Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора. Кислород

Применение углекислоты для сварки

Плотность углекислого газа достаточно высока, что позволяет обеспечивать защиту реакционного пространства дуги от соприкосновения с газами воздуха и предупреждает азотирование металла шва при относительно небольших расходах углекислоты в струе. Низкий потенциал ионизации и теплопроводность способствуют образованию горячей зоны в центре столба дуги и как следствие более глубокое проплавление и меньшую ширину шва.

Молекула углекислого газа CO2, попадая в зону сварочной дуги распадается на атомарный кислород О и угарный газ СО. В результате происходит выгорание легирующих элементов металла сварочной ванны и окисление основного металла (возникает окалина, шлак и дым). Реакция окисления расплавленного металла сварного шва имеет следующий вид:

Fe CO2 = FeO CO

Ранее препятствием для применения углекислоты в качестве защитной среды являлось образование большого количества дефектов в сварных швах (преимущественно пор). Поры при сварке возникают в результате кипения затвердевающего металла сварочной ванны от выделения окиси углерода (СО) из-за недостаточной его раскисленности.

При этом поверхность сварного шва сильно окислена и имеет большое количество шлака ввиду окисляющей атмосферы внутри сварочной дуги. Помимо неудовлетворительного эстетического вида, при необходимости дальнейшего нанесения защитного покрытия потребуется дополнительная операция зачистки поверхности.

При высоких температурах углекислый газ диссоциирует с образованием весьма активного свободного, одноатомного кислорода:

CO2=CO O

Окисление металла шва выделяющимся при сварке из углекислого газа свободным кислородом нейтрализуется содержанием дополнительного количества легирующих элементов с большим сродством к кислороду, чаще всего кремнием и марганцем (сверх того количества, которое требуется для легирования металла шва) или вводимыми в зону сварки флюсами (сварка порошковой проволокой).

Как двуокись, так и окись углерода практически не растворимы в твердом и расплавленном металле. Свободный активный кислород окисляет элементы, присутствующие в сварочной ванне, в зависимости от их сродства к кислороду и концентрации по уравнению:

Мэ O = МэO, где Мэ — металл (марганец, алюминий или др.).

Кроме того, и сам углекислый газ реагирует с этими элементами. В результате этих реакций при сварке в углекислоте наблюдается значительное выгорание алюминия, титана и циркония, и менее интенсивное — кремния, марганца, хрома, ванадия и др.

Особенно энергично окисление примесей происходит при полуавтоматической сварке. Это связано с тем, что при сварке плавящимся электродом взаимодействие расплавленного металла с газом происходит при пребывании капли на конце электрода и в сварочной ванне, а при сварке вольфрамовым электродом — только в ванне.

Как известно, взаимодействие газа с металлом в дуговом промежутке происходит значительно интенсивнее вследствие высокой температуры и большей поверхности контактирования металла с газом. Для компенсации выгорания легирующих элементов в сварном шве, необходимо применять сварочную проволоку с повышенным содержанием раскислителей (кремния и марганца).

Уже давно известна зависимость, чем больше сила сварочного тока, тем больше размер капель расплавленного металла. В свою очередь увеличение размера капель электродного металла увеличивает разбрызгивание.

В настоящее время ввиду большого разбрызгивания металла сварочной ванны при сварке в углекислоте все чаще применяют сварочные смеси с аргоном. Производители сварочного оборудования не остались в стороне от данной проблемы и предусматривают специальный режим на сварочных полуавтоматах, при котором уменьшается эффект разбрызгивания.

Еще один путь решения данного вопроса – это использование специальных спреев или жидкостей, которые не позволяют прикипать брызгам к металлу свариваемой детали. В любом случае применение любого из данных методов с лихвой окупит затраты времени и расходных материалов на удаление брызг путем механической зачистки.

При сварке тонких деталей применением оптимальных режимов сварки возможно добиться короткозамкнутого переноса электродного металла и тем самым получить минимальное разбрызгивание. Например, при использовании сварочной проволоки ? 1 мм, силе сварочного тока 150 А и напряжения дуги 16-23 В происходит перенос металла небольшими каплями за счет поверхностного натяжения.

Для MAG сварки толстостенных конструкций целесообразно применение проволоки большого диаметра и, следовательно увеличение силы сварочного тока, увеличение разбрызгивания, что ведет к уменьшению скорости наплавки электродного металла. Для уменьшения разбрызгивания уменьшают скорость подачи сварочной проволоки.

Поэтому применение чистой углекислоты оказывает негативное влияние на производительность сварки и качества сварного шва. Углекислоту в качестве защитного газа рационально применять при сварке порошковой проволокой (FCAW) углеродистых сталей поскольку обеспечивается короткозамкнутый перенос и хорошее качество сварного шва.

Ввиду химической активности углекислого газа по отношению к вольфраму сварку в этом газе ведут только плавящимся электродом.

При выборе защитного газа стоит учитывать не только его стоимость, но и влияние потерь на разбрызгивание, последующую зачистку и общую трудоемкость процесса.

Угарный газ, свойства, физиологическое действие на организм. углекислый газ, угольная кислота и ее соли

Урок посвящен изучению свойств и способов получения некоторых неорганических соединений углерода. В нем рассмотрены такие вещества, как оксид углерода (II) (или угарный газ), оксид углерода (IV) (или углекислый газ), угольная кислота, а также карбонаты и гидрокарбонаты.

I. Оксид углерода(II) – СО (угарный газокись углеродамонооксид углерода)


Физические свойства: 

Бесцветный ядовитый газ без вкуса и запаха, горит голубоватым пламенем, легче воздуха, плохо растворим в воде. Концентрация угарного газа в воздухе 12,5—74 % взрывоопасна. 

Строение молекулы:

Формальная степень окисления углерода 2 не отражает строение молекулы СО, в которой помимо двойной связи, обра­зованной обобществлением электронов С и О, имеется дополнительная, образованная по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной пары электронов кислорода (изображена стрелкой):

Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

В связи с этим молекула СО очень прочна и способна вступать в реакции окисления-восстановления только при высоких темпера­турах. При обычных условиях СО не взаимодействует с водой, щелочами или кислотами.

Получение:

Основным антропогенным источником угарного газа CO в настоящее время служат выхлопные газы двигателей внутреннего сгорания. Угарный газ образуется при сгорании топлива в двигателях внутреннего сгорания при недостаточных температурах или плохой настройке системы подачи воздуха (подается недостаточное количество кислорода для окисления угарного газа CO в углекислый газ CO2). В естественных условиях, на поверхности Земли, угарный газ CO образуется при неполном анаэробном разложении органических соединений и при сгорании биомассы, в основном в ходе лесных и степных пожаров.

1) В промышленности (в газогенераторах):

Видео — опыт: «Получение угарного газа»

Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

C O2 = CO2  402 кДж

CO2  C = 2CO – 175 кДж

В газогенераторах иногда через раскалённый уголь продувают водяной пар:

С Н2О = СО Н2 – Q,

смесь СО Н2 – называется синтез – газом.

2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.): 

HCOOH  t˚C, H2SO4  H2O CO­

H2C2O4 t˚C,H2SO4  CO­ CO2­ H2O

Химические свойства:

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель;  

CO — несолеобразующий оксид

1) Взаимодействие с кислородом: 2C 2O   O2 t˚C →   2C 4O2

2) Взаимодействие с оксидами металлов: CO   MexOy = CO2   Me

C 2O CuO t˚C →    Сu C 4O2↑ 

3) Взаимодействие с хлором (на свету)

CO Cl2  свет → COCl(фосген – ядовитый газ)

4)* Взаимодействие с расплавами щелочей (под давлением)

CO NaOH P →  HCOONa (формиат натрия)

Влияние угарного газа на живые организмы:

Угарный газ опасен, потому что он лишает возможности кровь нести кислород к жизненно важным органам, таким как сердце и мозг. Угарный газ объединяется с гемоглобином, который переносит кислород к клеткам организма, в следствии чего тот становится непригодным для транспортировки кислорода. В зависимости от вдыхаемого количества, угарный газ ухудшает координацию, обостряет сердечно-сосудистые заболевания и вызывает усталость, головную боль, слабость, Влияние угарного газа на здоровье человека зависит от его концентрации и времени воздействия на организм. Концентрация угарного газа в воздухе более 0,1% приводит к смерти в течение одного часа, а концентрация более 1,2% в течении трех минут.

Применение оксида углерода:

Главным образом угарный газ применяют, как горючий газ в смеси с азотом, так называемый генераторный или воздушный газ, или же в смеси с водородом водяной газ. В металлургии для восстановления металлов из их руд. Для получения металлов высокой чистоты при разложении карбонилов.

II. Оксид углерода (IV) СO2 – углекислый газ


Учебный видео-фильм: “Углекислый газ”

Физические свойства: 

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H2O растворяется 0,9V CO(при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение. При обычной темпера­ту­ре и вы­со­ком дав­ле­нии ди­ок­сид уг­ле­ро­да сжи­жа­ет­ся. При его ис­па­ре­нии по­гло­ща­ет­ся так много теп­ло­ты, что часть ок­си­да уг­ле­ро­да (IV)пре­вра­ща­ет­ся в сне­го­об­раз­ную массу – «сухой лед» (Рис. 1).

Сухой лед

Рис. 1. Сухой лед

Бла­го­да­ря тому, что оксид уг­ле­ро­да (IV) не под­дер­жи­ва­ет го­ре­ния, им за­пол­ня­ют ог­не­ту­ши­те­ли.

Строение молекулы:

Углекислый газ имеет следующие электронную и структурную формулы —  Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.   O=C=O

Все четыре связи ковалентые полярные. 

Получение: 

1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка – в промышленности

CaCO3  t=1200˚C CaO   CO2­ 

2. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты – 

Опыт: “Получение углекислого газа в лаборатории”

CaCO(мрамор)  2HCl  CaCl2  H2O CO2­

NaHCO3   HCl  NaCl   H2O   CO2­

Способы собирания: вытеснением воздуха

Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

3. Сгорание углеродсодержащих веществ:

СН4  2О2  2H2O   CO2­

4. При медленном окислении в биохимических процессах (дыхание, гниение, брожение)

Химические свойства:

Видео: «Химические свойства углекислого газа»

Кислотный оксид:

1) С водой даёт непрочную угольную кислоту:

СО2  Н2О ↔ Н2СО3

2)Рреагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты: 

Na2O CO2  Na2CO3

2NaOH CO2  Na2CO3  H2O

NaOH CO2 (избыток)  NaHCO3 

3) При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства – окисляет металлы:  -СO  Me = MexOy   C

С 4O2  2Mg  t˚C 2Mg 2O C0

Видео: «Горение магния в углекислом газе»

Качественная реакция на углекислый газ:

Помутнение известковой воды Ca(OH)2 за счёт образования белого осадка – нерастворимой соли  CaCO3:

Ca(OH)2   CO2 → CaCO3 ↓  H2O

Применение углекислого газа:

Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

Видео: «Тушение пламени углекислым газом»

III. Угольная кислота и её соли


Химическая формула — H2CO3

Структурная формула – все связи ковалентные полярные: Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

Кислота слабая, существует только в водном растворе, очень непрочная, разлагается на углекислый газ и воду:

CO2   H2O ↔ H2CO

Опыт: «Разложение угольной кислоты»

Опыт: «Получение угольной кислоты»

Химические свойства:

Для угольной кислоты характерны все свойства кислот.

1) Диссоциация – двухосновная кислота, диссоциирует слабо в две ступени, индикатор — лакмус краснеет в водном растворе:

H2CO3 ↔ H    HCO3(гидрокарбонат-ион)

HCO3 ↔ H    CO32- (карбонат-ион)

2) с активными металлами

H2CO3   Ca = CaCO3   H2

3) с основными оксидами

H2CO3   CaO = CaCO3   H2O

4) с основаниями

H2CO3(изб)  NaOH = NaHCO3  H2O

H2CO3  2NaOH = Na2CO3  2H2O

5) Очень непрочная кислота – разлагается

Соли угольной кислоты – карбонаты и гидрокарбонаты

Угольная кислота образует два ряда солей: 

  • Средние соли — карбонаты Na2СO3, (NH4)2CO3
  • Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты NaHCO, Ca(HCO3)2

В природе встречаются:

CaCO3

Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.Газ хлор, физические свойства хлора, химические свойства хлора.

Мел                                                                    Мрамор                                    Известняк

NaHCO3 – питьевая сода

K2CO3(поташ, в золе растений)

Na2CO3 – сода, кальцинированная сода

Na2COx 10H2O – кристаллическая сода

Физические свойства:

Все карбонаты – твёрдые кристаллические вещества. Большинство из них в воде не растворяются. Гидрокарбонаты растворяются в воде.

Химические свойства солей угольной кислоты:

Общие свойства солей:

1) Вступают в реакции обмена с другими растворимыми солями                  

Na2CO3   CaCl2 = CaCO3↓ 2NaCl

2) Разложение гидрокарбонатов при нагревании

NaHCO3 t˚C  Na2CO3   H2O   CO2

3) Разложение нерастворимых карбонатов при нагревании

CaCO3 t˚C  CaO  CO2

4) Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

Опыт: «Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов»

гидрокарбонаты в карбонаты

Me(HCO3)n  Me(OH)→ MeCO3 H2O

Me(HCO3)n t˚C → MeCO3↓ H2O CO2

карбонаты в гидрокарбонаты

MeCO3 H2O CO2= Me(HCO3)n

Специфические свойства:

1) Качественная реакция на CO32-  карбонат – ион «вскипание» при действии сильной кислоты: 

Na2CO3  2HCl = 2NaCl   H2O   CO2­↑

IV. Задания для закрепления


Задание №1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс для каждой из реакций, укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель:

CO2  C = 

C H O =

С O O2 =

CO Al2O3 =

Задание №2. Вычислите количество энергии, которое необходимо для получения 448 л угарного газа согласно термохимическому уравнению 

CO2  C = 2CO – 175 кДж

Задание №3.  Закончите уравнения осуществимых химических реакций:

CO 2 KOH =

CO Al =

H2CO3 K2SO4 =

CO2( изб ) NaOH =

С O2 Na2O =

CaCO3 CO2  H2O =

CO2 Ca(OH)2 =

CO CaO =

CO2 H2SO4 =

Ca(HCO3)2 Ca(OH)2=

H2CO3 NaCl =

C ZnO =

Задание №4. Осуществите превращения по схеме:

1) Al4C3→ CH4→ CO2→ CaCO3→ Ca(HCO3)2→ CaCO3

2) Ca → CaC2→ Ca(OH)2→ CaCO3→ CO2→ C

3) CO2 → H2CO→ Na2CO3 → CO2

4) CaCO3 → CO2 → NaHCO3 → Na2CO3

Задание №5. Решите задачи

1.Какой объём углекислого газа выделится при обжиге карбоната кальция массой 200 г

2. Сколько угольной кислоты можно получить при взаимодействии 2 л углекислого газа (н.у.) с водой, если выход кислоты составил 90% по сравнению с теоретическим.

Интерактивное задание LearningApps.org по теме:“Соединения углерода”

ЦОРы


Видео — опыт: «Получение угарного газа»

Учебный видео-фильм: “Углекислый газ”

Видео-опыт: ”Получение углекислого га в лаборатории

Видео:«Химические свойства углекислого газа»

Видео:«Горение магния в углекислом газе»

Видео:«Тушение пламени углекислым газом»

Опыт: «Разложение угольной кислоты»

Опыт:«Получение угольной кислоты»

Опыт: «Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов»

Углерод, химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

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 горятна 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 иуглерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P       5Cl2   →  2PCl5

2P      3Cl2   →  2PCl3

2F2      C   →   CF4

1.4. При взаимодействии с металламигалогены 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.)

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.

Фтороводородпрактически 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     H2SO4(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

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий