Овр с галогенами для егэ

1. Химические свойства галогенов и их соединений с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.

Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут.

Правило 1.1. Простые вещества

Водный раствор Cl2 окисляет соединения S^–2 (H2S и сульфиды) до S⁺⁶, восстанавливаясь до степени окисления -1 (так как, находясь в седьмой группе периодической таблицы элементов, принять они могут только один электрон):

4Cl2 + H2S + 4H2O →  H2SO4 + 8HCl

4Cl2 + Na2S + 4H2O →  Na2SO4 + 8HCl

Br2 и I2 являются более слабыми окислителями и поэтому окисляют сероводород преимущественно до S:

Br2 + H2S → S + 2HBr.

Водные растворы Cl2 и Br2 окисляют соединения S⁺⁴ до S⁺⁶:

Cl2 + SO2 + 2H2O →  H2SO4 + 2HCl

Br2 + SO2 + 2H2O →  H2SO4 + 2HBr

Cl2 и Br2 окисляют аммиак с образованием хлорида и бромида аммония:

3Cl2 + 8NH3  →  N2­ + 6NH4Cl

3Br2 + 8NH3  →  N2­ + 6NH4Br

F2, Cl2 и Br2 окисляют пероксид водорода с образованием кислорода:

F2 + H2O2 →  O2­ + 2HF

Cl2 + H2O2 →  O2­­ + 2HCl

Br2 + H2O2 →  O2­­ + 2HBr

F2, Cl2 и Br2 окисляют соединения железа, хрома, марганца и др. в промежуточных степенях окисления, преимущественно в щелочной среде:

3F2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH →  2K2FeO4 + 6KF + 8H2O

3Cl2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH →  2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O

3Br2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH →  2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

2Br2 + 2CrCl2 + 8NaOH →  Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O

3Br2 + 2NaCrO2 + 8NaOH →  2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

3Cl2 + 2CrCl3 + 16KOH →  2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O

3Br2 + Cr2(SO4)3 + 16NaOH →  2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 6NaBr + 8H2O

3Cl2 + 2K3[Cr(OH)6] + 4KOH →  2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

2Br2 + Mn(NO3)2 + 8NaOH →  Na2MnO4 + 4NaBr + 2NaNO3 + 4H2O

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

I2 + K2SO3 + 2KOH →  K2SO4 + 2KI + H2O

Br2 + 2K2MnO4 →  2KMnO4 + 2KBr

Галогены также окисляют кислоты и кислотные оксиды, в которых неметалл имеет промежуточную степень окисления:

2Cl2 + H3PO2 + 7KOH →  K3PO4 + 4KCl + 5H2O

2I2 + As2O3 + 5H2O →  2H3AsO4 + 4HI

F2 + KClO3 + 2NaOH → KClO4 + 2NaF + H2O.

Правило 1.2. Кислородсодержащие кислоты и соли хлора являются сильными окислителями.

При восстановлении любых соединений с положительными степенями окисления галогенов последние восстанавливается по максимуму, до Г^– .

Восстановление кислот:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4

2HClO3 + 3P2O3 + 9H2O → 2HCl + 6H3PO4

4HClO + PH3  → 4HCl + H3PO4

HClO3 + 6HBr → 3Br2 + HCl + 3H2O

HClO3 + 6HI → 3I2 + HCl + 3H2O.

Восстановление солей:

KClO4 + 8HI → KCl + 4I2 + 4H2O

KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O

2KClO3 + 3P2O3 → 2KCl + 3P2O5

KClO3 + 3H2O2 → KCl + 3O2 + 3H2O

NaClO3 + 3MnO2 + 6NaOH → 3Na2MnO4 + NaCl + 3H2O.

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I2, а не до йодид-иона
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.

В щелочной среде соединения Fe, Cr и Mn окисляются до ферратов (FeO4^2–), хроматов (CrO4^2–) и манганатов (MnO4^2–), соответственно:

2KClO3 + 3FeSO4 + 12KOH → 2KCl + 3K2FeO4 + 3K2SO4 + 6H2O

KClO3 + 2CrCl3 + 10KOH → 7KCl + 2K2CrO4 + 5H2O

KClO3 + 2Cr(OH)3 + 4NaOH → KCl + 2Na2CrO4 + 5H2O

2KClO3 + 3MnO + 6KOH → 2KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

KClO3 + 3MnO2 + 6KOH → KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

NaClO3 + Cr2O3 + 2K2CO3 → NaCl + 2K2CrO4 + 2CO2

NaClO3 + Cr2O3 + 4NaOH → NaCl + 2Na2CrO4 + 2H2O.

Правило 1.3. При окислении галогенидов Г^– как правило образуются простые вещества (Cl2, Br2 и I2).

Примеры реакций с Cl^–, Br^–, I^– :

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

4HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O

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

6HCl + KClO3 → 3Cl2 + KCl + 3H2O

2HCl + KClO → Cl2 + KCl + H2O

HCl + HClO → Cl2 + H2O

4HCl + PbO2 → Cl2 + PbCl2 + 2H2O

4HCl + Ca(ClO)2 → 2Cl2 + CaCl2 + 2H2O

14HI + K2Cr2O7 → 3I2 + 2CrI3 + 2KI + 7H2O

8HI + KClO4 → 4I2 + KCl + 4H2O

6KI + KClO3 + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + KCl + 3H2O

10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + 2H2O

10KBr + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Br2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

Правило 1.4. Только I^– окисляется соединениями Fe⁺³ и Cu⁺² :

6HI + 2Fe(OH)3 → I2 + 2FeI2 + 6H2O

6HI + Fe2O3 → I2 + 2FeI2 + 3H2O

6KI + 2FeBr3  →  I2 + 2FeI2 + 6KBr

4HI + 2CuCl2 → I2 + 2CuI + 4HCl

4KI + 2CuSO4 → I2 + 2CuI + 2K2SO4

4KI + 2Cu(NO3)2 → I2 + 2CuI + 4KNO3

При взаимодействии HI с соединениями Fe⁺² и Cu⁺¹, а также других галогеноводородов с Fe⁺³ и Cu⁺², идут обычные реакции ионного обмена:

HI + Fe(OH)2 → FeI2 + H2O

3HCl + Fe(OH)3 → FeCl3 + 3H2O

Правило 1.5. Ионы I^– и Br^– могут окисляться кислотами-окислителями:

8HI + H2SO4(к) → 4I2  + H2S­ + 4H2O

2HBr + H2SO4(к) → Br2 + SO2­ + 2H2O

8KI + 5H2SO4(к) → 4I2 + H2S­ + 4K2SO4 + 4H2O

2KBr + 2H2SO4(к) → Br2 + SO2­ + K2SO4 + 2H2O

2KI + 4HNO3(к) → I2 + 2NO2­ + 2KNO3 + 2H2O

2KBr + 4HNO3(к) → Br2 + 2NO2­ + 2KNO3 + 2H2O.

1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение галогенов
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения галогенов
5. Способы получения галогенов
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с серой
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором 
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.1.6. Взаимодействие с галогенами
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с водой
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
6.2.3. Взаимодействие с солями и галогеноводородами
6.2.4. Взаимодействие с восстановителями

Галогеноводороды
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Диссоциация
3.3. Взаимодействие с солями
3.4. Восстановительные свойства
3.5. Взаимодействие с оксидом кремния (IV)

Соли-галогениды
Способы получения галогенидов
Химические свойства галогенидов

Кислородсодержащие кислоты галогенов
 1. Хлорноватистая кислота и ее соли 
 2. Хлористая кислота и ее соли 
 3. Хлорноватая кислота и ее соли 
 4. Хлорная кислота и ее соли 

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы  (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация  галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns²np⁵.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная концигурация хлора:

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние. 

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal₂. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Галоген	F	Cl	Br	I
Электронная формула	… 2s22p5	… 3s23p5	… 4s24p5	… 5s25p5
Электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,5
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние	Газ	Газ	Жидкость	Твердые кристаллы
Цвет	Светло-желтый	Жёлто-зелёный	Буровато-коричневый	Тёмно-серый с металлическим блеском
Запах	Резкий	Резкий, удушливый	Резкий, зловонный	Резкий
T плавления	–220оС	–101оС	–7оС	113,5оС
Т кипения	–188оС	–34оС	58оС	185оС

Внешний вид галогенов:

 Фтор            

Хлор              

Бром              

Йод                 

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Степень окисления	Типичные соединения
+7	Хлорная кислота  HClO4 Перхлораты MeClO4
+5	Хлорноватая кислота HClO3 Хлораты MeClO3
+3	Хлористая кислота HClO2
+1	Хлорноватистая кислота HClO Гипохлориты MeClO
–1	Хлороводород HCl, Хлориды MeCl

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве  хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na⁺    +    Cl⁻

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–):     Na⁺  +1e  →  Na⁰      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl⁻     ̶ 2e   →  Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na⁺    +    2Cl⁻    →     2Na º    +   Cl₂º

Суммарное уравнение электролиза  расплава хлорида натрия:

2NaCl   →  2Na    +   Cl₂

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na⁺    +    Cl⁻

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–):      2H₂O   +    2e    →    H₂°    +   2OH⁻      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl⁻     ̶ 2e   →  Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H₂O   +    2Cl⁻   →  H₂°↑    +   2OH⁻   +   Cl₂°↑

Суммарное уравнение электролиза  раствора хлорида натрия:

2NaCl    +    2H₂O   →     H₂↑   +   2NaOH    +   Cl₂↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO₂    +    4HCl     →   MnCl₂    +    Cl₂↑    +   2H₂O

Или перманганатом калия:

2KMnO₄    +    16HCl     →   2MnCl₂    +   2KCl     +     5Cl₂↑    +   8H₂O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO₃    +    6HCl     →     KCl     +     3Cl₂↑    +   3H₂O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K₂Cr₂O₇    +    14HCl     →   2CrCl₃    +   2KCl     +     3Cl₂↑    +   7H₂O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF₂  →  2K + H₂ + 2F₂

3. Получение  брома. 

Бром можно получить окислением ионов Br^– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr +  Cl₂   →   Br₂   +  2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO₂   +   4HBr   →   MnBr₂   +   Br₂ + 2H₂O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I^– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI +  Cl₂   →   I₂   +  2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄   →   I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F₂  +  O₂  →  2OF₂

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S   +   Cl₂  →  SCl₂   (S₂Cl₂)

S   +  3F₂  →   SF₆

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P    +   5Cl₂   →  2PCl₅

2P    +   3Cl₂   →  2PCl₃

2F₂  +   C   →   CF₄

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl₂   +   2Fe   →  2FeCl₃

I₂   +   Fe   →  FeI₂

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl₂   +   Cu   →  2CuCl₂

I₂   +   2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl₂   +  2Al   →  2AlCl₃

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F₂  +  H₂  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl₂  +  H₂  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br₂  +  H₂  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I₂  +  H₂  ↔   2HI

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl₂  +  F₂  →  2ClF

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl₂    +   H₂O   ↔  HCl   +  HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:

Cl₂    +   6H₂O   ↔  5HCl   +  HClO₃  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F₂   +   2H₂O   →    4HF   +   O₂

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl₂    +   2NaOH _(хол.)  →  NaCl   +   NaClO   +   H₂O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl₂   +   6NaOH _(гор.)  →  5NaCl   +   NaClO₃   +    3H₂O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl₂    +   2Са(OH)_2(хол.)  →  СaCl₂   +   Сa(ClO)₂   +   2H₂O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl₂    +   2NaI   →   2NaCl   +   I₂

Cl₂    +   2NaBr   →  2NaCl   +   Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl₂   +   F₂    →   2Cl⁺F^–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl₂   +   I₂   +  H₂O   →   HCl   +   HIO₃

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl₂    +    H₂S   →    S    +   2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl₂     +     H₂O     +     Na₂SO₃    →   2HCl   +   Na₂SO₄

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl₂   +   H₂O₂   →  2HCl   +   O₂

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl₂    +   2H₂O   →  4HCl   +  O₂   (на свету или кип.)

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота. 

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

H₂SO_4(конц.)     +    NaCl_{(тверд.)}    →   NaHSO₄    +   HCl↑

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl₂   +   H₂    →    2HCl

Химические свойства галогеноводородов

1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства. Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами. Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например, хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl    +    CaO    →   CaCl₂    +   H₂O

 6HCl     +     Al₂O₃     →   2AlCl₃    +    3H₂O

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H₂O

2HCl     +     Cu(OH)₂    →     CuCl₂    +   2H₂O

2HCl     +     Zn(OH)₂    →     ZnCl₂    +   2H₂O

HCl     +     NH₃    →     NH₄Cl

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например, соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe    +   2HCl      →     FeCl₂   + H₂

2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

HF    ↔   H⁺    +    F^–

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl    ↔   H⁺    +    Cl^–

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl     +     CaCO₃    →     CaCl₂    +   2H₂O   +  CO₂

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl   +    AgNO₃    =    AgCl↓    +    HNO₃ 

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr    +   AgNO₃    =    AgBr↓   +    HNO₃

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI    +    AgNO₃    =    AgI↓   +    HNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br₂   +   2HI   →  I₂   +   2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

4HCl    +    MnO₂    →   MnCl₂   +    Cl₂   +   2H₂O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI),  концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

2HBr   +   H₂SO_4(конц.)  →   Br₂    +   SO₂   +  2H₂O

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

14HBr      +    K₂Cr₂O₇   →    2KBr  +    2CrBr₃    +    3Br₂    +    7H₂O

Или с оксидом марганца (IV):

 4HBr    +  MnO₂   →   MnBr₂   +   Br₂   +   2H₂O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr   +   H₂O₂   →   Br₂   +   2H₂O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI    +   2FeCl₃  →   I₂   +   2FeCl₂   +  2HCl

или с сульфатом железа (III):

2HI    +   Fe₂(SO₄)₃    →   2FeSO₄   +   I₂   +   H₂SO₄

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):

2HI   +  NO₂  →   I₂   +   NO   +    H₂O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI    +   S     →   I₂     +    H₂S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

SiO₂   +   4HF   →   SiF₄  +  2H₂O

SiO₂   +   6HF_(изб)  →  H₂[SiF₆]  +   H₂O

Галогениды металлов

Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.

Способы получения галогенидов

1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами. При этом галогены проявляют свойства окислителя.

Например, хлор взаимодействует с магнием и кальцием:

Cl₂    +   Mg   →   MgCl₂

Cl₂   +   Ca   →   CaCl₂

При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):

3Cl₂   +   2Fe   →  2FeCl₃

2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.

Например, соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида железа (II):

Fe  +  2HCl   →   FeCl₂   +  H₂

3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных  и амфотерных оксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:

2HCl    +    CaO   →  CaCl₂    +   H₂O

Еще пример: взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

6HCl     +     Al₂O₃    →    2AlCl₃    +    3H₂O

4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований  и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H₂O

Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:

2HCl     +     Cu(OH)₂    →     CuCl₂    +   2H₂O

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

2HCl     +     Zn(OH)₂    →     ZnCl₂    +   2H₂O

5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.

Например, гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородом с образованием бромида натрия:

HBr     +   NaHCO₃    →   NaBr    +    CO₂↑    +   H₂O 

Взаимодействие с нитратом серебра –  качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:

HCl   +    AgNO₃   →    AgCl↓    +    HNO₃

HBr   +    AgNO₃   →    AgBr↓    +    HNO₃

HI   +    AgNO₃   →    AgI↓    +    HNO₃

Химические свойства галогенидов

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.

Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

NaCl   +  AgNO₃   →    AgCl↓    +  NaNO₃ 

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg  +  CuCl₂   →  MgCl₂  +  Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na  +  ZnCl_{2(раствор)}  ≠  

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr   →    2K    +   Br₂

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr    +    2H₂O    →    H₂↑   +   2KOH    +   Br₂↑        

4. Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr   +    2H₂SO_{4 (конц.)}    →    4K₂SO₄    +   4Br₂   +   SO₂   +    2H₂O

Еще пример: йодид  калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI   +   2CuCl₂   →   2CuI↓   +    I₂↓   +    4KCl

2KI    +    2FeCl₃    →   I₂↓    +   2FeI₂    +    2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI   +    5H₂SO_{4 (конц.)}  →    4K₂SO₄    +   4I₂   +   H₂S  +    4H₂O          или

8KI    +   9H₂SO_{4  (конц.)}  →    4I₂↓ +    H₂S↑     +    8KHSO₄     +    4H₂O

KI    +   3H₂O   +  3Cl₂  →   HIO₃   +  KCl   +   5HCl

10KI   +  8H₂SO₄   +  2KMnO₄  →  5I₂   +   2MnSO₄   +   6K₂SO₄   +   8H₂O

6KI    +  7H₂SO₄   +  K₂Cr₂O₇   →  Cr₂(SO₄)₃    +   3I₂    +   4K₂SO₄    +   7H₂O

2KI    +   H₂SO₄   +   H₂O₂   →   I₂    +   K₂SO₄    +   2H₂O

2KI    +   Fe₂(SO₄)₃    →  I₂   +    2FeSO₄   +  K₂SO₄

2KI    +   2CuSO₄   +   K₂SO₃   +    H₂O   →   2CuI   +   2K₂SO₄   +   H₂SO₄

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl    +    NH₃    →  [Ag(NH₃)₂]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl  →  2Ag    +   Cl₂

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

Степень окисления галогена	+1	+3	+5	+7
Формула	HClO	HClO2	HClO3	HClO4
Название кислоты	Хлорноватистая	Хлористая	Хлорноватая	Хлорная
Устойчивость и сила	Существует только в растворах,  слабая кислота	Существует только в растворах,  слабая кислота	Существует только в растворах,  сильная кислота	Сильная кислота
Название соответствующей соли	Гипохлориты	Хлориты	Хлораты	Перхлораты

 Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в  разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1. Диспропорционирование хлора в холодной воде:

Cl₂    +   H₂O   ↔  HCl   +  HClO  

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.

1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается:

2HClO  →  2HCl   +   O₂

2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом калия:

HClO   +   KOH    →    KClO   +   H₂O

3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.

Например, хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:

HClO   +  2HI   →  HCl   +   I₂   +  H₂O

Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:

HClO   +  H₂O₂   →  HCl   +   H₂O   +   O₂

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO    →   2HCl   +    НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

Например, соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:

NaClO   +   2HCl   →  NaCl  +  Cl₂   +  H₂O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:

Ca(ClO)₂    +   H₂SO₄  →   CaSO₄   +   2HCl   +   O₂

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

Ca(ClO)₂    +   CO₂   +   H₂O   →  CaCO₃   +   2HClO

2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями, если образуется слабый электролит.

Например, гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:

Ca(ClO)₂    +   Na₂CO₃    →   CaCO₃   +   2NaClO

3. При нагревании гипохлориты разлагаются:

Ca(ClO)₂     →    CaCl₂   +   O₂

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO₂  –  существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

2ClO₂     +   H₂O₂   →   2HClO₂   +   O₂

Химические свойства хлористой кислоты:

1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:

HClO₂   +   KOH   →   KClO₂   +   H₂O

2. При длительном хранении разлагается:

4HClO₂   →   HCl   +   HClO₃   +   2ClO₂   +   H₂O

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃  –  также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.

Например, из хлората бария под действием серной кислоты:

Ba(ClO₃)₂   +   H₂SO₄   →   2HClO₃    +    BaSO₄

Химические свойства хлорноватой кислоты:

1. Хлорноватая кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:

HClO₃   +   KOH     →   KClO₃   +   H₂O

2. Хлорноватая кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорноватая кислота окисляет фосфор:

6P   +   5HClO₃    →   3P₂O₅   +   5HCl

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильные окислители.

Например, хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается. При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:

4KClO₃   →    3KClO₄   +   KCl

В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:

2KClO₃    →   2KCl   +   3O₂↑

Еще пример: хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO₃   +  3S    →  2KCl   +  3SO₂

 5KClO₃   +  6P    →   5KCl   +   3P₂O₅

Хлорная кислота и ее соли

Хлорная кислота HClO₄  –  это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Например, из перхлората натрия под действием серной кислоты:

2NaClO₄   +   H₂SO₄   →   2HClO₄    +    Na₂SO₄

Химические свойства хлорной кислоты:

1. Хлорная кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:

HClO₄   +   KOH     →   KClO₄   +   H₂O

2. Хлорная кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорная кислота окисляет углерод:

8HClO₄   +   14C   →   14CO₂   +   4Cl₂   +   4H₂O

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

4HClO₄   →   4ClO₂   +   3O₂   +   2H₂O

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильные окислители.

Например, перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:

KClO₄    →   KCl   +   2O₂↑

Еще пример: перхлорат калия окисляет алюминий:

3KClO₄   +   8Al   →  3KCl   +   4Al₂O₃

Галогены.

Хлор. Соединения хлора.

1. Хлор — простое вещество

Получение.

• В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия:

               2NaCl       2Na    +   Cl2↑    

          2NaCl    +    2H2O        H2↑   +   2NaOH    +   Cl2↑        

• В лаборатории хлор получают взаимодействием соляной кислоты с сильными окислителями, например:

MnO2    +    4HCl     =    MnCl2    +    Cl2↑    +   2H2O

2KMnO4    +    16HCl     =    2MnCl2    +   2KCl     +     5Cl2↑    +   8H2O

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

K2Cr2O7    +    14HCl     =    2CrCl3    +   2KCl     +     3Cl2↑    +   7H2O

Химические свойства. Свободный хлор реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Хлор проявляет сильные окислительные свойства в реакциях как с простыми веществами – неметаллами и металлами, так и со сложными веществами:

• С неметаллами

Cl2   +   H2    =    2HCl             3Cl2+  2P   =   2PCl3           5Cl2   +  2P   =   2PCl5

2Cl2   +   Si   =   SiCl4                      2Cl2   +   C (кокс)  +   2H2O (пар)=    CO2   +   4HCl

• С металлами  

Cl2   +   2Na   =   2NaCl        Cl2   +   Mg   =   MgCl2        3Cl2   +   2Fe   =   2FeCl3

• Со сложными веществами

Cl2    +   H2O↔  HCl   +  HClO      (хлорная вода)

2Cl2    +   2H2O   =  4HCl   +  O2   (на свету или кип.)

Сl2    +   2NaOH(хол.)  =   NaCl   +   NaClO   +   H2O

3Cl2   +   6NaOH(гор.)  =   5NaCl   +   NaClO3   +    3H2O

2Сl2    +   2Са(OH)2 (хол.)  =   СaCl2   +   Сa(ClO)2   +   2H2O хлорная известь

Cl2    +   2NaI   =   2NaCl   +   I2                 Cl2    +    H2S    =    S    +   2HCl

Cl2   +   3H2O2   =   2HCl   +   2H2O   +   O2

Cl2     +     H2O     +     Na2SO3    =    2HCl   +   Na2SO4

1. Соединения хлора.

1. Хлороводород. Хлороводород получают действием концентрированной соляной кислоты на  твердый хлорид натрия:

H2SO4(конц.)     +    NaCl(тверд.)    =   NaHSO4    +   HCl↑

Хлороводород получают также прямым взаимодействием простых веществ: Cl2   +   H2  2HCl

1. Кислоты.

Соляная кислота. В химических реакциях соляная кислота проявляет все свойства сильных кислот: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с оксидами (основными, амфотерными), основаниями, амфотерными гидроксидами и солями:

        2HCl    +   Fe   =   FeCl2   +   H2

        2HCl    +    CaO   =   CaCl2    +   H2O

        6HCl     +     Al2O3     =    2AlCl3    +    3H2O

        HCl    +    NaOH    =    NaCl +  H2O

        2HCl     +     Cu(OH)2     =     CuCl2    +   2H2O

        2HCl     +     Zn(OH)2     =     ZnCl2    +   2H2O

        HCl     +   NaHCO3     =   NaCl    +    CO2↑    +   H2O  

        HCl   +    AgNO3    =    AgCl↓    +    HNO3  (качественная реакция на галогенид-ионы)

6HCl(конц.)    +   2HNO3(конц.)    =   3Cl2   +   2NO    +   4H2O

Кислородсодержащие кислоты:

HClO                           HClO2                        HClO3                         HClO4        

Хлорноватистая     хлористая       хлорноватая         хлорная

                     усиление кислотных свойств

2HClO  2HCl   +   O2                            HClO   +  2HI   =  HCl   +   I2   +  H2O

HClO   +  H2O2   =   HCl   +   H2O   +   O2

1. Соли.

Соли соляной кислоты – хлориды.

AgCl    +    2(NH3∙  H2O)   =   [Ag(NH3)2]Cl   +   2H2O

2AgCl  2Ag    +   Cl2

Соли кислородсодержащих кислот.

Кислота	название солей
HClO	гипохлориты
HClO2	хлориты
HClO3	Хлораты
HClO4	перхлораты

NaClO   +   2HCl =  NaCl  +  Cl2   +  H2O

Ca(ClO)2    +   H2SO4   =   CaSO4   +   2HCl   +   O2

Ca(ClO)2    +   CO2   +   H2O    =   CaCO3   +   2HCl + 2O2

Ca(ClO)2    +   Na2CO3    =  CaCO3   +   2NaClO

Ca(ClO)2     CaCl2   +   O2

4KClO3    3KClO4   +   KCl

Бертолетова соль

2KClO3  2KCl   +   3O2↑

KClO4    2O2   +   KCl

III. Бром. Соединения брома. По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. 

Br2   +   H2    =    2HBr                                 3Br2   +   2Fe   =   2FeBr3

Br2    +   H2O   = НBr   +   НBrO   – бромная вода

3Br2   +   6NaOH(конц.)  =   5NaBr   +   NaBrO3   +    3H2O при нагревании

Br2   +   2NaOH(конц.)  =   NaBr   +   NаBrO   +    H2O без нагревания

3Br2   +   3Na2CO3    =   5NaBr   +  NaBrO3   +   3CO2

3Br2    +   S   +  4H2O   =   6HBr   +   H2SO4   

Br2    +   SO2 +  2H2O   =   2HBr   +   H2SO4

Br2    +   2NaI   =   2NaBr   +   I2                   Br2    +   H2S   =   S   +   2HBr

4Br2    +   Na2S2O3 +  10NaOH   =  2Na2SO4   +   8NaBr   +   5H2O

14HBr      +    K2Cr2O7    =    2KBr  +    2CrBr3    +    3Br2    +    7H2O

4HBr    +  MnO2  =    MnBr2   +   Br2   +   2H2O

2HBr   +   H2O2    =   Br2   +   2H2O

2KBr   +    2H2SO4 (конц.) =    4K2SO4    +   4Br2   +   SO2   +    2H2O

2KBrO3    3O2   +   2KBr

2KBrO4O2   +   2KBrO3     (до 275°С)

KBrO4    2O2   +   KBr        (выше 390°С)

IV. Йод. Соединения йода.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании.

3I2   +   3P =  2PI3                  I2   +   H2    =    2HI               I2   +   Fe   =   FeI2

Йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды».

3I2   +   6NaOH(гор.)  =   5NaI   +   NaIO3   +    3H2O

I2    +   2NaOH(хол)  =NaI   +   NaIO   +   H2O

3I2 +  10HNO3(разб)   =  6HIO3   +   10NO   +   2H2O

I2 +  10HNO3(конц.)=  2HIO3   +   10NO2   +   4H2O

I2    +   5NaClO   +  2NaOH   =  5NaCl   +  2NaIO3   +   H2O

I2    +    5Cl2    +    6H2O   =   10HCl   +   2HIO3

I2    +   Na2SO3   +   2NaOH     =   2NaI   +   Na2SO4   +   H2O

2HI    +   2FeCl3   =   I2   +   2FeCl2 +  2HCl  

2HI    +   Fe2(SO4)3    =  2FeSO4   +   I2   +   H2SO4

2HI   +  NO2   =  I2   +   NO   +    H2O

2HI    +   S     =    I2     +    H2S

8KI   +    5H2SO4 (конц.) =    4K2SO4    +   4I2   +   H2S  +    4H2Oили

8KI    +   9H2SO4(конц.)   =    4I2↓ +    H2S↑     +    8KHSO4     +    4H2O

KI    +   3H2O   +  3Cl2   =   HIO3   +  KCl   +   5HCl

10KI   +  8H2SO4   +  2KMnO4   =  5I2   +   2MnSO4   +   6K2SO4   +   8H2O

6KI    +  7H2SO4   +  K2Cr2O7    =  Cr2(SO4)3    +   3I2    +   4K2SO4    +   7H2O

2KI    +   H2SO4   +   H2O2    =   I2    +   K2SO4    +   2H2O

2KI    +   Fe2(SO4)3    =   I2   +    2FeSO4   +  K2SO4

2KI    +   2CuSO4   +   K2SO3   +    H2O    =   2CuI   +   2K2SO4   +   H2SO4

2HIO3  I2O5   +   H2O

2HIO3   +    10HCl   =   I2   +   5Cl2   +   6H2O

2HIO3   +    5Na2SO3 =  5Na2SO4   +  I2   +   H2O

2HIO3   +    5H2SO4  +  10FeSO4   =    Fe2(SO4)3  +  I2   +   6H2O

I2O5   +    5CO    I2   +   5CO2

2KIO3    3O2   +   2KI

2KIO3   +   12HCl(конц.)   =    I2   +   5Cl2    +   2KCl    +   6H2O

KIO3+  3H2SO4   +   5KI    =   3I2     +    3K2SO4   +   3H2O

KIO3   +   3H2O2 =  KI     +   3O2    +   3H2O

2KIO4    O2   +   2KIO3

5KIO4+  3H2O   +   2MnSO4    =   2HMnO4   +  5KIO3   +   2H2SO4

Галогены.

1. Вещество, полученное на аноде при электролизе расплава иодида натрия с инертными электродами, выделили и ввели во взаимодействие с сероводородом. Газообразный продукт последней реакции растворили в воде и к полученному раствору добавили хлорное железо. Образовавшийся осадок отфильтровали и обработали горячим раствором гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

2.  Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора иодида натрия с инертными электродами, ввели в реакцию с калием. Продукт реакции нагрели с концентрированной серной кислотой и выделившийся газ пропустили через горячий раствор хромата калия.Напишите уравнения описанных реакций.

3.   Хлорная вода имеет запах хлора. При подщелачивании запах исчезает, а при добавлении соляной кислоты – становится более сильным, чем был ранее. Напишите уравнения описанных реакций.

4. Бесцветные газы выделяются при выдерживании концентрированной кислоты, как с хлоридом натрия, так и с иодидом натрия. При пропускании этих газов через водный раствор аммиака образуются соли.Напишите уравнения описанных реакций.

5.   При термическом разложении соли А в присутствии диоксида марганца образовались бинарная соль Б и газ, поддерживающий горение и входящий в состав воздуха, при нагревании этой соли без катализатора образуются соль Б и соль кислородсодержащей кислоты. При взаимодействии соли А с соляной кислотой выделяется жёлто-зелёный газ (простое вещество) и образуется соль Б. соль Б окрашивает пламя в фиолетовый цвет, при её взаимодействии с раствором нитрата серебра выпадает осадок белого цвета.Напишите уравнения описанных реакций.

6)   При добавлении раствора кислоты А к диоксиду марганца происходит выделение ядовитого газа жёлто-зелёного газа. Пропустив выделившийся газ через горячий раствор едкого кали, получают вещество, которое используется при изготовлении спичек и некоторых других зажигательных составов. При термическом разложении последнего в присутствии диоксида марганца образуется соль, из которой при взаимодействии с концентрированной серной кислотой можно получить исходную кислоту А, и бесцветный газ , входящий в состав атмосферного воздуха. Напишите уравнения описанных реакций.

7)  Йод нагрели с избытком фосфора, и продукт реакции обработали небольшим количеством воды. Газообразный продукт реакции полностью нейтрализовали раствором едкого натра и добавили в полученный раствор нитрат серебра. Напишите уравнения описанных реакций.

  Газ, выделившийся при нагревании твердой поваренной соли с концентрированной серной кислотой, пропустили через раствор перманганата калия. Газообразный продукт реакции поглотили холодным раствором едкого натра. После добавления в полученный раствор йодоводородной кислоты появляется резкий запах и раствор приобретает тёмную окраску.Напишите уравнения описанных реакций.

9)  Через раствор бромида натрия пропустили газ, выделяющийся при взаимодействии соляной кислоты с перманганатом калия. После окончания реакции раствор выпарили, остаток растворили в воде и подвергли электролизу с графитовыми электродами. Газообразные продукты реакции смешали друг с другом и осветили. В результате произошел взрыв.Напишите уравнения описанных реакций.

10)  К пиролюзиту осторожно прибавили раствор соляной кислоты, и выделившийся газ пропустили в химический стакан, наполненный холодным раствором едкого кали. После окончания реакции стакан накрыли картонкой и оставили, при этом стакан освещали солнечные лучи; через некоторое время в стакан внесли тлеющую лучинку, которая ярко вспыхнула. Напишите уравнения описанных реакций.

11)   Вещество, выделяющееся на катоде и аноде при электролизе раствора йодида натрия с графитовыми электродами, реагируют друг с другом. Продукт реакции взаимодействуют с концентрированной серной кислотой с выделением газа, который пропустили через раствор гидроксида калия.Напишите уравнения описанных реакций.

12)  К оксиду свинца (IV) при нагревании добавили концентрированную соляную кислоту. Выделяющийся газ пропустили через нагретый раствор едкого кали. Раствор охладили, соль кислородсодержащей кислоты отфильтровали и высушили. При нагревании полученной соли с соляной кислотой выделяется ядовитый газ, а при нагревании её в присутствии диоксида марганца – газ, входящий в состав атмосферы. Напишите уравнения описанных реакций.

13)Йод обработали концентрированной азотной кислотой при нагревании. Продукт реакции осторожно нагрели. Образовавшийся при оксид вступил в реакцию с угарным газом. Выделившееся простое вещество растворили в теплом растворе гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

14)  Раствор иодида калия обработали избытком хлорной воды, при этом сначала наблюдали образование осадка, а затем – его полное растворение. Образовавшуюся при этом йодсодержащую кислоту выделили из раствора, высушили и осторожно нагрели. полученный оксид прореагировал с угарным газом. Напишите уравнения описанных реакций.

15)   Йод обработали хлорноватой кислотой. Продукт реакции осторожно нагрели. продукт реакции осторожно нагрели. Образующийся оксид реагирует с угарным газом  с образованием двух веществ – простого и сложного. Простое вещество растворяется в теплом щелочном растворе сульфита натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

16)    Перманганат калия обработали избытком раствора соляной кислоты, образовался раствор и выделился газ. Раствор разделили на две части: к первой добавили гидроксид калия, а ко второй – нитрат серебра. Выделившийся газ прореагировал газ прореагировал с гидроксидом калия при охлаждении. Напишите уравнения описанных реакций.

17)  Расплав хлорида натрия подвергли электролизу. Газ, выделившийся на аноде, прореагировал с водородом с образованием нового газообразного вещества с характерным запахом. Его растворили в воде и обработали расчетным количеством перманганата калия, при этом образовался газ желто-зеленого цвета. Это вещество вступает при охлаждении с гидроксидом натрия.Напишите уравнения описанных реакций.

18)  Перманганат калия обработали концентрированной соляной кислотой. Выделившийся при этом газ собрали, а к реакционной массе по каплям прибавили раствор гидроксида калия до прекращения выделения осадка. Собранный газ пропустили через горячий раствор гидроксида калия, при этом образовалась смесь двух солей. Раствор выпарили, твердый остаток прокалили в присутствии катализатора, после чего в твердом остатке осталась одна соль.Напишите уравнения описанных реакций.

17)  Расплав хлорида натрия подвергли электролизу. Газ, выделившийся на аноде, прореагировал с водородом с образованием нового газообразного вещества с характерным запахом. Его растворили в воде и обработали расчетным количеством перманганата калия, при этом образовался газ желто-зеленого цвета. Это вещество вступает при охлаждении с гидроксидом натрия.Напишите уравнения описанных реакций.

18)  Перманганат калия обработали концентрированной соляной кислотой. Выделившийся при этом газ собрали, а к реакционной массе по каплям прибавили раствор гидроксида калия до прекращения выделения осадка. Собранный газ пропустили через горячий раствор гидроксида калия, при этом образовалась смесь двух солей. Раствор выпарили, твердый остаток прокалили в присутствии катализатора, после чего в твердом остатке осталась одна соль.Напишите уравнения описанных реакций.

Галогены.

1)        2NaI  2Na        +      I2

                                на катоде      на аноде

        I2    +   H2S   =   2HI↑   +   S↓

        2HI    +   2FeCl3   =   I2   +   2FeCl2+  2HCl

        I2    +    6NaOH (гор.)   =   NaIO3   +   5NaI   +   3H2O

2)         2NaI   +   2H2O  2H2     +     2NaOH   +   I2

                                на катоде      на аноде

        I2   +   2K   =    2KI

        8KI    +   8H2SO4(конц.)     =    4I2↓  +    H2S↑     +    4K2SO4     +    4H2Oили

8KI    +   9H2SO4(конц.)   =    4I2↓ +    H2S↑     +    8KHSO4     +    4H2O

3H2S    +   2K2CrO4    +   2H2O   =   2Cr(OH)3   +   3S    +   4KOH

3)        Cl2    +   H2O  ↔HCl   +   HClO

        HCl   +   NaOH   =   NaCl+  H2O

        HClO   +   NaOH   =   NaClO+  H2O

        NaClO   +   2HCl   =  NaCl  +  Cl2   +  H2O

4)        H2SO4(конц.)     +    NaCl(тверд.)    =   NaHSO4    +   HCl↑

        9H2SO4(конц.)     +    8NaI(тверд.)       =    8NaHSO4   +   4I2↓    +   H2S   +   4H2O

        NH4OH    +   HCl   =   NH4Cl   +   H2O

NH4OH    +   H2S    =   NH4HS   +   H2O

5)          2KClO3  2KCl   +   3O2↑

        4KClO3KCl   +   3KClO4

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

        KCl  +  AgNO3   =   AgCl↓   +   KNO3

6)        4HCl   +  MnO2    =   MnCl2   +   Cl2↑ +   2H2O

        3Cl2   +   6KOH(гор.)      =   5KCl   +   KClO3   +   3H2O

        2KClO3  2KCl   +   3O2↑

H2SO4(конц.)     +    NaCl(тверд.)    =   NaHSO4    +   HCl↑

7)        3I2   +   2P   =  2PI3

PI3 +   3H2O   =   H3PO3   +   3HI

HI   +   NaOH   =    NaI   +   H2O

NaI   +   AgNO3   =   AgI↓   +    NaNO3

        H2SO4(конц.)     +    NaCl(тверд.)    =   NaHSO4    +   HCl↑

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

Cl2   +   2NaOH(хол.)      =   NaCl   +   NaClO   +   H2O

        NaClO    +   2HI    =   NaCl   +   I2   +   H2O

9)        16HCl    +   2KMnO4    =   5Cl2   +   2KCl   +   2MnCl2   +   8H2O

        2NaBr    +    Cl2    =   2NaCl   +   Br2

        2NaCl   +   2H2O  2H2     +     2NaOH   +   Cl2

                                на катоде      на аноде

        H2    +    Cl2  =  2HCl

10)        4HCl+  MnO2    =   MnCl2   +   Cl2↑ +   2H2O

Cl2   +   2KOH(хол.)      =   KCl   +   KClO   +   H2O

2KClO3  2KCl   +   3O2↑

C    +   O2   =   CO2

11)        2NaI   +   2H2O  2H2     +     2NaOH   +   I2

                                на катоде      на аноде

        I2    +   H2   =   2HI

8HI    +   H2SO4(конц.)   =    4I2↓ +    H2S↑     +    4H2Oили

2HI    +   H2SO4(конц.)   =    I2↓ +    SO2↑     +    2H2O

а)   H2S   +   2KOH   =   K2S   +  2H2O

H2S   +   K2S   =   2KHSили

б)   SO2   +   2KOH   =   K2SO3   +   2H2O

K2SO3   +   SO2   +   H2O   =   2KHSO3

12)        4HCl+  PbO2    =   PbCl2   +   Cl2↑ +   2H2O

3Cl2   +   6KOH(гор.)      =   5KCl   +   KClO3   +   3H2O

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

2KClO3  2KCl   +   3O2↑

13)        I2   +   10HNO32HIO3  +  10NO2   +   4H2O

        2HIO3  I2O5   +   H2O

        I2O5   +    5CO    I2   +   5CO2

3I2   +   6KOH(гор.)      =   5KI   +   KIO3   +   3H2O

14)        2KI    +   Cl2    =   2KCl   +   I2

        I2    +    5Cl2    +    6H2O   =   10HCl   +   2HIO3

        2HIO3   I2O5   +   H2O

        I2O5   +   5CO    =   I2    +   5CO2

15)        I2+  2HClO3   =   2HIO3   +   Cl2

        2HIO3  I2O5   +   H2O

I2O5   +    5CO    I2   +   5CO2

I2    +   Na2SO3   +   2NaOH     =   2NaI   +   Na2SO4   +   H2O

16)        16HCl    +   2KMnO4    =   5Cl2   +   2KCl   +   2MnCl2   +   8H2O

MnCl2   +    2KOH    =   Mn(OH)2↓   +   2KCl

KCl  +  AgNO3   =   AgCl↓   +   KNO3

Cl2   +   2KOH(хол.)      =   KCl   +   KClO   +   H2O

17)        2NaCl  2Na        +      CL2

                                на катоде      на аноде

Cl2    +   H2   =   2HCl

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

Cl2   +   2NaOH(хол.)      =   NaCl   +   NaClO   +   H2O

18)        16HCl    +   2KMnO4    =   5Cl2   +   2KCl   +   2MnCl2   +   8H2O

MnCl2   +    2KOH    =   Mn(OH)2↓   +   2KCl

3Cl2   +   6KOH(гор.)      =   5KCl   +   KClO3   +   3H2O

2KClO3  2KCl   +   3O2↑

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 ns²np⁵:

• F — 2s²2p⁵
• Cl — 3s²3p⁵
• Br — 4s²4p⁵
• I — 5s²5p⁵
• At — 6s²6p⁵

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.

NaCl + H₂O → (электролиз) NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.

HF → F₂ + H₂

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

Cl₂ + KBr → Br₂ + KCl

Cl₂ + KI → I₂ + KCl

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

HCl + KMnO₄ → MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O

Химические свойства

• Реакции с металлами

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

Al + F₂ → AlF₃

Cu + Cl₂ → CuCl₂

Na + Br₂ → NaBr

• Реакции с неметаллами

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

Cl₂ + Si → SiCl₄

Cl₂ + H₂ → HCl (на свету)



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.

H₂O + F₂ → HF + O₂

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

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

H₂O + Br₂ → 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

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Cl₂ + NaOH → (t) NaCl + NaClO₃ + H₂O

• Окислительные способности

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

KCl + F₂ → KF + Cl₂

KBr + Cl₂ → KCl + Br₂

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.

Получение

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

H₂ + Cl₂ → HCl

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

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl↑

CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + HF

PBr₃ + H₂O → HBr↑ + H₃PO₃

H₂S + I₂ → S + HI

Химические свойства

• Кислотные свойства

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

Mg + HBr → MgBr₂ + H₂↑

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑



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

Na₂O + HCl → NaCl + H₂O

ZnO + HI → ZnI₂ + H₂O

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)



Cr(OH)₃ + HCl → CrCl₃ + H₂O

• С солями

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

AgNO₃ + HCl → AgCl + HNO₃

Li₂CO₃ + HBr → LiBr + H₂CO₃

• Восстановительные свойства

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

HI + MnO₂ → I₂ + MnI₂ + H₂O

HI + H₂SO₄ → I₂ + H₂S + H₂O

HI + O₂ → H₂O + I₂

HI + Br₂ → HBr + I₂

HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂ + H₂O



• Реакция с оксидом кремния

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с
плавиковой кислотой.

SiO₂ + HF → SiF₄ + H₂O

Задание № 1 (Тестовая часть):

Установите соответствие между названием вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

А) азот
Б) цинк
В) бром
Г) кальций

Формулы реагентов:

1) O₂, HCl, H₂SiO₄
2) H₂, Mg, Ca(OH)₂
3) MnCl₂, N₂, O₂
4) O₂, Ca, Li
5) NaOH, O₂, CuSO₄.

Решение:

Данное задание входит в тестовую часть в качестве вопроса № 8, который требует знаний химических свойств простых и сложных веществ в неорганической химии.

Учитывая, что этот урок посвящен теме «Галогены», предлагаю вспомнить и изучить свойства этой группы элементов, которые находятся в VII A группе.

Итак, начнем: первый элемент в списке — азот.

Азот.

N₂ — это неметалл, входит в состав воздуха, является бесцветным газом, без запаха, реагирует:
— с литием на воздухе (без нагревания) с образованием азида лития (Li₃N);
— с кальцием (при нагревании), в итоге можно получить Ca₃N₂;
— с кислородом (электрический разряд, около 3000 С) — образуется NO.

Подходит пункт 4.

Цинк.

Далее идет цинк, это переходный металл (его соединения проявляют амфотерные свойства), достаточно хрупкий, в чистом виде имеет серебристо — белый цвет, реагирует:
— с растворами кислот (HCl) — происходит замещение цинка на водород в кислоте. Однако, с кремниевой кислотой реакция не идет;
— с щелочами (NaOH), образуя гидроксоцинкаты;
— с сульфатом меди (выделяется чистая медь и сульфат цинка).

Выбираем пункт 5.

Бром.

Бром — это галоген, который проявляет кислотные свойства, является дымящей красно — коричневой жидкостью, токсичен; реагирует:
— с водородом;
— с металлами (Ca, Mg);
— с щелочами (Ca(OH)₂), причем в этой реакции образуются соли брома — CaBr₂ и Ca(BrO)₂.

Подходит вариант 2.

Кальций.

Последний химический элемент в списке — кальций, это активный металл, который активно реагирует:
— с неметаллами (галогены, O₂, H₂, N₂);
— с водой;
— с кислотами;
— с солями (замещение катиона более слабого металла, по сравнению с кальцием).

Здесь подходит вариант 3.

Ответ: 4523.

Задание № 2 (Тестовая часть):

Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами, которые преимущественно образуются при взаимодействии этих веществ.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА:

А) Cl₂ и KOH (хол. р-р)
Б) Cl₂ и KOH (гор. р-р)
В) KClO₃ → (t C)
Г) KClO₃ → (t, MnO₂)

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ:

1) KCl и H₂O;
2) KCl, KClO и H₂O;
3) KCl, KClO₂ и H₂O;
4) KCl, KClO₃ и H₂O;
5) KCl и O₂;
6) KCl и KClO₄.

Решение:

Это задание № 9 тестовой части ЕГЭ по Химии, в котором нужно установить исходные вещества в соответствии с продуктами реакции.

1) Cl₂ и KOH (хол. р-р) → KCl + KClO + H₂O (хлорид калия, гипохлорит калия, вода).
2) Cl₂ и KOH (гор. р-р) → KCl, KClO₃ и H₂O (хлорид калия, хлорат калия (бертолетова соль), вода).
3) KClO₃ → (t C) → термическое разложение (400 С) бертолетовой соли приводит к образованию KClO₄ и KCl (перхлората калия, хлорида калия).
4) KClO₃ → (t, MnO₂) → термическое каталитическое разложение (200 С) хлората калия образует KCl и O₂ (хлорид калия и кислород).

Ответ: 2465.

Задание № 3 (Тестовая часть):

Задана следующая схема превращения веществ:

I₂ → (X)→KI→ (Y)→I₂

Определите, какие из указанных веществ являются веществами X и Y.

1) KOH;
2) KCl;
3) Cl_2;
4) HCl;
5) KClO₄.

Решение:

Первая реакция проста на первый взгляд, нам нужно из чистого йода получить йодид калия. Однако, это не простая реакция соединения или замещения, это ОВР — йод меняет свою степень окисления с 0 до -1 в присутствии щелочи:

I2 + 2KOH (разб.) = KI + KIO + H2O (0 C)

Так как это задание достаточно легкое, здесь не указаны условия протекания этой реакции, и не сказано, какие вещества дополнительно образуются в качестве продуктов реакции. Поэтому, первое звено цепочки решено, вещество X = KOH.

Следующая реакция — как из йодида калия получить чистый йод. Эта реакция знакома многим — галогены вытесняют более слабые галогены из сложных веществ (реакция замещения). В данном случае нам нужен галоген, который стоит в 7А подгруппе выше йода; это может быть бром, хлор, фтор; из вариантов ответа подходит хлор. Вещество Y = Cl₂.

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

Ответ: 13

Задание № 4 (Тестовая часть):

Установите соответствие между реагентами и схемами превращения элемента хлора.

РЕАГЕНТЫ:

А) хлор и аммиак
Б) хлористая кислота и бромоводород
В) хлорноватистая кислота и сернистый ангидрид
Г) хлор и бромоводород

СХЕМЫ ПРЕВРАЩЕНИЯ:

1) Cl⁰ → Cl⁺¹;
2) Cl⁰ → Cl^-1;
3) Cl⁺¹ → Cl⁰;
4) Cl⁺³ → Cl^-1;
5) Cl⁺⁷ → Cl^-1;
6) Cl⁺¹ → Cl^-1.

Решение:

Данное задание относится в 21 вопросу в ЕГЭ, для его выполнения необходимо знать химические реакции и изменение степеней окисления.

Итак, первые исходные вещества — хлор и аммиак, эту реакцию я уже писала в теме «Аммиак».
8NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6NH₄Cl — степень окисления хлора: Cl⁰ → Cl^-1

Вторая пара веществ — хлористая кислота и бромоводород;
Хлористая кислота (HClO₂) в свободном виде не выделена, существует только в растворах, способна вступать в реакции
— с щелочами,
— с галогеноводородами (HCl, HI, HBr)
Реакция между этими реагентами выглядит так:
HClO₂ + 4HBr = HCl + 2Br₂ + 2H₂O — степень окисления хлора: Cl⁺³ → Cl^-1

Следующие реагенты — хлорноватистая кислота и сернистый ангидрид.
Хлорноватистая кислота (HClO) в свободном виде не выделена, слабая кислота, разлагается на свету, сильный окислитель, реагирует:
— с галогеноводородами;
— с гидратом аммиака (NH₃ * H₂O);
— с щелочами.
Это нестандартная реакция между кислотой и кислотным оксидом, поэтому ее надо запомнить:
HClO + SO₂ + H₂O = HCl + H₂SO₄ — степень окисления хлора: Cl⁺¹ → Cl^-1

Четвертая пара продуктов реакции — хлор и бромоводород; это простая реакция замещения, в результате которой хлор вытесняет бром и встает на его место, образуя хлороводород и выделяется бром:
Cl₂ + 2HBr = 2HCl + Br₂ — степень окисления хлора: Cl⁰ → Cl^-1

Ответ: 2462

Задание № 5 (Тестовая часть):

Установите соответствие между названием вещества и возможным электролитическим способом его получения:

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА:

А) кислород
Б) фтор
В) калий
Г) водород

ПОЛУЧЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗОМ:

1) раствора AuCl₃
2) раствора CuBr₂
3) расплава NaF
4) расплава KCl
5) раствора KF.

Решение:

Для начала хочу акцентировать внимание на некоторых важных особенностях процессов электролиза в растворах и расплавах:

1) Щелочные металлы (K, Na) выделяются в чистом виде в процессе электролиза ТОЛЬКО в расплаве (на катоде);
2) Металлы (в растворе), стоящие в ряду активности
ДО H₂ (K, Li, Na, Ca) → выделяется H₂,
ДО H₂ (Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb) → возможно выделение Ме и H₂,
ПОСЛЕ H₂ (Сu, Ag, Au, Pt, Hg) → выделяется Ме;
3) Галогены в процессе электролиза выделяются на аноде в чистом виде (кроме фтора);
4) Кислородсодержащие анионы и фтор в процессе электролиза выделяют кислород.

Итак, кислород выделяется в результате электролиза раствора KF;
— фтор выделяется в расплаве NaF;
— калий в результате электролиза расплава KCl;
— водород — в процессе электролиза раствора KF.

Ответ: 5345

Задание № 6 (Тестовая часть):

Установите соответствие между формулой соли и типом ее гидролиза.

ФОРМУЛА СОЛИ:

А) FeCl₃
Б) BaS
В) KF
Г) ZnSO₄

ТИП ГИДРОЛИЗА:

1) по катиону
2) по аниону
3) по катиону и по аниону
4) гидролиз не происходит

Решение:

Вопросы по теме «Гидролиз» являются достаточно легкими, нужно только знать силу кислот и оснований, а также принцип процесса нейтрализации.

Первое вещество — хлорид железа (III), это соль, которая образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда кислая;

Второе вещество — сульфид бария, эта соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону, среда щелочная;

Третье вещество — фторид калия, она образована сильным основанием и слабой кислотой (плавиковая кислота (HF) несмотря на наличие самого электроотрицательного неметалла в составе, сильной кислотой не является), гидролиз по аниону, среда щелочная;

Далее по списку — сульфат цинка, здесь соль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда кислая.

Ответ: 1221

Задание № 7 (Часть 2):

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: нитрат калия, йодид калия, хлорид бария, серная кислота, йод, фторид серебра. Допустимо использование водных растворов веществ.

30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми окислительно — восстановительная реакция протекает с выделением ядовитого газа с неприятным запахом. В этой реакции наблюдается образование осадка темного цвета.

31. Из предложенного перечня веществ выберите среднюю соль и вещество, которое вступает с ней в реакцию ионного обмена с образованием творожистого осадка желтого цвета.

Решение:

30. В условии даны два эффекта реакции ОВР — выделение ядовитого газа с неприятным запахом и образование темного осадка.
Учитывая, что здесь не сказано о цвете газа, у нас есть выбор из двух бесцветных газов — аммиака и сероводорода, но среди веществ в задании нет соединений азота, поэтому берем H₂S.
К тому же, выпал осадок темного цвета — темных осадков много, среди них чистый йод, который выделяется при взаимодействии солей йода с сильными кислотами.
В итоге пишем реакцию:
8KI + 5H₂SO₄ = 4I₂↓ + 4K₂SO₄ + 4H₂O + H₂S↑ — я сразу уравняла ее и не стану оформлять электронный баланс, так как ученик сдающий ЕГЭ знает, как это делать.

31. В этом задании нужно выбрать среднюю соль и вещество, в итоге должен образоваться творожистый осадок желтого цвета.
Нам даны несколько солей, среди которых
— йодид калия и нитрат калия, которые не дают осадков (так как все соли калия растворимы);
— хлорид бария, который может давать осадки, но не желтого цвета;
— фторид серебра — то вещество, которое нам нужно (соль йодид серебра представляет собой желтый творожистый осадок):
KI + AgF = AgI↓ + KF — осталось оформить ее в ионно — обменном виде и задание готово.

Задание № 8 (Часть 2):

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: гидроксид магния, аммиак, хлорид железа (III), фосфат кальция, хлор, бромид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми протекает окислительно — восстановительная реакция с изменением цвета и выделением газа.

31. Из предложенного перечня веществ выберите среднюю соль и вещество, водный раствор которого вступает с этой солью в реакцию ионного обмена.

Решение:

30. В данном задании есть два газа, которые идеально подходят к параметрам условия — аммиак и хлор; они реагируют друг с другом с выделением чистого азота и хлорида аммония:
3Cl₂ + 8NH₃ = N₂ + 6NH₄Cl — в этой реакции происходит изменение цвета (хлор — желто-зеленый газ, азот — бесцветный).

31. Для решения этого задания рассмотрим все вещества:
— гидроксид магния (нерастворимое вещество), не подходит;
— фосфат кальция (нерастворимое вещество), не подходит;
— бромид калия (растворимое вещество), не подходит (все соли калия растворимы!);
— хлорид железа (III) (растворимое вещество), подходит — при взаимодействии с основанием дает осадок в виде гидроксида железа (III).

Но вот вопрос — разве в перечне есть основание? Есть — это гидроксид аммония (NH₄OH, или NH₃ * H₂O).

Если внимательно прочитать условие, то там написано «Допустимо использование водных растворов веществ», этим мы и воспользуемся (водный раствор аммиака это и есть гидроксид аммония):
FeCl₃ + 3NH₃ * H₂O = 3NH₄Cl + Fe(OH)₃ ↓ — выделяется бурый осадок гидроксида железа (III).
!Не забывай про правильное оформление ионно — обменного процесса

На сегодня все!