高中化学竞赛稀有气体卤素Word文档下载推荐.docx
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2XeF2+2H2O=2Xe+4HF+O2(将水氧化)
6XeF4+12H2O=2XeO3+4Xe+3O2+24HF(XeF4一半发生岐化反应,一半将水氧化)
XeF4+2SF4=2SF6+Xe(作为氟化剂)
XeF6+H2O=XeOF4+2HF(部分水解)
XeF6+3H2O=XeO3+6HF(完全水解)
XeF2、XeF4、XeF6均能给出氟离子,与含氟的路易斯酸(如SbF5、AsF5等)生成含氟阴离子的配合物,如XeF6+PtF5=XeF5+PtF6—。
氙的含氧化合物有氧化物、含氧酸及其盐等。
氧化物有XeO3和XeO4,均不稳定,易发生爆炸式的分解,如2XeO3=2Xe+3O2,XeO4=Xe+2O2。
二、卤族元素
1.卤族元素简介:
卤族元素包括氟(F),氯(Cl),溴(Br),碘(I),砹(At),价层电子构型为ns2np5,其中砹是放射性元素。
卤素的价层电子构型均为ns2np5,容易获得一个电子成为一价负离子。
和同周期元素相
比,卤素的非金属性是最强的。
非金属性从氟到碘依次减弱。
碘稍有某些金属性,可以生成碘盐,如碘酸碘:
I(IO4)3。
卤族元素的性质
性质
氟
氯
溴
碘
原子序数
9
17
35
53
价层电子构型
2s22p5
3s23p5
4s24p5
5s25p5
常见氧化数
-1
-1,+1,+3,+5,+7
熔点(℃)
-219.7
-100.99
-7.3
113.5
沸点(℃)
-188.2
-34.03
58.75
184.34
原子半径(pm)
67
99
114
138
X-离子半径(pm)
133
181
196
220
X-X键离解能(kJ·
mol-1)
155
240
190
199
第一电离能I1(kJ·
1680
1260
1140
1010
电负性
3.98
3.16
2.96
2.66
卤族元素在自然界中都以化合态形式存在。
氟的主要矿物有萤石(CaF2)、冰晶石(Na3AlF6,六氟合铝酸钠)、氟磷灰石(Ca5(PO4)3F);
氯主要以氯化钠的形式在海水、盐湖、岩盐矿中大量存在;
在海水晒制食盐后的卤水中含有较大浓度的的溴化钾、溴化钠等,可以用来提取溴单质;
碘在某些海藻类植物中存在,海藻灰是提取碘的重要原料。
2.卤族单质
2.1物理性质:
卤素单质的一些物理性质,如熔点、沸点、颜色和聚集状态等随着原子序数增加有规律的变化。
在常温下,F2、Cl2为气体,Br2是易挥发的液体,I2是固体,这是范德华力(主要是色散力)依次增大的缘故。
固态I2加热易升华,I2蒸气呈紫色。
所有卤素均有刺激性气味,刺激性从Cl2
至I2依次减小。
卤素单质均有毒,且毒性依次减弱,F2有剧毒。
卤素单质均有颜色,随着分子量的增大,其颜色依次加深,由淡黄绿色、黄绿色、红棕色到紫色,反应卤素单质对光的最大吸收向长波方向移动的趋势。
卤素在有机溶剂,如乙醚、四氯化碳、乙醇、氯仿等非极性的溶剂中的溶解度比在水中要大得多,这是“相似者相溶”的缘故。
I2难溶于水,但易溶于碘化物溶液中,形成易溶于水的I3-:
I2+I-
I3-(棕色)。
2.2化学性质:
卤族元素原子易结合1个电子达到8电子稳定结构,在同周期元素中非金属性最强。
氟是所有元素中非金属最强的元素,在形成化合物时只能显—1价。
卤族单质的分子中只有一个共价单键,键能大小如下:
卤素单质键能(kJ/mol)
F—F
Cl—Cl
Br—Br
I—I
243
193
151
氟原子半径很小,在主族元素中仅大于氢,F2中孤对电子之间有较大的排斥力,虽然氟的半径小于氯,但F-F键能(155kJ·
mol-1)却比Cl-Cl(243kJ·
mol-1)小,而从氯到碘,X-X键能是逐渐减小的。
氟与其他元素形成的化学键都很强,而且F-F键能较小,容易断裂,所以氟气参加的反应都是比较剧烈的,氟是最容易与稀有气体元素Xe反应形成的化合物的元素。
卤族元素中除氟
只有负一价和零氧化态外,其它元素均能形成氧化态从—1到+7氧化态的物质,能形成丰富多彩的化合物。
F2是最活泼的非金属,能与除了He、Ne、Ar外的所有单质化合,Cl2和Br2能与大多数单质化合,但是反应不如F2强烈,I2的活泼性相对较差。
卤素与水可发生如下反应:
X2+H2O
HX+HXO(X≠F),2F2+2H2O=4HF+O2。
卤素与碱发生如下歧化反应:
2X2+2NaOH=NaX+NaXO+H2O(X≠F),2F2+2NaOH=2NaF+OF2+H2O
卤素离子可发生如下归中反应:
X—+XO—+2H+=X2+H2O(X≠F)。
2.3单质的制备:
卤素在自然界中都以化合态形式存在,从卤素化合物中制取卤族单质,一般是由卤素阴离子X—氧化得到。
X—的还原性和X2的活泼性大小决定了不同卤族单质制备的方法。
(1)F2的制备:
F2的活泼性非常强,F—的还原性非常弱,F—很难被氧化。
工业上和实验室中都
采用电解熔融的氟氢化钾和氟化氢的混合物的方法制备F2。
阳极:
2F——2e-=F2
阴极:
2HF2—+2e-=H2+4F—
电解总反应:
2HF2—=H2+F2+2F—
直到1986年,化学家才首次用化学方法制得F2:
4KMnO4+4KF+20HF=4K2MnF6+10H2O+3O2
SbCl5+5HF=SbF5+5HCl
2K2MnF6+4SbF5
4KSbF6+2MnF3+F2
(2)Cl2的制备:
工业上氯气常用电解饱和食盐水的方法。
实验室可以用二氧化锰、高锰酸钾、氯酸钾等氧化剂氧化盐酸制备。
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O
MnO2+2NaCl+3H2SO4=MnSO4+2NaHSO4+Cl2+H2O
2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O
(3)Br2、I2的制备:
溴单质和碘单质可用氯气氧化溴离子和碘离子制得。
因卤水Br—浓度太小,可用空气将生成的Br2吹出,以浓Na2CO3溶液吸收,再酸化溶液得到单质溴:
3Br2+3CO32—=5Br—+BrO3—+3CO2,5Br—+BrO3—+6H+=3Br2+3H2O
实验室可用MnO2在酸性介质中氧化溴化物来制备单质溴:
MnO2+2KBr+3H2SO4=MnSO4+2KHSO4+Br2+2H2O
亚硫酸氢钠溶液还原碘酸钠溶液可以得到碘单质:
2NaIO3+5NaHSO3=3NaHSO4+I2+H2O。
氯气氧化碘离子时,应避免通入过量的氯气,以防止氯气将碘单质继续氧化为碘酸:
I2+5Cl2+6H2O=2HIO3+10HCl
2.4卤族单质用途:
单质氯用于制造漂白粉、漂白织物、合成含氯化合物、饮水消毒、合成塑料和农药等。
溴是制汽油抗爆剂、照相感光剂、药物、农药等得原料。
碘在医药中用于药剂和消毒杀菌剂,食盐中添加碘盐(KIO3、Ca(IO3)2等)来消灭碘缺乏病。
3.卤化氢和氢卤酸
3.1物理性质:
卤化氢都是无色、有刺激性气味的气体,极易溶于水,在空气中与水蒸气结合生成白雾。
卤化氢的水溶液称为氢卤酸。
氟化氢的熔、沸点高于同族元素的氢化物,是由于HF分子之间存在
氢键的原因。
3.2化学性质:
氢卤酸在水溶液中电离出氢离子和卤离子,酸性和卤离子的还原性是其主要特征。
随着卤离子半径增大,氢卤键键能减小,越容易在水分子的作用下发生电离,从而氢卤酸酸性随原子序数的增加而递增,除氢氟酸外的氢卤酸都是强酸。
随着原子序数的递增,卤离子还原性增强。
氢碘酸在常温下即可被氧气氧化,放置于空气中产生浑浊:
4HI+O2=2H2O+I2。
氢溴酸与氧气反应的进行得很慢,氢氯酸不能被空气中的氧气氧化。
3.3卤化氢的制备:
制备卤化氢主要有三种方法:
(1)单质直接合成:
卤素与氢气直接化合制备卤化氢。
只有氯化氢的直接合成法具有工业意义。
(2)复分解反应:
用高沸点酸(浓硫酸、浓磷酸)和固体卤化物制备HX。
制备氟化氢以及少量氯化氢时,可用浓硫酸与相应的卤化物(如萤石CaF2、NaCl等)作用,加热使卤化氢气体从混合物中逸出:
NaCl+H2SO4(浓)ΔNaHSO4+HCl↑
NaCl+NaHSO4>
500℃Na2SO4+HCl↑
浓硫酸和溴化物、碘化物作用虽然有类似反应,但由于HBr、HI的还原性增强,能被浓硫酸氧化成单质溴或碘,同时生成SO2或H2S:
2HBr+H2SO4(浓)=SO2+Br2+2H2O
8HI+H2SO4(浓)=H2S+4I2+4H2O
因此,不能用浓硫酸和溴化物或碘化物的反应来制备HBr或HI,须改用非氧化性的酸,如磷酸,代替浓硫酸:
NaBr+H3PO4=NaH2PO4+HBr。
(3)卤化磷的水解反应:
实验室中还常用非金属卤化物水解的方法制备溴化氢和碘化氢:
PBr3+3H2O=H3PO3+3HBr
在实际应用时,只须将溴或碘与红磷混合,再将水逐渐加入该混合物中,就可制得HBr或HI:
3Br2+2P+6H2O=2H3PO3+6HBr
3I2+2P+6H2O=2H3PO3+6HI
3.4氟化氢的特殊性:
(1)反常高的熔、沸点,氟化氢的熔、沸点在卤化氢中为最高;
(2)HF可以通过氢键与活泼金属的氟化物形成各种“酸式盐”,如KHF2(KF·
HF)等;
(3)氢氟酸是弱酸,在0.1mol·
L-1的溶液中,电离度仅为10%;
(4)氢氟酸能与二氧化硅或硅酸盐反应,一般生成气态的SiF4:
SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O
CaSiO3+6HF=SiF4↑+CaF2
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- 高中化学 竞赛 稀有气体 卤素