13. Получение водорода в промышленности.

промышленное получение водорода

C + H2O=(t) CO + H2

CH4 + H2O=(t,кат) CO + 3H2

2CH4 + O2 =(t,кат) 2CO + 4H2

2H2O=(эл.ток) 2H2 +O2

14. Общая характеристика и химические свойства галогенов.

Получение хлора, брома и хлората калия в промышленности.

Водородные соединения галогенов: получение и свойства.

Ассоциация молекул фтороводорода. Дифторид калия.

Окислительное действие хлора и брома в щелочной среде.

Оксиды хлора и иода: получение и свойства.

Сопоставление кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислородсодержащих кислот галогенов.

Получение и гидролиз галогенангидридов.

. общая хар-ка: в природе галогены встр в виде соед с металлами. хлориды, бромиды и йодиды в больших кол-вах присут в воде морей и океанов. при комн температуре F2 иCl2 – газы,Br2 – жидкость ,I2 – кристал вещ-во

химич св-ва: вален возм атомов: у фтора – 1, у осталь – 1,3,5,7. степ окис: у фтора только минус 1, у осталь минус 1, +1, +3, +5, +7. в случае брма хлора и йода возможны другие степ ок

фтор- самый реакционноспособный элем. т. к. у него самая высокая электроотрицательность, маленький размер атома, отсут d-орбитали. при комн темпер фтор реагирует со всеми простыми вещ-ми, кромеO2,N2,He,NeиAr. в атмосфере фтора воспламеняется большинство порошкообразных металлов и немет, например

Ag + F2 = AgF2 ; 2Fe + F2 = 2FeF3 ; P4 + 10F2 = 4PF5

легко реаг фтор со слож вещ-ми, простым и кварцевым стеклом: SiO2 + 2F2 =SiF4 +O2

если осталь галогены раств в воде и слабо взаимод с ней, то фтор энергично реагир с водой

2F2 + H2O =OF2 + 2HF

2F2 + 2H2O = 4HF + O2

врем хранение фтора и проведение р-ий осуществ в ёмкостях, изготов из монель-металла. на поверх изделий из этого сплава в атмосфере фтора обр прочная, химически инертная пленка фторидов.

как уже отмечалось, осталь галогены раств в воде, их растворимость понижается в ряду Cl2-Br2-I2. в этом же ряду ослабевает взаимод Г2 с молекулами воды по ур-ю:

Г2 (р-р) + H2O=(обратимо)Hс плюсом + Г с минусом +HOГ

константы равновесия этой р-ии при комн темпер для Cl2 – 10 в минус 4, дляBr2 – 10 в минус 9, дляI2 – 10 в минус 11

при растворении Г2 в р-ах щелочей указанное равновесие смещается вправо:

Г2 + 2NaOH=NaOГ +H2O

в горячей воде мол-лы HOГ, получающиеся за счет взаимод Г2 с холод водой, диспропорционируют, и суммарный процесс описыв ур-е: 3Г2 + 3H2O=(t, обратимо)HГO3+5HГ

3Г2 + 6KOH=(t)KГO3 + 5KГ + 3H2O

реакционная способность галогенов резко ослабев от фтора к йоду. в реаль практике несмотря на то, что термодинамически хлор более сильный окислитель, чем бром, химики предпоч испль именно бром в качестве окислителя, т к Br2 – жидк, аCl2- газ при обыч усл

получение хлора, брома и хлората калия в промышл:

2KCl+ 2H2O=(эл.ток) 2KOH+H2 +Cl2

2NaBr+Cl2 =Br2 + 2KCl

хлорат калия - Cl₂+ 2KOH =KClO+KCl+H₂O, затем 3KClO=KClO₃+ 2KCl

водородные соед галогенов: получение и св-ва:

фтороводод и хлоро водород получают действуя на крист-ие фториды и хлориды конц серной : CaF2 кр +H2SO4 конц =CaSO4 + 2HF,NaClкр+H2SO4к =NaHSO4 +HCl

получение HBr(г) иHI(г) в подоб усл невозм из-за окисления получающихся галогенводородов конц серной, наиболее распростр способы получения бромоводорода, йодоводорода – гидролиз галогенангидридов, например:

PBr3 + 3H2O = H3PO4 + 3HBr

I2 + H2S = S + 2HI

BaI2 +H2SO4 =BaSO4 + 2HI

HF– газ, наименее приближенный к инеальному;HF(ж) похож на воду (имеет электропроводность близкую к электропр воды)

темпер кипения жидких HClHBrHIотрицательны,HF(ж) кипит при 19,5

в ряду HF–HCl-HBr–HIснижается термодинам устойчивость соед, резко умень термическая устойчивость, возрастает восс-ая активность и увелич сила кислот в водн р-ре

ассоциация молекул фтороводорода: в водном растворе HF, наз плавиковой к-ой, отмечается сильная межмолекулярная ассоциация, приводящая к тому, что основная форма существования частиц в растворе – димеры (HF)2. при нейтрализации плавиковой к-ы щелочью обр гидрофториды: 2HF+KOH=KHF2 +H2O, и лишь при избытке щелочи достигается полная нейтрализация

я не знаю про дифторид калия, ничего не нашла(

окислительное действие хлора и брома в щелочной среде:

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:

С1₂+ 2NaOН =NaС1 +NaClО + Н₂О

Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClOи применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:

3 С1₂+ 6NаОН = 5NаСl+NаС1O₃+ 3 Н₂О

3 С1₂+ 6 КОН = 5 КСl+ КС1O₃+ 3 Н₂О

Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью.

При растворении брома в растворе щелочи на холоду образуются соли кислот:

Вr₂+ 2NаОН =NaBr+NаВrО + Н₂О

оксиды хлора и йода: получение и св-ва:

удобным лабор методом получения Cl2Oявл р-я:

2HgO+2Cl2=HgO*HgCl2 +Cl2O

при комн темп Cl2O– красновато-желтый газ, мол-ла полярна и имеет уголковое строение

Cl2O+H2O= 2HOCl

больший интерес предст ClO2, можно получить:

3KClO3+3H2SO4=3KhSO4 + 2ClO2 + HClO4 + H2O

2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2ClO2 + 2NaHSO4 (промыш)

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 = K2SO4 +2CO2 + 2ClO2 + 2H2O

ClO2 – бурый газ, мол-ла полярна и парамагнитна, имеет уголковое строение, формально явл ангидридом двух кислот

2ClO2 + 2NaOH=NaClO2 +NaClO3 +H2O

реагир с водой:

6ClO2 + 2H2O=HCl+ 5HClO3

а также:

5P4 + 20ClO2 = 4P4O10 + 4PCl5

Cl2O6 – красноватая жидкость, образуется в р-ии: 2ClO2 +2O3 =Cl2O6 +2O2

также может рассм как смешанный ангидрид, поскольку в р-ре идет след процесс:

Cl2O6 + 2NaOH=NaClO3 +NaClO4 +H2O

наиболее стабильным кислородным соед хлора явл Cl2O7 – ангидрид хлорной к-ты, бесцв маслянистая жидк

получается при обезвоживании хлорной к-ты P4O10. мол-ла предст собой два тетраэдра

пероксидно есоед Cl2O8 можно получить: 2AgClO4 +I2 =Cl2O8 + 2AgI

соед нестабильно, сильный окисл

все оксиды хлора могут взрываться!

I2O5 –бесцв кристалы, получ при термич разложении: 2HIO3 = (250град)I2O5 +H2O

I2O5 термически устойчив до 300 градусов. проявл окисл св-ва, исполь для обнарCO:

I2O5 + 5CO= 5CO2 +I2

I2O4 иI4O9 предст собой солеподобные соед

I2O4 = (IO)IO3 йодат йодила

I4O9 =I(IO3)3 йодат йода (3)

сопоставление кислотно-основных и окислительно-восстановительных св-в кислородсодеращих кислот галогенов

HOCl,HOBr,HOI- малостабильные соединения, известны только в водных р-рах, слабые электролиты, хорошие ок-ли в кислых средах

2HOCl=(hv) 2HCl+O₂; 2HOCl= (CuCl₂,безвод)Cl₂O+H₂O; 3HOCl=(t)HClO₃+2HCl

HOCl-HOBr-HOIокислительная активность и сила кислот ослабевает

из к-т HГO2 известна лишь хлористаяHClO₂(хлорит), устойчива в водных р-рах

BaO₂+2ClO₂=Ba(ClO₂)₂+O₂;

Ba(ClO₂)₂+H₂SO₄=BaSO₄+2HClO₂

к-ты HГО₃(галогенноватые) известны все, варианты получения:

2NaClO₃+H₂SO₄=Na₂SO₄+2HClO₃;

Br₂+5Cl₂+6H₂O=2HBrO₃+10HCl;

I₂+5H₂O₂=2HIO₃+4H₂O

3Г₂+6КОН=(t) 5КГ+КГО₃+3Н₂О(t);

3MeOГ=(t) 2МеГ+МеГО₃

все к-ты HГО₃- активные окислители

2НIO₃+5H₂C₂O₄=I₂+10CO₂+6H₂O; HIO₃+5HI=3I₂+3H₂O

в ряду HClO₃-HBrO₃-HIO₃падение силы кислот и ослабление окисл активности

к-ты высш степ окис (+7) наз uалогенные кислоты:

Cl₂O₇+H₂O=2HClO₄(на холоду) ;

КClO₄+H₂SO₄=KHSO₄+HClO₄;

NaBrO3 + F2 +2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O

I₂+7MnO₂+7H₂SO₄=2HIO₄+7MnSO₄+6H₂O

получение и гидролиз галогенангидридов

При гидролизе галогенангидридовобразуются две к-ты — кислородсодержащая и галогеноводородная; р-ция в большинстве случаев идет необратимо:

PCl3 + 3H2O=H3PO3 +HCl

BF3 + 3H2O=H3BO3 + 3HF

Клюшников ???