- •24. Розчини. Способи вираження складу розчинів.
- •25. Механізм процесу розчинення твердих речовин у воді. Залежність розчинності твердих речовин і газів від температури.
- •26. Основні положення теорії електролітичної дисоціації. Сильні та слабкі електроліти.
- •27. Реакції в розчинах електролітів. Напрям таких реакцій.
- •28. Кислоти, основи, солі в світлі теорії електролітичної дисоціації. Протолітична теорія кислот і основ.
- •29. Гідроліз солей.
- •30. Окисно-відновні реакції. Класифікація реакцій. Окисники та відновники. Правила складання окисно-відновних реакцій.
- •31. Основні класи неорганічних сполук. Оксиди. Назви, класифікація, добування, властивості.
- •32. Основні класи неорганічних сполук. Основи. Назви, добування, властивості.
- •33. Основні класи неорганічних сполук. Кислоти. Назви , добування, властивості.
- •34. Основні класи неорганічних сполук. Солі. Назви, класифікація, добування, властивості.
- •35. Гідроген, будова атома. Ізотопи Гідрогену, поширення в природі. Молекула водню. Способи добування водню (в лабораторії та промисловості). Фізичні та хімічні властивості водню. Застосування.
- •Хімічні властивості Гідрогену
- •Ізотопи Гідрогену
- •36. Загальна характеристика елементів VII–а групи. Порівняння властивостей простих речовин.
- •Хімічні властивості галогенів
- •37. Хлор у природі. Добування хлору в лабораторії та промисловості. Фізичні та хімічні властивості хлору.
- •38. Бром та Іод у природі. Добування брому та йоду. Фізичні та хімічні властивості цих галогенів. Властивості Брому, Йоду та їх сполук
- •Хімічні властивості брому та йоду
- •Добування брому та йоду
- •39. Сполуки галогенів з Гідрогеном. Добування, фізичні та хімічні властивості сполук. Хлоридна кислота.
- •Методи синтезу гідрогенгалогенідів.
- •Хлороводень і хлоридна кислота
- •Хімічні властивості хлороводню та хлоридної кислоти
- •Добування та застосування
- •Якісна реакція на хлорид-іон
- •40. Загальна характеристика елементів VI–а групи. Порівняння властивостей простих та складних речовин.
- •1 Загальна характеристика р-елементів VI групи
- •2 Отримання та властивості оксигену та його сполук
- •3 Властивості Сульфуру, Селену, Телуру, Полонію
- •41. Оксиген. Будова молекули кисню. Добування (лабораторні та промислові способи), фізичні та хімічні властивості
- •42. Вода. Властивості води.
- •Властивості води
- •43. Сульфур. Знаходження в природі. Добування. Властивості сірки.
- •44. Гідроген сульфід та сульфіди.
- •45. Сполуки Сульфуру з Оксигеном. Сульфур діоксин. Сульфітна кислота.
- •46. Сульфатна кислота. Фізичні та хімічні властивості сульфатної кислоти. Олеум. Сульфати.
- •Сульфати
Хімічні властивості галогенів
Всі галогени проявляють високу окислювальну активність, яка зменшується при переході від фтору до иоду. Фтор - найактивніший з галогенів, реагує з усіма металами без винятку, багато з них в атмосфері фтору самозаймаються, виділяючи велику кількість теплоти, наприклад:
2Al + 3F 2 = 2AlF 3 + 2989 кДж,
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3 + 1974 кДж.
Без нагрівання фтор реагує і з багатьма неметалами (H 2, S, С, Si, Р) - всі реакції при цьому сильно екзотермічні, наприклад:
Н 2 + F 2 = 2HF + 547 кДж,
Si + 2F 2 = SiF 4 (г) + 1615 кДж.
При нагріванні фтор окисляє всі інші галогени за схемою
Hal 2 + F 2 = 2НalF
де Hal = Cl, Br, I, причому в з'єднаннях HalF ступеня окислення хлору, брому і йоду рівні +1. Нарешті, при опроміненні фтор реагує навіть з інертними (благородними) газами:
Хе + F 2 = XeF 2 + 152 кДж.
Взаємодія фтору зі складними речовинами також протікає дуже енергійно. Так, він окисляє воду, при цьому реакція носить вибуховий характер:
3F 2 + ЗН 2 О = OF 2 ↑ + 4HF + Н 2 О 2.
Вільний хлор також дуже реакционноспособен, хоча його активність і менше, ніж у фтору. Він безпосередньо реагує з усіма простими речовинами, за винятком кисню, азоту і благородних газів. Для порівняння наведемо рівняння реакцій хлору з тими ж простими речовинами, що і для фтору:
2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (кр) + 1405 кДж,
2Fe + ЗCl 2 = 2FeCl 3 (кр) + 804 кДж,
Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (Ж) + 662 кДж,
Н 2 + Cl 2 = 2HCl (г) +185 кДж.
Особливий інтерес представляє реакція з воднем. Так, при кімнатній температурі, без освітлення хлор практично не реагує з воднем, тоді як при нагріванні або при освітленні (наприклад, на прямому сонячному світлі) ця реакція протікає з вибухом за наведеним нижче ланцюговому механізму:
Cl 2 + h ν → 2Cl,
Cl + Н 2 → HCl + Н,
Н + Cl 2 → HCl + Cl,
Cl + Н 2 → HCl + Н і т. д.
Порушення цієї реакції відбувається під дією фотонів ( h ν ), Які викликають дисоціацію молекул Cl 2 на атоми - при цьому виникає ланцюг послідовних реакцій, у кожній з яких з'являється частка, яка ініціює початок наступної стадії. Реакція між Н 2 і Cl 2 послужила одним з перших об'єктів дослідження ланцюгових фотохімічних реакцій. Найбільший внесок у розвиток уявлень про ланцюгових реакціях вніс російський вчений, лауреат Нобелівської премії ( 1956) Н. Н. Семенов. Хлор вступає в реакцію з багатьма складними речовинами, наприклад заміщення і приєднання з вуглеводнями:
СН 3-СН 3 + Cl 2 → СН3-СН 2 Cl + HCl,
СН 2 = СН 2 + Cl 2 → СН 2 Cl - СН 2 Cl.
Хлор здатний при нагріванні витісняти бром або йод з їхніх сполук з воднем або металами:
Cl 2 + 2HBr = 2HCl + Br 2,
Cl 2 + 2HI = 2HCl + I 2,
Cl 2 + 2KBr = 2KCl + Br 2,
а також оборотно реагує з водою:
Cl 2 + Н 2 О = HCl + HClO - 25 кДж.
Хлор, розчиняючись у воді і частково реагуючи з нею, як це показано вище, утворює рівноважну суміш речовин, звану хлорного водою. Зауважимо також, що хлор в лівій частині останнього рівняння має ступінь окислення 0. У результаті реакції у одних атомів хлору ступінь окислення стала -1 (в HCl), в інших +1 (в хлорнуватистої кислоті HOCl). Така реакція - приклад реакції самоокісленія-самовідновлення, або диспропорціонування. Хлор може таким же чином реагувати (діспропорціоніровать) з лугами:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н 2 О (на холоді),
3Cl 2 + 6КОН = 5KCl + KClO 3 + 3Н 2 О (при нагріванні).
Хімічна активність брому менше, ніж у фтору і хлору, але все ж досить велика у зв'язку з тим, що бром зазвичай використовують в рідкому стані і тому його вихідні концентрації за інших рівних умов більше, ніж в хлору. Для прикладу наведемо реакції взаємодії брому з кремнієм і воднем:
Si + 2Br 2 = SiBr 4 (ж) + 433 кДж,
Н 2 + Br 2 = 2HBr (г) + 73 кДж.
Будучи більш "м'яким" реагентом, бром знаходить широке застосування в органічній хімії. Зазначимо, що бром, так само, як і хлор, розчиняється у воді, і, частково реагуючи з нею, утворює так звану "бромну воду", тоді як йод практично у воді не розчиняється і не здатний її окисляти навіть при нагріванні; з цієї причини не існує "иодной води". Але йод здатний розчинятися в розчинах йодидів з утворенням комплексних аніонів:
I 2 + I - → I - 3.
Утворений розчин називається розчином Люголя. Йод істотно відрізняється за хімічною активності від інших галогенів. Він не реагує з більшістю неметалів, а з металами повільно реагує тільки при нагріванні. Взаємодія ж йоду з воднем відбувається тільки при сильному нагріванні, реакція є ендотермічний і сильно оборотної: Н 2 + I 2 = 2HI - 53 кДж. Таким чином, хімічна активність галогенів послідовно зменшується від фтору до иоду. Кожен галоген в ряду F - At може витісняти наступний з його сполук з воднем або металами, тобто кожен галоген у вигляді простого речовини здатний окислювати галогенід-іон будь-якого з наступних галогенів. Астат реагує з металами (наприклад з літієм):
2Li + At 2 = 2LiAt - астатід літію.
З воднем, утворюючи астатоводород:
H 2 + 2 = At 2HAt.