Получение

Оксиды хлора

Известны следующие оксиды хлора: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇. Все они, за исключением Cl₂O₇, имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO₂, Cl₂O₆. Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.
Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты:
Так, Cl₂O - кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.
Cl₂O + H₂O = 2HClO - Хлорноватистая кислота
ClO₂ - кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:
ClO₂ + H₂O = HClO₂ + HClO₃
Cl₂O₆ - тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот:
Cl₂O₆ + H₂O = HClO₃ + HClO₄
И, наконец, Cl₂O₇ - бесцветная жидкость - кислотный оксид хлора хлорной кислоты:
Cl₂O₇ + H₂O = HClO₄

Изменение свойств кислот с увеличением степени окисления хлора.

Есть ряд кислот:
HClO, HClO2, HClO3, HClO4.
Все они обладают выраженными окислительными свойствами.
C повышением степени окисления атомов хлора окислительные свойства усиливаются (справа – налево)

В данном случае фактором определяющем окислительные свойства является координационная насыщенность атома хлора. Проще говоря - в гипохлоритной кислоте к атому хлора легче подобраться и отдать ему электроны чем в перхлоратной кислоте. Поэтому окислительные свойства усиливаются справа налево.

Применение хлората калия для получения хлора.

KClO3 + 6HCl = 3Cl2 + KCl + 3H2O

Применение хлората калия для получения кислорода.
K¹Cl⁵O₃⁻²---K¹Cl⁻¹+O₂⁰

Cl⁵+6e-- Cl⁻¹ | 2

O⁻²-2e--O⁰ | 6

должно получиться 6 атомов оксигена и 2 атома хлора!

2KClO₃---2KCl+3O₂

Применение хлората калия для получения перхлората калия.
Хлорнокислый калий можно получить по реакции диспропорционирования хлорноватокислого калия:

4KClO₃ = 3KClO₄ + KCl

Бром и йод, нахождение в природе, получение. Бромо- и йодоводород, устойчивых кислородосодержащих соединений брома и йода. Биологическая роль простых веществ и соединений галогенов.

Бром3d¹⁰4s²4p⁵

Br - химический эле­мент VII группы периодической системы Мен­делеева, относится к галогенам, атомный номер 35, атомная масса 79,904;

Бром был открыт в 1826 г. французским химиком А. Ж. Баларом.

Нахождение в природе. В свободном состоянии бром в природе не встречается. Он не образует также самостоятельных минералов, а его соединения (в большинстве случаев со щелочными металлами) являются примесями хлорсодержащих минералов, таких, как каменная соль, сильвинит и карналит. Соединения брома встречаются также в водах некоторых озер и буровых скважин.

Физические свойства. Бром — легколетучая красно-бурая жидкость с неприятным, удушливым запахом. Кипит при 58,8 °С и затвердевает при -7,3 °С. В 1 л воды при 20°С растворяется 35 г брома.

В органических растворителях бром растворяется значительно лучше.

Химические свойства. По химическим свойствам бром напоминает хлор. На внешнем электронном уровне его атома находится 7 электронов (s2p5), поэтому он легко присоединяет электрон, образуя ион Br-. Благодаря наличию незаполненного d-уровня бром может иметь 1, 3, 5 и 7 неспаренныхэлектронов и в кислородсодержащих соединениях проявляет степень окисления +1, +3, +5 и +7.

Получение. В лабораторных условиях бром получают действием на различные окислителибромоводородной кислоты или ее солей в сернокислотной среде:

2 КМnO4 + 16 НВr = 2 КВr + 2 МnВr2 + 5 Вr2 + 8 Н2О

КСlO3 + 6 НВr = КСl + 3 Вr2 + 3 Н2O

2 КМnO4 + 10 КBr + 8 Н2SO4 = 6 К2SО4 + 2 МnSO4 + 5 Вr2 + 8 Н2О

В промышленности бром получают действием хлора на различные бромиды:

2 КВr + Сl­2 = 2 КСl + Вr2

Йод.

Иод – химический элемент VII группы периодической системы Менделеева. Атомный
номер - 53. Относительная атомная масса 126,9045±0,0001. Галоген. Из имеющихся
в природе галогенов – самый тяжёлый, если, конечно, не считать радиоактивный
короткоживущий астат.

Иод был открыт французским химиком-селитроваром Б. Куртуа в 1811 г.

Нахождение в природе. Соединения иода самостоятельных залежей не образуют, а встречаются в виде примесей к минералам хлора. Соли иода содержится в водах буровых скважин. Заметные количества иодавходят в состав некоторых морских водорослей, вола которых может быть использована как сырье для получения этого элемента.

Физические свойства. Иод представляет собой твердое темно-серое кристаллическое вещество со слабым металлическим блеском. При медленном нагревании он легко возгоняется, образуя фиолетовые пары. При быстром нагревании иод при 114 °С плавится, а при 183 °С кипит. Он хорошо растворим в органических растворителях и водном растворе КI. В присутствии КI растворимость его в воде очень незначительна (при 20 °С в 1 л воды растворяется 290 мг иода).

Химические свойства. По химическим свойствам иод похож на хлор и бром, однако менее активен. С водородом он реагирует только при нагревании, причем реакция протекает не до конца:

I2 + Н2 = 2 НI (иодовород)

Получение. В лаборатории иод можно получить аналогично получению хлора или брома действиемиодоводородной кислоты на различные окислители (КМnО4, МnО2, КСlO3, КВrО3 и даже FеСl3 и СuSO4):

2 КМnО4 + 16 НI = 2 КI + 2 MnI2 + 5I2 + 8 Н2О

КВrО3 + 6 НI = КВr + 5 I2 + 3 Н2О

2 FеC3 + 2 НI = 2 FeCl2 + I2 + 2 НСl

2 СuSO4 + 4 НI = 2 СuI + 2 Н2SO4 + I2

В промышленности иод получают действием хлора на иодиды:

2 КI + СI2 = 2 КCl + I2

БРО́МИСТЫЙ ВОДОРО́Д (HBr) — бесцветный газ с резким неприятным запахом, сильно дымящий на воздухе. Молекулярная масса 80,91. Температура плавления -86,91 °С, температура кипения -66,7 °С, плотность жидкого бромистого водорода 2,17 г/куб. см (-68 °С), давление пара 20 бар (20 °С).

Бромистый водород хорошо растворим в воде. Водный раствор НВг (бромистоводородная кислота) — одна из самых сильных кислот; является сильным восстановителем, медленно окисляется, выделяя бром даже при стоянии на воздухе; образует соли — бромиды.

Бромистый водород получают: взаимодействием паров брома с водородом при 500-550 °С в присутствии платинированного асбеста; как побочный продукт при синтезе бромпроизводных органических соединений; взаимодействием брома с сернистым газом или серой в присутствии воды.

Бромистый водород и бромистоводородную кислоту используют для получения бромпроизводных органических и неорганических соединений. Бромистый водород применяют также в качестве катализатора органических реакций.

Бромистый водород токсичен, при попадании на кожу вызывает зуд и воспаление. ПДК 10 мг/куб. м.

Иодоводород HI — бесцветный удушливый газ (при нормальных условиях), сильно дымит на воздухе. Хорошо растворим в воде, образует азеотропную смесь с Т_кип 127 °C и концентрацией HI 57 %. Неустойчив, разлагается при 300 °C.

Получение

В промышленности HI получают по реакции иода с гидразином:

В лаборатории HI можно получать с помощью окислительно-восстановительных реакций:

и реакций обмена:

Иодоводород также получается при взаимодействии простых веществ. Эта реакция идет только при нагревании и протекает не до конца, так как в системе устанавливается равновесие:

Поиск по сайту: