Взаимодействие с неметаллами
C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.
Cl2 + H2 → 2HCl
5Cl2 + 2P → 2PCl5
2S + Cl2 → S2Cl2
Другие свойства
Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:
Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HCl
Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl
При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:
Cl2 + CO → COCl2
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли:
Cl2 + H2O → HCl + HClO
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:
Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + H2O
Действием хлора на аммиак можно получить трихлорид азота:
4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4Cl
Лабораторные методы
Ввиду доступности хлора в лабораторной практике обычно используется сжиженный хлор в баллонах.
Для получения хлора в небольших количествах обычно используются процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV),перманганатом калия, дихроматом калия, диоксид свинца, бертолетова соль и т. п.), обычно использовался диоксид марганца или перманганат калия:
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ +8H2O
При невозможности использования баллонов могут быть использованы небольшие электролизеры с обычным или вентильным электродом для получения хлора.
ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЕ СМОТРЕТЬ 15 МЕТОДИЧКУ!
Вариант №4
1.Фосфорноватистая и фосфористая кислоты, строение,Окислительно-востановительные свойства гипофосфитов и фосфитов.
1) Фосфорноватистая кислота
Получение:
Фосфорноватистую кислоту получают в две стадии. На первой стадии белый фосфор обрабатывается растовором щелочи:
2Р4(белый) + 3Ва(ОН)2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ва(Н2PO2)2
И затем выделяют кислоту, обрабатывая ее соль более сильной кислотой (серной):
Ва(Н2PO2)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2H3PO2
2)фосфористая кислота
Получение:
Получают фосфористую кислоту растворением P4O6 (P2O3) в холодной воде, гидролизом PCl3 или взаимодействием фосфитов с серной или соляной кислотами:
P2O3 + 3 H2O → 2 H3PO3
PCl3 + 3 H2O → HP(O)(OH)2 + 3 HCl
K2HPO3 + 2 HCl → 2 KCl + H3PO3
Хим.свойства:
Безводная фосфористая кислота – бесцветные гидроскопичные кристаллы. Фосфористая кислота является кислотой средней силы и диссоциирует по двум ступеням:
HP(O)(OH)2 → HP(O)2(OH)− + H+
HP(O)2(OH)− → HPO32− + H+
При нагревании до 250 °C безводная фосфористая кислота разлагается на фосфорную кислоту и фосфин, а водные её растворы – на фосфорную кислотуи водород.
4H3РО3 → 3H3PO4 + РH3
Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты.
Соли фосфористой ксилоты называются фосфитами. Большинство фосфитов мало растворимо в воде. Известны одно- и двузамещённые фосфиты.
Фосфористая кислота и её соли являются сильными восстановителями. Однако активные металлы в кислом растворе восстанавливают H3РО3 до РH3.
3) Окислительно-востановительные свойства гипофосфитов и фосфитов - ?
2.Напишите реакции получения галогеноводородов в лабораторных условиях:
§ NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4
§ Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды:
Н2+Г2 → 2HГ
Хлор реагирует с водородом бурно, со взрывом, но реакцию необходимо инициировать (путём нагревания или освещения), что связано с её цепным механизмом.
Взаимодействие водорода с бромом и иодом также включает цепные процессы, но реакция с бромом протекает медленно, а с иодом идёт лишь при нагревании и не доходит до конца, поскольку в системе устанавливается равновесие. Этой закономерности соответствует и изменение ΔH°f.
3.Сера.Оксиды, их получения и свойства. Сернистая и серная кислоты.
1)Сера
Хим.свойства:
На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:
Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:
Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов[6]:
При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора[7], среди которых — высший сульфид P2S5:
Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:
(сероводород)
(сероуглерод)
При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуютсясульфиды:
.
Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:
Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:
.
Полученный сплав называется серной печенью.
С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании:
(конц.) 
↑ 
(конц.) 
↑
2)Окси́д се́ры (IV)
Получение:
В лабораторных условиях SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:
Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SO3.
Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO2 и H2O:
Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2↑
Хим.свойства:
Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):
SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Со щелочами образует сульфиты:
SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O.
Химическая активность SO2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается:
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr,
2SO2 + O2 → 2SO3 (требуется катализатор V2O5 и температура 450°),
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4.
3)Окси́д се́ры (VI)
Получение:
Получают, окисляя оксид серы (IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V2O5, Pt или NaVO3):
2SO2 + O2 → 2SO3 + Q.
Можно получить термическим разложением сульфатов:
Fe2(SO4)3 t→ Fe2O3 + 3SO3,
или взаимодействием SO2 с озоном:
SO2 + O3 → SO3 + O2↑.
Хим.свойства:
1. Кислотно-основные: SO3 — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту:
SO3 + H2O → H2SO4.
Взаимодействует с основаниями:
2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O,
основными оксидами:
CaO + SO3 → CaSO4,
c амфотерными оксидами:
SO3 + PbO → PbSO4.
SO3 растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:
H2SO4 (100 %) + SO3 → H2S2O7.
2. Окислительно-восстановительные: SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:
5SO3 + 2P→ P2O5 + 5SO2
3SO3 + H2S → 4SO2 + H2O
2SO3 + 2KI → SO2 + I2 + K2SO4.
3. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:
SO3 + HCl → HSO3Cl
Также присоединяет хлор, образуя тионилхлорид:
SO3 + Cl2 + 2SCl2 → 3SOCl2
3)Сернистая кислота (СМ.ВАРИАНТ 2)
4)Серная кислота
Разложение
H2SO4(безводн.) = H2O + SO3
Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, S — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO2, а наиболее сильными восстановителями — до S и H2S. Концентрированная H2SO4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H2SO4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.
Вариант №5
1.Взаимодействие серы с растворами щелочей,хлорной водой,азотной кислотой(к):
1)Сера+щелоч – см.вариант 4
2)Сера+Хлорная вода- 3Cl2+S+ 4H2O=H2SO4+6HCl
3)Сера+ Азотная кислота (к) - см.вариант 4
2.Промышленый и лабораторный способ получения аммиака.Аммиак как лиганд.
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 91,84 кДж
Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:
NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.
NH4NO3 + NaOH = NH3↑ + NaNO3 + H2O.
Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металловприводит к образованию их аминокомплексов:
CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4
Ni(NO3)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6](NO3)2
Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO3)2) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.
3.Фтороводород,Фтороводородная (плавиковая) кислота, её хим. свойства и применение.
1)Фтороводород
Получение:
В промышленности фтороводород получают при взаимодействии плавикового шпата и сильных нелетучих кислот (например, серной):
CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4
Хим.свойства:
§ Химические свойства HF зависят от присутствия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов и не реагирует с оксидами металлов. Однако если реакция начнется, то дальше она некоторое время идет с автокатализом, так как в результате взаимодействия количество воды увеличивается:
МО + 2HF = MF2 + Н2О
§ Жидкий HF — сильный ионизирующий растворитель. Все электролиты, растворённые в нём, за исключением хлорной кислоты HClO4, являются основаниями:
HCl + 2HF ↔ ClH2+ + HF2−
В жидком фтороводороде кислотные свойства проявляют соединения, которые являются акцепторами фторид ионов, например BF3, SbF5:
BF3 + 2HF → FH2+ + BF4−
Амфотерными соединениями в среде жидкого фтороводорода являются, например, фториды алюминия и хрома(III):
3NaF + AlF3 → 3Na+ + AlF6−
(AlF3 — как кислота)
AlF3 + 3BF3 → Al3+ + 3BF4−
(AlF3 — как основание)
§ Фтороводород неограниченно растворяется в воде, при этом происходит ионизация молекул HF:
HF + H2O ↔ OH3+ + HF2−
Kd= 7,2·10−4
HF + F− ↔ HF2−
Kd= 5,1
2)Плавиковая кислота
Хим.свойства: Это кислота средней силы (константа диссоциации составляет 6,8·10−4, степень диссоциации 0,1 н. раствора 9 %).Она разъедает стекло и другиесиликатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре.
Реакция идёт по уравнению:
Na2O·CaO·6SiO2 + 28HF → Na2SiF6 + CaSiF6 + 4SiF4↑ + 14H2O
с выделением газообразного фторида кремния (SiF4).
Реагирует со многими металлами с образованием фторидов (свинец не растворяется в плавиковой кислоте, так как на его поверхности образуется нерастворимый фторид PbF2; платина и золото также не растворяются), не действует на парафин, который используют при хранении этой кислоты.
Применение:
§ Раствор фтороводорода применяется для прозрачного травления силикатного стекла (например — нанесение надписей — для этого стекло покрывают парафином, прорезая отверстия для травления). Матовое травление получают в парах фтороводорода.
§ Для травления кремния в полупроводниковой промышленности.
§ В составе травильных, травильно-полировальных смесей, растворов для электрохимической обработки нержавеющей стали и специальных сплавов.
§ Получение фторидов, кремнефторидов и борфторидов, фторорганических соединений, а также соответствующих кислот (кремнефтороводородная кислота и борфтороводородная кислота), синтетических смазочных масел и пластических масс.
§ Для растворения силикатов при различного рода анализах.
Вариант №6
1.Получение галогенов в промышленных и лабораторных условиях. Напишите уравнение реакций галогенов с растворами щелочей.
1)Галогены+Щелочи(кроме фтора)
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),
3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании)
2NaOH(хол) + I2 + H2S = 2NaI + S↓ + 2H2O
2NaOH(гор) + I2 + H2O2 = 2NaI + O2↑ + 2H2O
2NaOH(конц, хол) + Br2 = NaBrO + NaBr + H2O
6NaOH(конц, гор) + 3Br2 = NaBrO3 + 5NaBr + 3H2O
2)Получение
Фтор получают электролизом HF в расплаве KHF2 или разложением высших фторидов
2CeF4 = 2CeF3+ F2
Хлор получают окислением HCl (в лаборатории) …
KMnO4(тв) + 16HCl(к) + 2KCl = K3MnCl6+ 2Cl2+ 4H2O
… и в хлорщелочном производстве (в промышленности)
2NaCl + 2H2O = Cl2+ 2NaOH + H2 электролиз
Бром и йод получают вытеснением хлором из солей
2KBr + Cl2= 2KCl + Br2
2KI + Cl2= 2KCl + I2
2.Получение элементарного фосфора. Отношение фосфора к кислотам и щелочам.
Получение:
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:
§ 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.
Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:
§ 4HPO3 + 12C → P4 + 2H2 + 12CO.