tính chất hóa học của Flo, clo, brom, iot, cacbon

Chia sẻ: Nguyễn Văn Linh Linh | Ngày: | Loại File: DOCX | Số trang:5

1
770
lượt xem
106
download

tính chất hóa học của Flo, clo, brom, iot, cacbon

Mô tả tài liệu
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Halogen. Khí lục nhạt, chất lỏng có màu vàng nhạt. Tan trong HF l ỏng. Ch ất oxi hóa m ạnh nh ất, ở đi ều ki ện thường phản ứng mãnh liệt với kim loại, phi kim (trừ He, Ne, Ar), n ước, axit,

Chủ đề:
Lưu

Nội dung Text: tính chất hóa học của Flo, clo, brom, iot, cacbon

  1. F2 – Flo Halogen. Khí lục nhạt, chất lỏng có màu vàng nhạt. Tan trong HF l ỏng. Ch ất oxi hóa m ạnh nh ất, ở đi ều ki ện thường phản ứng mãnh liệt với kim loại, phi kim (trừ He, Ne, Ar), n ước, axit, kiềm, amoniac. Tạo nên nhiều hợp chất với halogen. M = 37,996; d (l) = 1,108(-189); = 1,696 g/l (đktc); o Tnc = -219,699 C; ts = -188,2oC. 1. F2 → 2F0 (trên 8000C hay phóng điện) 2. F2 + H2O (nước đá) → HOF + HF (đến 0oC) 3. F2 + H2O → 2HF + Oo (t thường, tạp chất O3) o F2 + nO → OnF2 (n = 1- 8) 4. 4F2 + 6NaOH (loãng) → OF2 + 6NaF + 3H2O + O2 5. 2F2 + 4HClO4 → 4ClO3F + O2 + 2H2O (tạp chất ClO3(OF)] + F2 + HNO3 (khan) → (NO2 )OF (t thường) 6. F2 + H2 → 2HF (từ -250oC đến t thường, trg tối) 7. F2 + O2 → O2F2 (-183oC, phóng điện) 8. 5F2 + E2 → 2EF5 (E = Cl,Br, 200oC; E = I, t thường) 9. 3F2 + S → SF6 (t thường) 10. 3F2 + N2 → 2NF3 (phóng điện) 11. F2 + Xe → XeF2 (400oC, p) 12. F2 + 2Na → 2NaF, 3F2 + 2Sb = 2SbF3 (t thường) 13. F2 + 2NaCl → 2NaF + Cl2 14. 3F2 + 8NH3 (k) → N2 + 6NH4F (NH3 cháy trg F2, 130 – 140oC) 15. 2F2 + SiO2 → SiF4 + O2 (t thường) 16. 2F2 + 2Na2CO3→4NaF + 2CO2 + O2 (t thường) 17. F2 + 2KHSO4 → K2S2O6(O2) + 2HF (t thường, tạp chất KSO3F, KHSO3(O2)] Cl2 – Clo Halogen. Khí lục màu vàng, bền nhiệt. Khi bão hòa khí clo vào nước được làm lạnh, tạo nên hợp chất bao rắn. Tan nhiều trong nước, bị phân hóa một mức độ lớn (n ước clo). Tan trong cacbon tetraclorua, SiCl4 lỏng, TiCl4 lỏng. Tan ít trong dung dịch NaCl bão hoà. Không phản ứng với oxi. Phản ứng với kiềm. Chất oxi hóa mạnh, phản ứng mãnh liệt với kim loại và phi kim. Tạo hợp chất với các halogen khác. M = 70,906; d = 1,9(-102); d(l) = 1,557(-35); = 3,214; Tnc = -101,03oC; ts = -34,1oC; t = 229,9(0);68,3(80). 1. Cl2 → 2Cl0 (trên 1500oC) 2. 8Cl2.46H2O → 8Cl2 (bão hòa) + 46H2O (0 – 9,6oC) 3. Cl2 + nH2O → Cl2.nH2O; Kc = 0,062 (t thường) Cl2.nH2O (dd) → HCl + HClO + (n-1)H2O pKc = 3,38 4. 2Cl2 + 2H2O → 4HCl + O2 (dưới ánh sáng hay đun sôi, chậm) 5. Cl2 + 2NaOH (nguội) = NaCl + NaClO + H2O 6. 3Cl2 + 6NaOH →5NaCl + NaClO3 + 3H2O (đun sôi) 7. Cl2 + H2 → 2HCl (đốt H2 trong Cl2 hay trong t thường , dưới ánh sáng) Những quá trình cơ bản: Cl2 = 2Cl0 Cl0 + H2 = HCl + H0 H0 + Cl2 = HCl + Cl0 8. Cl2 ClF, ClF3 , ClF5 (200 – 400oC)
  2. 9. Cl2 + E2 → 2ECl (00C, E = Br, t thường - E = I) 10. Cl2(ẩm) + 2Na → 2NaCl ( t thường) 3Cl2 + 2M → 2MCl3 ( t thường, M=Sb; trên 2500C, M = Fe) 11. 3Cl2 + 2P (đỏ) → 2PCl3 (đốt trg Cl2) 12. Cl2 (loãng) + 2NaI (nguội) → 2NaCl + I2 3Cl2 (đặc) + NaI (nóng) + 3H2O → 6HCl + NaIO3 13. Cl2 + 3H2O2 (đặc) → 2HCl + 2H2O + 2O2 14. 2Cl2 + 2H2O (hơi) + C (cốc) → CO2 + 4HCl (500- 6000C) 2Cl2 + 2C(cốc) + TiO2 → TiCl4 + 2CO (900oC) 15. Cl2 + 2AgClO3 (bão hòa) → 2AgCl + O2 + 2ClO2 Cl2 + 2(NaClO2.3H2O) → 2NaCl + 2ClO2 + 6H2O (t thường) 16. 3Cl2 + NH4Cl (bão hòa) → Cl3N + 4HCl (60 – 700C) 17. Cl2 + KCl (đặc) → K[Cl(Cl)2] 18. 2Cl2 + H2O + HgO → HgCl2 + 2HClO (0 – 50C) 2Cl2 + HgO → HgCl2 + Cl2O (0oC) Br – Brom Halogen. Chất lỏng đỏ thẩm, nặng, khí nâu đỏ. Brom lỏng tan ít trong n ước. Khi bão hòa n ước đ ược làm l ạnh, tạo nên hợp chất bao rắn. Ở điều kiện thường tan vừa phải trong nước và bị phân hóa m ột mức đ ộ không l ớn (n ước brom). Độ tan tăng lên khi có mặt bromua và clorua kim loại kiềm, gi ảm xu ống khi có m ặt sunfat. Tr ộn l ẫn vô h ạn v ới cacbon đisunfua, cacbon tetraclorua, phản ứng với kiềm. Chất oxi hóa m ạnh. Tạo hợp chất v ới các halogen khác. M = 159,808; d(l) = 3,12(20); tnc = -7,25oC; ts = +59,82oC; Kt = 3,58(20); 3,45(40). 1. 6Br2.46H2O → 6Br2 (b.hòa) + 46H2O (0 – 6oC) 2. Br2 (l) + nH2 → Br2.nH2O (dd) ; Kc = 0,21 (20 – 40oC) Br2.nH2O (dd) → HBr + HBrO + (n-1)H2O; pKc = 8,14 3. 2Br2 (dd) + 2H2O → 4HBr + O2 (dưới ánh sáng hay đun sôi) 4. Br2 + NaOH (loãng) → NaBr + NaBrO + H2O (0 – 5oC) 3Br2 + 6NaOH (đặc) → 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O (50 – 80oC) 3Br2 + 3Na2CO3 (đặc, nóng) → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 5. 3Br2 + 8(NH3.H2O) [loãng] → 6NH4Br + N2 + 8H2O (40 – 50oC) 3Br2 + 10NH3 (l) →Br3N.6NH3 + 3NH4Br (-75oC) 6. Br2 + H2 → 2HBr (350oC, x.tác Pt) 7. Br2 + 3F2 → 2BrF3 (-40 C, trg CCl3F lỏng) o Br2 + F2 → 2BrF (đến 0oC) Br2 + 5F2 → 2BrF5 (200oC) 8. Br2 + Cl2 → 2BrCl (0oC) Br2 + 5Cl2 + 6H2O (nóng) → 2HBrO3 + 10HCl 9. Br2 + I2 → 2IBr (45oC, trg khí quyển N2) 10. 3Br2 + 2P (đỏ) + 6H2O → 2H2(PHO3) + 6HBr (100 – 150oC) 3Br2 + S + 4H2O → H2SO4 + 6HBr 11. Br2 (dd) + H2S (b.hòa) →2HBr + S 12. Br2 + 2NaI → 2NaBr + I2 13. 4Br2 + 4H2O + BaS →BaSO4 + 8HBr Br2 + SO2 + 2H2O → 2HBr + 2H2SO4 14. 2Br2 + H2O + HgO → 2HBrO + HgBr2 (0 – 5oC) 3Br2 + 5AgBrO3 + 3H2O → 5AgBr + 6HBrO3 15. Br2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2NaBr + Na2SO4 + H2O 4Br2 + Na2SO3S + 10NaOH = 2Na2SO4 + 8NaBr + 5H2O 16. Br2 + H2O + KNO2 = 2HBr + KNO3 17. Br2 + Cl2 + 2CsCl (đặc) = 2Cs[BrCl2] 18. Br2 + CsBr (đặc) = Cs[Br(Br)2] 19. Br2 + 4O3 = Br2O4 (vàng) + 4O2 (-50oC, trg CCl3F lỏng)
  3. Br2O4 Br2O, Br3O8? (trắng), Br2, O2 (chậm, -40oC, c.không) Br2O4 Br2O3 (vàng), Br2, O2 (chậm, -4oC, c.không) 20. 7Br2 + BrF5 + 5EF5 = 5(Br3+)[EF6] (nâu) (-196oC; E = As, Sb) 21. Br2 (k) 2Bro (trên 1200oC) I – Iot 2 Halogen. Đen tím, có ánh kim, bay hơi. Tan ít trong n ước, m ột l ượng vô cùng bé(so v ới Cl 2 và Br2) bị phân hóa. Tan nhiều trong dung môi hữu cơ (dung dịch có màu tím ho ặc nâu), trong dung d ịch n ước c ủa iođua kim loại (nhờ sự tạo phức, nước iot), trong SO 2 lỏng. Chất khử yếu, chất oxi hóa; phản ứng với axit sunfuric đặc, axit nitric đặc, cường thủy, kim loại, phi kim, dung d ịch đihiđro sunfua. T ạo h ợp ch ất v ới các halogen khác. M = 253,808; d = 4,93; tnc = 113,5oC; ts = 184,35oC; Kt = 0,029(20); 0,22(80). 1. I2 (r) + H2O HI + HIO; pKc = 15,59. I2 + HIO = I2.HIO (hay I2.IOH) (dd). 2. 3I2 + 10HNO3 (loãng) = 6HIO3 + 10NO + 2H2O (đun sôi). I2 + 10HNO3 (đặc, nóng) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O 3. 3I2 + 2HNO3 (đặc) + 6HCl (đặc) = 6ICl + 2NO + 4H2O (60 – 80oC). 4. I2 + 2NaOH (loãng) = NaI + NaIO + H2O (0oC). 3NaIO (dd) = 2NaI + NaIO3 (t thường). 5. 3I2 + 6NaOH (nóng) = 5NaI + NaIO3 + 3H2O. 6. 3I2 + 4(NH3.H2O) = I3N + 3NH4I + 4H2O. 7. I2 + H2 = 2HI (500oC, x.tác Pt). 8. I2 (huyền phù) + 3F2 = 2IF3 (-45oC, trg CCl3F lỏng). I2 + 5F2 = 2IF5 (t thường). I2 (huyền phù) + IF3 = 3IF (-40oC, trg CCl3F lỏng). 9. I2 + E2 = 2IE (t thường, E = Cl; 45oC, E = Br). I2 + 3Cl2 = I2Cl6 (-78oC). 10. I2 + 5E2 + 6H2O (nóng) = 2HIO3 + 10HE (E = Cl, Br). 11. 2I2 + 9O3 = I(IO3)3 + 9O2 (150 – 200oC). I2 + 5O3 + H2O = 2HIO3 + 5O2 (t thường). 12. 5I2 + 2P(đỏ) + 8H2O = 2H3PO4 + 10HI (50 – 60oC). 13. I2 + 2Na = 2NaI . (trên 100oC). 3I2 + 2Al = 2AlI3 (t thường, x.tác H2O) . 14. I2 + KI (đặc) = K[I(I2)] (dd) 15. I2 + 2HEO3 = 2HIO3 + E2 (E = Cl, Br). I2 + 2HEO4(đặc) + 4H2O = 2H5IO6 + E2 16. 7I2 + 5Cl2O7 (l) = 7I2O5 + 5Cl2. 17. 2I2 (huyền phù) + H2O + HgO = 2HIO + HgI2 (0 – 2oC). 18. I2 + 7KrF2 = 2IF7 + 7Kr (t thường). I2 + 5NaClO + 2NaOH = 5NaCl + 2NaIO3 + H2O, I2 + 5H2O2 (đặc, nóng) = 2HIO3 + 4H2O. 19. I2 (huyền phù) + H2S (bão hòa) = 2HI + S , I2 + SO2 + 2H2O = 2HI + H2SO4, I2 + 2Na2SO3S (dd) = 2NaI + Na2S4O6. 20. I2 + H(PH2O2) + H2O = H2(PHO3) + 2HI. 21. I2 + 3F2 + 2MF = 2M[IF4] (M = Rb, K, Cs). 22. I2 + Cl2 + 2MCl (đặc) = 2M[ICl2] (đun sôi, M = K, Rb,Cs). I2 + Br2 + 2MBr (đặc) = 2M[IBr2] (M = K, Cs). 23. 2I2 + 3I2O5 + 10H2SO4 (đặc) = 10(IO+)HSO4 (vàng) + 5H2O. 24. 3I2 (l) I3+ + [I(I)2]-, I2 (r) 2Io (trên 9000C). O2 – Đioxi
  4. Phi kim. Khí không màu, lỏng màu lam nhạt, rắn màu chàm. O 2 lỏng sôi ở nhiệt độ cao hơn N2. Một thành phần của không khí: O2 20,95%(thể tích), 23,15% (khối lượng) [ M(không khí) = 28,966, (không khí) = 1,293 g/l (đktc)]. Tan ít trong nước (hơi nhiều hơn nitơ). Có khả năng phản ứng, đặc biệt ở nhiệt độ cao, phản ứng với đa số kim loại và phi kim, oxi hóa nhiều chất vô cơ. Bị hấp thụ hóa học trên muội Pt , than hoạt tính. Chất oxi hóa rất hoạt động hóa học là O nguyên tử ( hơn O 3) được tạo nên khi nhiệt phân nhiều hợp chất hoặc sinh ra từ O2 phân tử trực tiếp trong vòng phản ứng. Oxi thiên nhiên gồm có đồng vị 16O ( và tạp chất 17O, 18O ). Điều chế trong công nghiệp bằng chưng cất phân đoạn không khí lỏng ở nhiệt độ thấp, điện phân nước, điện phân kiềm nóng chảy. M = 31,998 ; d(r) = 1,288(-219) ; d(l) = 1,14(-183) ; = 1,42895 g/l (đktc) ; tnc = -218,7oC; ts = -182,962oC; t = 4,89(0) , 3,10(20) , 1,78(80). 1. O2 2O0 (phóng điện, chiếu tia tử ngoại). 0 O2 + O O3. 2. O2 + H2 { HO2, H2O2, H2O3, H2O4}. (-1960C, phóng điện). 3. O2 + 2H2 = 2H2O (550oC, đốt cháy H2 trong O2). Những quá trình cơ bản: O2 + H2 = 2OH0, OH0 + H2 = H2O + H0. 0 0 0 H + O2 = OH + O , O0 + H2 = OH0 + H0. 4. O2 + 2H0 (Zn, HCl loã.) = H2O2. 5. O2 + F2 = O2F2 . (-1830C, phóng điện). O2 + N2 2NO. ( phóng điện). 6. O2 + S = SO2 . (cháy trong không khí). 5O2 + 4P (đỏ) = P4O10. (cháy trong không khí). 7. O2 + C (than chì) = CO2 . (600 – 700oC, cháy trg không khí). O2 + 2C (than chì) = 2CO. (trên 1000oC). 8. O2 (k.khí) + 4Li = 2Li2O. (trên 200oC, tạp chất Li2O2). 9. O2 + 2Na = Na2O2 . (cháy trg k.khí, tạp chất Na2O). O2 + Na2O2 = 2NaO2 . (400oC, p). 10. O2 (k.khí) + K = KO2 . (tạp chất K2O2). O2 (k.khí) + M = MO2 . (M = Rb, Cs). 11. O2 + 2Mg = 2MgO. (cháy trg k.khí). 3O2 + 4Al = 2Al2O3 . (cháy trg k.khí). 12. 2Ca + O2 = 2CaO. (trên 3000C). 13. 2O2 + 3Ba = 2BaO + BaO2. (cháy trg k.khí). O2 + 2Ba = 2BaO . (trên 800oC). O2 + 2BaO = 2BaO2. (đến 500oC). O2 + 2BaO2 = 2Ba(O2)-2 . (đến 100oC, p). 14. O2 + 2Zn = 2ZnO. (cháy trg k.khí). O2 + 4Cu = 2Cu2O . (160 – 250oC). 15. O2 + 4Fe(OH)2 (h.phù) = 4FeO(OH) + 2H2O. O2 + 4Cr(OH)2 + 2H2O = 4Cr(OH)3 . 16. O2 + H2SO4 (loãng) + Pb = PbSO4 + H2O2, O2 + 4H2O + 2TiCl3 + 2HCl = H2O2 + 2H2[TiCl4(OH)2], O2 + 2H[SnCl3] + 6HCl (loã.) = 2H2[SnCl6] + 2H2O. 17. 11O2 + 4Fe(S)2 = 2Fe2O3 + 8SO2. 18. O2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3.H2O) = [Co2(NH3)10( - O22-)](NO3)4 + 10H2O. 19. O2 + HemFe = [HemFe O=O]. (HemFe là nhóm hem trg hemoglobin của máu). 20. O2 + PtF6 = (O2+)[PtF6]. O2 + E + 3F2 = (O2+)[EF6]. (150 – 500oC, p; E = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt, Au). C – Than chì Phi kim. Dạng tồn tại bền của nguyên tố cacbon (C). Đã biết đ ược những d ạng b ền gi ả: kim c ương (C), cacbin (C2)n , fuleren C60 và C70 . Than chì đen – xám, có ánh kim, sờ thấy nhờn, m ềm, d ẫn đi ện. Ho ạt đ ộng hóa h ọc (khác kim cương và cacbin): phản ứng với hiđro, oxi, flo, lưu huỳnh, kim loại. Chất kh ử điển hình: ph ản ứng v ới h ơi n ước, axit nitric đặc, oxit kim loại. M = 12,011; d = 2,27; tnc = 38000C; ts = 40000C.
  5. 1. C + H2O (hơi) CO + H2 (800-10000C) 2. C + 2H2SO4 (đặc,nóng) = CO2 + 2SO2 + 2H2O C + 4HNO3 (đặc, nóng) = CO2 + 4NO2 + 2H2O 3. C + 2H2 = CH4 (6000C, p, x.tác Pt) 2C + H2 = C2H2 (1500-20000C) 4. C + O2 = CO2 (600-7000C, đốt trg k.khí) 2C + O2 = 2CO (trên 10000C) 5. C + 2F2 = CF4 (trên 9000C) 6. C + 2S = CS2 (700-8000C) 7. 2C + N2 C2N2 (phóng điện) 2C + H2 + N2 = 2HCN (trên 18000C) 8. C + Si = SiC (1200-13000C) 9. 2C + Ca = CaC2 (5500C) 10. C + 2PbO = 2Pb + CO2 (6000C) 11. 2C + Na2SO4 = Na2S + 2CO2 (6000C) 2C + Na2CO3 = 2Na + 3CO (900-10000C) 12. 3C + 8H2SO4(đ) + 2K2Cr2O7(đ) = 3CO2 + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 8H2O 13. C CnO (các oxit t.chì) (n=2-2,75, t thường) 14. 2C + nF2 = 2CFn (florua than chì) [n 1,12; 4500C] − 8C + F2 = 2(C4+)(F ) (t thường, trg k.quyển HF) 15. (8+x)C +M = MC8+x [M = K, Rb, Cs, đến 1500C] 16. C (kim cương) C (than chì) [trên 12000C, chậm] (C2)n (cacbin) 2nC (than chì) [23000C, chậm]

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

Đồng bộ tài khoản