор – самый сильный окислитель). Для соединений галогенов: от Cl – к I – увеличивается восстановительная способность галогенид-ионов. В ряду бескислородных и кислородсодержащих кислот происходит усиление кислотных свойств:

Название фтора произошло от греческого слова – разрушающий, поскольку плавиковая кислота, из которой пытались получить фтор, разъедает стекло. Хлор получил свое название благодаря окраске от греческого слова – желто-зеленый – цвет увядающей листвы. Бром назван по запаху жидкого брома от греческого слова – зловонный. Название йода произошло от греческого слова – фиолетовый – по цвету парообразного йода. Радиоактивный астат назван от греческого слова – неустойчивый.

По ф и з и ч е с к и м с в о й с т в а м фтор – трудносжижаемый газ светло-зеленого цвета, хлор – легко сжижающийся газ желто-зеленого цвета, бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета, йод – твердое кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском, легко подвергается возгонке (сублимации). Все галогены, кроме йода, обладают резким удушливым запахом, токсичны.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Все галогены проявляют высокую химическую активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Химические свойства галогенов рассмотрим на примере хлора:

(F₂ – со взрывом; Br₂, I₂ – на свету и при повышенной температуре.)

2Fe + 3Cl₂ 2FeCl₃.

N₂ + Cl₂ реакция не идет.

Источник

Реакции хлорной воды с KBr и KI (в пробирках)

Элементы подгруппы галогенов обладают различной активностью в реакциях окисления. Окислительная способность галогенов уменьшается в подгруппе сверху вниз. Наиболее сильным окислителем среди галогенов является фтор, самым слабым иод.
При добавлении хлорной воды к раствору бромида калия хлор вытесняет бром из соединения, молекулы хлора окисляют анионы брома, образуется молекулярный бром.

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2

Из-за небольшой концентрации образующегося брома раствор окрашивается в бледно-желтый цвет. При интенсивном перемешивании с бензолом происходит экстракция брома из водного раствора. Раствор брома в бензоле окрашивается в красно-бурый цвет.
В случае реакции хлорной воды с раствором иодида калия образуется иод, и раствор приобретает коричневый цвет.

2KI + Cl2 = 2KCl + I2

При интенсивном перемешивании водного раствора иода с бензолом происходит экстракция иода из водного раствора. Над поверхностью водного раствора образуется окрашенное иодом кольцо раствора иода в бензоле. Бром и иод — неполярные вещества, поэтому они лучше растворяются в неполярном растворителе, т. е. в бензоле, чем в воде.
Раствор иода в воде окрашен в коричневый цвет, что связано с поляризующим действием на молекулы иода полярных молекул воды. В бензоле — малополярном растворителе, иод находится в виде молекул, практически находящихся в том же состоянии как и в парах. Именно поэтому иод в неполярных растворителях и парах имеет одинаковую окраску — фиолетовую.
При добавлении ко второй части водного раствора иода крахмального клейстера возникает сине-фиолетовое окрашивание. Реакция эта является качественной реакцией на иод.

Видео Реакции хлорной воды с KBr и KI (в пробирках) канала kemiallinenkoe

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

методичка р-элементы

В пробирку поместить 1–2 кристалла йода, 1 каплю концентрированного раствора серной кислоты, 2–3 капли насыщенного раствора хлората калия и осторожно нагреть.

Проверить действие выделяющегося газа на йодкрахмальную бумагу. Что произойдет при добавлении к раствору 1 капли раствора нитрата серебра? Написать уравнение реакции окисления йода хлоратом калия в кислой среде.

KClO 3 + I 2 + H 2 SO 4 →

6.2. Взаимодействие йодида калия с йодатом калия. В пробирку поместить 1–2

капли раствора йодида калия ( c = 0,5 моль/л) и 1 каплю раствора серной кислоты ( c = 0,1 моль/л). К смеси добавить 1 каплю раствора йодата калия ( c = 0,1 моль/л). Наблюдать изменение окраски раствора. Написать уравнение реакции йодата и йодида калия в кислой среде.

KI + KIO 3 + H 2 SO 4 →

5.6. КОНТРОЛЬНО-АНАЛИТИЧЕСКАЯ РАБОТА

ПО ТЕМЕ «ГАЛОГЕНЫ»

Для анализа может быть предложен раствор, содержащий следующие анионы и их смеси:

р) BrO 3 , Br – , F – ;

с) BrO 3 , IO 3 , F – ;

Прежде чем приступить к анализу раствора, необходимо провести качественные ре-

акции на каждый из нижеуказанных анионов в отдельности.

Обнаружение фторид- и хлорид-ионов проводится только с помощью обменных ре-

акций, т. к. фторид-ион химическими окислителями окислить невозможно, вследствие очень высокого потенциала системы φ°(F 2 /2F – ) = + 2,87 B.

Хлорид-ионы в растворе при малых концентрациях также не проявляют восстанови-

1. Реакции на фторид-ион, F –

1.1. Образование малорастворимых фторидов бария, кальция и магния. К не-

скольким каплям испытуемого раствора добавить столько же раствора хлорида кальция.

При наличии в растворе фторид-ионов появляется белый осадок CaF 2 . Проделать анало-

гичные опыты с растворами хлоридов бария и магния и наблюдать помутнение растворов вследствие образования MgF 2 и BaF 2 . Написать уравнения реакций в молекулярной и ион-

1.2. Обесцвечивание раствора тиоцианата железа(III). В отдельной пробирке по-

лучить раствор Fe(SCN) 3 кроваво-красного цвета добавлением к 2–3 каплям раствора

FeCl 3 1 капли тиоцианата аммония. Далее следует к испытуемому раствору по каплям до-

бавлять раствор Fe(SCN) 3 . При наличии в пробе фторид-ионов наблюдается обесцвечива-

Fe(CNS) 3 + 6F – = [FeF 6 ] 3– + 3SCN –

раствор кровавобесцветный красного цвета

2. Реакции на хлорид-ион, Cl –

Образование малорастворимого хлорида серебра. К нескольким каплям испытуе-

мого раствора добавить столько же капель раствора нитрата серебра. При наличии в пробе хлорид-ионов наблюдается выпадение белого творожистого осадка AgCl. К осадку доба-

вить концентрированный раствор аммиака до полного растворения его за счет образова-

ния комплексного иона [Ag(NH 3 ) 2 ] + :

AgCl + 2NH 3 ·H 2 O = [Ag(NH 3 ) 2 ] + + Cl – + H 2 O

3. Реакции, устанавливающие совместное присутствие в растворе ионов-

окислителей и ионов-восстановителей

Ионы Br – , I – проявляют только восстановительные свойства. Ионы BrO 3 , IO 3 про-

являют в растворах только окислительные свойства. Поэтому для обнаружения этих ионов сначала необходимо выяснить не присутствуют ли в растворе ионы-окислители и ионы-

Для этого к 2–3 каплям испытуемого раствора добавить несколько капель раствора серной кислоты ( c = 0,25 моль/л). Если цвет раствора не изменился, то в пробе возможно присутствие либо ионов-окислителей, либо ионов-восстановителей, но не одновременно тех и других. Если цвет раствора изменился, то анализируемый раствор содержит одно-

временно ионы-окислители и ионы-восстановители.

4. Проверка наличия в испытуемом растворе ионов окислителей, BrO 3 , IO 3

Проверить наличие в пробе ионов окислителей можно добавляя в подкисленный ис-

пытуемый раствор ряд восстановителей:

4.1. Реакция с бромидом и йодидом калия. К подкисленной пробе исследуемого раствора добавить несколько капель раствора бромида калия, немного CCl 4 и встряхнуть содержимое пробирки. Если слой органического растворителя окрасился в желтый цвет,

следовательно, в растворе есть ионы окислители BrO 3 , IO 3 или оба иона вместе.

Аналогично проводится опыт с йодидом калия. Если слой органического раствори-

теля окрасился в малиновый цвет и при добавлении раствора крахмала синеет, то это так-

же свидетельствует о наличии ионов-окислителей.

4.2. Реакция с цинком или магнием в кислой среде. К нескольким каплям испыту-

емого раствора прибавить 4–5 капель раствора серной кислоты ( c = 0,25 моль/л), 1 мик-

рошпатель цинковой пыли или порошка магния и кипятить смесь 2–3 мин. Далее смесь охладить, жидкость осторожно перелить в другую пробирку и добавить к ней несколько капель CCl 4 и 2–3 капли хлорной воды. Пробирку встряхнуть. Если при этом слой CCl 4

окрашивается в желтый цвет, можно предположить, что в растворе из ионов окислителей присутствует только ион BrO 3 . Для подтверждения наличия ионов BrO 3 проводят спе-

цифическую реакцию с раствором фуксинсернистой кислоты. При добавлении к раствору,

содержащему бромат-ионы, раствора фуксинсернистой кислоты раствор приобретает окраску фуксина (розово-фиолетовый цвет).

Источник