Все способы получения галогеноводородов

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

Методы синтеза галогеноводородов

Известны три основных метода синтеза галогеноводородов.

1. Прямой синтез из элементов. Фтор и хлор реагируют с водородом со взрывом, что является следствием цепного механизма реакции. Однако при определенных соотношениях давлений водорода () и хлора () водород сгорает в атмосфере хлора без взрыва. Сжигание хлора с водородом является основным промышленным способом получения HCl. Бром и иод реагируют с водородом более спокойно, однако выход невелик, поскольку равновесие Н₂ + Х₂ = 2НХ (Х = Br, I) смещено влево.

2. Вытеснение из солей. Газообразные НХ выделяются при действии нелетучих сильных кислот на твердые ионные галогениды металлов : (на практике пользуются 70-85%-ным р-ром серной к-ты, т.к. реакция идет на поверхности кристаллов соли. Если брать конц. к-ту, осаждается NaHSO_4. При использовании разб серной к-ты значительная часть HCl остается в р-ре. Выделяющийся HCL сушат над конц. серной к-той. Оксид фосфора для этого непригоден так как взаимодействует с HCL: P₄O₁₀ + 12HCL = 4POCL₃ + 6H₂O

CaF₂ + H₂SO_4(конц) = CaSO₄ + 2HF­
NaCl + H₂SO_4(конц) = NaHSO₄ + HCl­

При получении HBr и HI, обладающих сильными восстановительными свойствами, используют нелетучие кислоты-неокислители, например, H₃РO₄:
KX + H₃РO_4(конц) KH₂РO₄ + HX­ , X = Cl, Br, I.

3. Гидролиз галогенидов неметаллов. Большинство галогенидов неметаллов относятся к соединениям с ковалентной связью и гидролизуются с выделением соответствующего галогеноводорода, например,

SiCl₄ + 4H₂O = SiO₂ . 2H₂O ₊ 4HCl­

Для получения галогеноводородов часто используют реакции гидролиза галогенидов фосфора PX₃ (X = Cl, Br, I):

PX₃ +3H₂O_(хол) = H₃PO₃ + 3HX­ .

При получении НХ (X = Br, I) нет необходимости предварительно синтезировать PХ₃. Например, для получения HI механическую смесь I₂ + P_кр обрабатывают водой:

2P_кр + 3I₂ + 6H₂O = 2H₃PO₃ + 6HI­ .

Существуют и другие методы синтеза галогеноводородов. HF, например, можно получить нагреванием твердых бифторидов щелочных металлов:

KHF₂ KF + HF .

Галогеноводороды образуются также при галогенировании органических соединений, например:

RH +Cl₂ = RCl + HCl .

Иодистоводородную кислоту можно получить пропусканием H₂S через суспензию I₂:

H₂S + I₂ = 2HI + S

Источник

Все способы получения галогеноводородов

3669 дн. с момента
как существует сайт

Владельцы сайта

Галогены

Химия неметаллов VIIA группы.mp4

Галогены – это элементы VII A группы главной подгруппы. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод и астат, который очень редко встречается в природе.

Все эти элементы являются типичными неметаллами. Галогены, означает « рождающие соли»

Рассмотрим таблицу, в которой отражены физические свойства галогенов.

Фтор является светло-жёлтым газом, хлор – жёлто-зелёный газ, бром – бурая жидкость, а йод – твёрдое вещество чёрно-серого цвета.

И з таблицы видно, что с ростом молекулярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления галогенов, их плотность.

Это связано, прежде всего, с увеличением размеров атомов и молекул, а, следовательно, и силами межмолекулярного взаимодействия.

От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски галогенов, а у кристаллов йода появляется металлический блеск.

Галогены – химически активные соединения, их активность уменьшается от фтора к йоду.

Фтор самый активный галоген, который при нагревании реагирует даже с золотом, серебром и платиной. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.

Галогены

1. Электролиз растворов и расплавов галогенидов:

2 KF = 2 K + F ₂ (единственный способ полученияя F ₂ )

2. Окисление галогенводородов:

2 KMnO ₄ +16 HCl =2 KCl +2 MnCl ₂ +5 Cl ₂ +8 H ₂ O – лабораторный способ получения хлора

Получение хлора.mp4

MnO ₂ + 4 HHal = MnHal ₂ + Hal ₂ + 2 H ₂ O – Лабораторный — (Для получения хлора, брома, иода)

3. Промышленный способ – окисление хлором (для брома и йода):

Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

2Al + 3F 2 → 2 AlF 3

Cu + Cl 2 → CuCl 2

Взаимодействие хлора с медью.mp4

2Na + Br 2 → 2NaBr

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

2Cl 2 + Si → SiCl 4

Cl 2 + H 2 →2 HCl (на свету)

Взаимодействие хлора с водородом.mp4

F 2 + H 2 → 2HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉

Br 2 + F 2 →2 BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F — )

Br 2 + 3 I 2 →2 BrI 3 (бром более электроотрицателен, чем йод — I — )

Р хлор.mp4

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

2H 2 O + 2F 2 →4 HF + O 2

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO

H 2 O + Br 2 → HBr + HBrO

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

Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O

3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

2KCl + F 2 → 2KF + Cl 2

2KBr + Cl 2 → 2KCl + Br 2

KBr + I 2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Взаимодействие хлора с органическими веществами

Взаимодействие хлора со скипидаром.mp4

Виртуальная практическая работа

Лабораторная работа “Химические свойства галогенов” (проделайте опыты, уравнения реакций можно не составлять)

Модуль включает модели приборов и веществ, необходимых для изучения химических свойств хлора, инструкцию, указывающую порядок действий. Ученику предлагается провести взаимодействие хлора с серой и медью, сфотографировать результаты взаимодействия.

Если Вы хорошо изучили эту часть урока, вставьте 5 пропущенных слов в тексте.

химические свойства галогенов

5 пропущенных слов

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.

H 2 + Cl 2 → 2HCl

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

NaCl + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HCl↑

CaF 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + 2HF

PBr 3 + 3H 2 O → 3HBr↑ + H 3 PO 3

H 2 S + I 2 → S + 2HI

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Mg + 2HBr → MgBr 2 + H 2 ↑

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ↑

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

Na 2 O + 2HCl → 2NaCl + H 2 O

ZnO + 2HI → ZnI 2 + H 2 O

KOH + HCl → KCl + H 2 O (реакция нейтрализации)

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

AgNO 3 + HCl → AgCl + HNO 3

Li 2 CO 3 + 2HBr →2 LiBr + H 2 CO 3

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

4HI + MnO 2 → I 2 + MnI 2 + 2H 2 O

2HI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + H 2 O

4HI + O 2 → 2H 2 O +2 I 2

2HI + Br 2 → 2HBr + I 2

2HCl + H 2 SO 4 → Cl 2 + SO 2 + 2H 2 O

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO 2 с плавиковой кислотой.

SiO 2 + 4HF → SiF 4 + 2H 2 O

Растворение стекла в плавиковой кислоте.mp4

Галогениды — соли галогеноводородов

Обнаружить ионы галогенов возможно воздействием на растворы солей, содержащих галоген ион нитратом серебра (AgNO3). При наличии хлор-иона образуется белый творожистый осадок хлорида серебра: NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓ При наличии бром-иона образуется бледно-желтый творожистый осадок бромида серебра: NaBr + AgNO3 → NaNO3 + AgBr↓ При наличии бром-иона образуется желтый творожистый осадок иодида серебра: NaJ + AgNO3 → NaNO3 + AgJ↓

Осадки не растворимы в воде и азотной кислоте.

Качественные реакции на хлорид , бромид и йодид ионы.mp4

Применение галогенов и их соединений

При­род­ное со­еди­не­ние фтора — крио­лит Na 3AlF 6 — при­ме­ня­ет­ся при по­лу­че­нии алю­ми­ния. Со­еди­не­ния фтора ис­поль­зу­ют­ся в ка­че­стве до­ба­вок в зуб­ные пасты для предот­вра­ще­ния за­бо­ле­ва­ний ка­ри­е­сом.

Хлор ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся для по­лу­че­ния со­ля­ной кис­ло­ты, в ор­га­ни­че­ском син­те­зе при про­из­вод­стве пласт­масс и син­те­ти­че­ских во­ло­кон, ка­у­чу­ков, кра­си­те­лей, рас­тво­ри­те­лей и др. Мно­гие хлор­со­дер­жа­щие со­еди­не­ния ис­поль­зу­ют для борь­бы с вре­ди­те­ля­ми в сель­ском хо­зяй­стве. Хлор и его со­еди­не­ния при­ме­ня­ют­ся для от­бе­ли­ва­ния льня­ных и хлоп­ча­то­бу­маж­ных тка­ней, бу­ма­ги, обез­за­ра­жи­ва­ния пи­тье­вой воды. Прав­да, при­ме­не­ние хлора для обез­за­ра­жи­ва­ния воды да­ле­ко не без­опас­но, для этих целей лучше ис­поль­зо­вать озон. Про­стые ве­ще­ства и со­еди­не­ния брома и иода ис­поль­зу­ют­ся в фар­ма­цев­ти­че­ской и хи­ми­че­ской про­мыш­лен­но­сти.

Токсичность галогенов

Вслед­ствие вы­со­кой ре­ак­ци­он­ной спо­соб­но­сти (осо­бен­но это ярко про­яв­ля­ет­ся у фтора) все га­ло­ге­ны яв­ля­ют­ся ядо­ви­ты­ми ве­ще­ства­ми с силь­но вы­ра­жен­ным уду­ша­ю­щим и по­ра­жа­ю­щим ткани воз­дей­стви­я­ми.Боль­шую опас­ность пред­став­ля­ют пары и аэро­золь фтора, так как в от­ли­чие от дру­гих га­ло­ге­нов имеют до­воль­но сла­бый запах и ощу­ща­ют­ся толь­ко в боль­ших кон­цен­тра­ци­ях.

Источник