Как наиболее электроотрицательного элемента
Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Как наиболее электроотрицательного элемента





Фтор. Из всех галогенов у него наименьший радиус. Относительная электроотрицательность равна 4, это самый электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления – 1, остальные галогены от – 1 до + 7.

 

Строение молекулы F2 по МВС

 

(обменный механизм)

 

Строение молекулы F2 по ММО

 

Исключительная химическая активность фтора обусловлена. с одной стороны, большой прочностью образуемых им связей, так энергия связи H - F 566кДж/моль, с другой стороны - низкой энергией связи в молекуле F2 – 151кДж/моль.

Большая энергия связей Э – F является следствием значительной электроотрицательности фтора и малого размера его атома.

Низкое значение энергии связи в молекуле F2, объясняется сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на π- орбиталях, обусловленным малой длинной связи F – F. Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с элементарным фтором обычно невелика, поэтому процессы с участием F2 протекают очень быстро.

Нахождение в природе

FCaF2 - плавиковый шпат

Na3[AlF6] – криолит

Ca+25(PO4)-33F - фтораппатит

ClNaCl - поваренная (каменная соль)

KCl∙NaCl- сильвинит

KCl∙MgCl2∙6H2O- карналит

Br в нефтяных скважинах

Iв морской воде

 

Способы получения

В промышленностиF2 получают- только электролизом расплавов солей (в смеси с HF) KF∙HF

Электроды из Ni, либо сплавов Ni с Fe, Mn, Cu, т. к. F2 очень активен и реагирует почти со всеми элементами. Ni устойчив в атмосфере фтора за счёт образования плёнки NiF2. Поэтому F2 хранят в баллонах, выполненных на основе сплавов никеля.

CoF3 = CoF2 + ½F2

в лаборатории разложением фторидов.

Сl2 в лабораториидействием сильных окислителей на соляную кислоту. Реакция протекает только, если используется концентрированная кислота и нагревание



2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

MnO2 + 4HCl → Cl2 + MnCl2 + 2H2O

PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O

2AuCl3 → 2Au + 3Cl2

Промышленный способ – электролиз водных растворов повареной соли NaCl

электролиз

2NaCl + 2H2O → H2 + Cl2 + 2NaOH

K ( - ) 2H2O + 2ē = H2 + 2ОH-

А ( + ) 2Cl- - 2ē = Cl2

Br2 и I2 получаются реакциями замещения

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2

2NaЭ + MnO2 + 2H2SO4 → Э2 +MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O (Э=Br ,I)

2NaI + 2NaNO3 + 2H2SO4 → I2 + 2NO2 + 2Na2SO4 + 2H2O

Химические свойства галогенов

Стандартная энтальпия диссоциации молекул на атомы ∆Но > 0 (энергия поглощается)

Э2(г) = 2Э(г)

Первое сродство к электрону галогена X(г) + ē = X-(г) ∆НО<0 (энергия выделяется).

Энергия выделяется при образовании галогенида

M+(г) + X-(г) →MX(тв)

Поэтому все галогены являются окислителями , окислительная активность при переходе от фтора к йоду падает.

Фтор реагирует со взрывом со всеми металлами и неметаллами, кроме O2, N2, Гal2, при этом во всех соединениях с фтором элементы имеет высшую степень окисления.

Например:

SiO2 + 2F2 ® Si+4F4 + O2 (во фторе горит SiO2, H2O)

t = 0º – 90º Н2O + 2F2 ® 2Н+F + O+2F2 (H2O + F2=HF + O2 (O3))

 

Фторреагирует с металлами, неметаллами, щелочами, некоторыми сложными веществами:

2Au + 3F2 = 2AuF3

5P + 5F2 = 2PF5

2NH3 + 3F2 = 6HF + N2

2F2 + 2NaOHP → 2NaF + OF2 + H2O

2F2 + 4NaOHК → 4NaF + O2 + 2H2O

(O3)

F2 + Xe → XeF4

В ряду Cl2, Br2, I2 окислительная активность падает, а восстановительная активность увеличивается, поэтому, если протекает реакция,

5Cl2 + I2 + 6H2O→10HCl + 2HIO3

ок. восст

хлор выступает в роли окислителя, иод – восстановитель.

1) Галогены (хлор, бром, иод) реагируют с неметаллами, образовывая галогениды, причем продукты зависят от избытка или недостатка галогена

2) С металлами, которые приобретают высшую степень окисления:

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

3) реагируют с H2, только Br2 и Cl2, причем более активно реагирует хлор

Br2 + H2 = 2HBr

 

4) Cl2 и Br2 реагируют с H2Oобразуя хлорную и бромную воду, а с I2 реакция практически не протекает

Гal2 + H2O→HГal + HГalO

4) Гal взаимодействует с растворами щёлочей, продукты зависят от температуры

Холод

Cl2 +NaOH → NaCl + NaClO + H2O

t >70ºC

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 2H2O

с I2 один продукт - NaIO3, а NaIO – не образуется.

6I2 + 12NaOH → 10NaI + 2NaIO3 + 6H2O

В ряду Cl2 – Br2 – I2 – металлические свойства усиливаются, что связано с увеличением размера атома. Поэтому I2, реагируя с концентрированной HNO3, образует катион I+, или присутствует в кислотном остатке в виде IO3-.

I2 + AgNO3 → AgI + INO3

I2 + 10HNO3 конц.→ 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

IСlO4 – перхлорат йода, йод в катионной форме неустойчив

 









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.