Фтор и его соединения

Фтор – самый сильный окислитель из всех простых веществ; непосредственно он не соединяется только с N₂, He, Ne, Ar, а также при обычных условиях – с O₂.

Химические свойства

1. Взаимодействие с металлами

Me +F₂ → Me^+xF_x^1- (фториды)

а) со щел. Ме. – со взрывом

б) с большинством Ме. – воспламенение

в) с малоактивными – при нагревании(при высокой Т даже Pt горит в атмосфере F₂)

2. Взаимодействие с неметаллами

S + 3F₂= SF₆ (реакция протекает даже при охлаждении жидким N₂)

2P + 5F₂ = 2PF₅ (реакция протекает даже при охлаждении жидким N₂)

H₂ + F₂= 2HF (даже в темноте – со взрывом)

3. Взаимодействие с водой

Фтор нельзя растворить в воде и получить «фторную воду», так как он активно разлагает воду. Среди продуктов реакции обнаруживаются: фториды кислорода OF₂, O₂F₂; пероксид водорода H₂O₂; кислород, озон, фтороводород.

2F₂ + H₂O = OF₂ + 2HF

2F₂ + 2H₂O = O₂ + 4HF

4. Взаимодействие с SiO₂

Кварц загорается в атмосфере F₂

2F₂ + SiO₂ = SiF₄ + O₂

Фтороводород HF

Физические свойства: cамое прочное вещество среди HHal, образовано сильнополярными молекулами. По сравнению с другими HHal имеет аномально высокие T_пл. и T_кип. Причина – объединение молекул в прочные ассоциаты (HF)_n водородными связями: …H⁺ - F^- - …H⁺ - F^- …

Фтороводород – бесцв. легкоподвижная и легкоиспаряющаяся жидкость с резким, удушающим запахом.

Водный р-р hf – плавиковая кислота (фтороводородная к-та)

Фтороводород обладает неограниченной растворимостью в воде; образующийся раствор имеет свойства слабой кислоты. Название «плавиковая кислота» получила из-за способности растворять кварц, стекло и все силикаты.

Химические свойства

1. Взаимодействие с металлами

Проявляет все свойства, характерные для класса кислот. Некоторые металлы не растворяются в плавиковой кислоте, так как образующиеся малорастворимые фториды образуют на поверхности металла защитную пленку.

Очень эффективным растворителем металлов является смесь HF и HNO₃, в которой HNO₃ играет роль окислителя, а HF - комплексообразователя:

8HF + 2 HNO₃ + W = H₂[WF₂] + 2NO↑ + 4H₂O

2. Взаимодействие с Si, SiO₂ - специфическое свойство HF

Нерастворимый в воде и в кислотах кремний реагирует с HF и HF+HNO₃

Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂ ↑

3Si + 12HF + 4HNO₃ = 3SiF₄ + 4 NO ↑ + 8H₂O

Оксид кремния SiO₂ не реагирует с водой и всеми кислотами, кроме плавиковой, в которой он медленно растворяется:

SiO₂ + 6HF = H₂SiF₆ + 2H₂O

Получение HF

Синтез из простых веществ: H₂ + F₂ = 2HF

Действие конц. H₂SO₄ на фториды металлов: CaF₂ + H₂SO₄ CaSO₄ + 2HF ↑

Краткая характеристика соединений брома и йода

Физические свойства

Br₂ при обычной Т – буровато-коричневая тяжелая жидкость, образующая ядовитые пары красно-бурого цвета с резким запахом. Растворимость в воде брома выше, чем у хлора. Насыщенный раствор Br₂ в воде называют «бромной водой».

Свободный I₂ при обычной Т - черно-серое с фиолетовым оттенком твердое вещество, имеет заметный металлический блеск. Йод легко возгоняется, обладает своеобразным запахом (пары йода, как и брома, очень ядовиты). Растворимость I₂ в воде наименьшая среди всех галогенов, но он хорошо растворяется в спирте и других органических растворителях.

Способы получения

1. Бром и йод извлекают из морской воды, подземных рассолов и буровых вод, где они содержатся в виде анионов Br¯ и I¯. Выделение свободных галогенов осуществляют с помощью различных окислителей, чаще всего пропускают газообразный хлор:

2NaI + Cl₂ = I₂ + 2NaCl

2NaBr + Cl₂ = Br₂ + 2NaCl

2. В лабораторных условиях для получения I₂ и Br₂ используют, например, следующие реакции:

2NaBr + MnO₂ + 2H₂SO₄ = Br₂ ↑ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O

6HBr_(газ) + H₂SO_{4 (конц.)} = 3Br₂ ↑ + S ↓ + 4H₂O

6HI_(газ) + H₂SO_{4 (конц.)} = 3I₂ ↑ + SO₂ ↓ + 2H₂O

Химические свойства

По химическим свойствам бром и йод сходны с хлором. Различия связаны, главным образом, с условиями протекания реакций. Отметим некоторые важные особенности химических реакций с участием Br₂ и I₂.

Br₂ - очень сильный окислитель

Бром – жидкость, в отличие от газообразного Cl₂ , поэтому концентрация молекул в нем выше. Этим объясняется более сильное окисляющее действие жидкого брома. Например, при соприкосновении с ним железа и алюминия происходит возгорание даже при обычной Т.