Хлор и его соединения

Физические свойства

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Материалы на основе галогенов и их соединений.

Галогены и их соединения используются в науке и технике для приготовления различных материалов. Фтор применяют для синтеза фтороуглеродов - фреонов (они используются как хладоагенты и для распыления аэрозолей - красок, лаков и т.д.), химически стойких материалов - тефлонов (-CF₂-CF₂-). Фториды металлов находят применение при изготовлении оптических элементов - призм, фильтров, волоконных проводов для оптоэлектронной связи. Хлор используют при получении хлоридов металлов и неметаллов (например, AlCl₃, FeCl₃,, PCl₃ и т.д.), соляной кислоты, различных хлорорганических соединений: растворителей - тетрахлорметана CCl₄, трихлорэтилена CHCl-CCl₂, антисептиков и инсектицидов - ДДТ (дихлородифенилтрихлорэтана), лекарственных препаратов (хлоральгидрата - снотворного, гексахлорафена - бактерицидного вещества), отбеливателей. Бром и иод применяют в фотографии (галогениды серебра, свинца), при получении присадок к бензину (С₂H₄Br₂), ингибиторов воспламенения, в галогенных лампах.

Фтор F₂ - открыл А. Муассан в 1886 г.

Физические свойства

Газ светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.

Получение

Электролиз расплава гидрофторида калия KHF₂:

2F^- - 2ē ® F₂⁰

Химические свойства

F₂ - самый сильный окислитель из всех веществ:

1. 2F₂ + 2H₂O ® 4HF + O₂

2. H₂ + F₂ ® 2HF (со взрывом)

3. Cl₂ + F₂ ® 2ClF

Фтористый водород

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = - 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;

Получение

CaF₂ + H₂SO₄(конц.) ® CaSO₄ + 2HF­

Химические свойства

1) Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):

HF «H⁺ + F^-

Соли плавиковой кислоты - фториды

2) Плавиковая кислота растворяет стекло:

SiO₂ + 4HF ® SiF₄­+ 2H₂O

SiF₄ + 2HF ® H₂[SiF₆] гексафторкремниевая кислота

Хлор Cl₂ - открыт К. Шееле в 1774 г.

Физические свойства

Газ желто-зеленого цвета, t°пл. = -101°C, t°кип. = -34°С.

Получение

Окисление ионов Cl^- сильными окислителями или электрическим током:

MnO₂ + 4HCl ® MnCl₂ + Cl₂­ + 2H₂O

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

K₂Cr₂O₇ + 14HCl ® 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂­ + 7H₂O

электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H₂O ® H₂­ + Cl₂­ + 2NaOH

Химические свойства

Хлор - сильный окислитель.

1) Реакции с металлами:

2Na + Cl₂ ® 2NaCl

Ni + Cl₂ ® NiCl₂

2Fe + 3Cl₂ ® 2FeCl₃

2) Реакции с неметаллами:

H₂ + Cl₂ –^hn® 2HCl

2P + 3Cl₂ ® 2PCl_З

3) Реакция с водой:

Cl₂ + H₂O «HCl + HClO

4) Реакции со щелочами:

Cl₂ + 2KOH –^5°C® KCl + KClO + H₂O

3Cl₂ + 6KOH –^40°C® 5KCl + KClO_З + 3H₂O

Cl₂ + Ca(OH)₂ ® CaOCl₂(хлорная известь) + H₂O

5) Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

Cl₂ + 2KI ® 2KCl + I₂

Cl₂ + 2HBr ® 2HCl + Br₂

Соединения хлора
Хлористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (1: 400).
t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.

Получение

1) Синтетический способ (промышленный):

H₂ + Cl₂ ® 2HCl

2) Гидросульфатный способ (лабораторный):

NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) ® NaHSO₄ + HCl­