Ксенон и фтор реагируют друг с другом

Добавил пользователь Владимир З.
Обновлено: 19.09.2024

1. Составьте реферат на одну из двух следующих тем:

а) Галогены и их соединения. Укажите распространенность в природе, электронное строение и методы получения, свойства, реакции и применения свободных галогенов и их важнейших соединений. Сведения о получении и о реакциях должны сопровождаться соответствующими уравнениями.

б) Благородные газы. Укажите распространенность в природе, историю открытия, методы получения, применения и электронное строение благородных газов и их соединений, а также ту важную роль, которую эти элементы играют в структуре периодической системы и в теории химической связи.

2. а) Обсудите закономерности в химических свойствах галогенов основываясь на рассмотрении их реакций с металлами, водородом и водным раствором гидроксида натрия, б) Укажите два характерных свойства 1) оксидов металлических элементов, 2) оксидов неметаллических элементов, 3) амфотерных оксидов, 4) хлоридов неметаллических элементов.

3. а) Какой из галогенов является самым сильным окислителем?

б) Укажите простейшую химическую реакцию, позволяющую провести различие между бромидом натрия и иодидом натрия; какие реагенты и наблюдения понадобятся для этого?

в) Укажите тип химической связи в соединении Какую форму имеет молекула этого соединения и почему?

4. При смешивании раствора нитрата серебра с разбавленной соляной кислотой сразу же образуется белый осадок.

а) Запишите ионное уравнение происходящей реакции.

б) Почему эта реакция протекает столь быстро?

в) Почему образующийся белый осадок быстро темнеет?

5. Сопоставьте физические и химические свойства двух соединений в каждой из следующих пар хлоридов и там, где это возможно, объясните, как эти свойства и различия в них обусловлены электронным строением элементов, из которых состоят соединения:

6. а) Укажите, что должно наблюдаться при реакциях между горячей концентрированной серной кислотой и 1) фторидом натрия, 2) бромидом натрия. Назовите газообразные продукты этих реакций и запишите соответствующие уравнения.

б) Укажите, что должно наблюдаться при добавлении разбавленного водного раствора нитрата серебра к разбавленным водным растворам I) фторида натрия, 2) бромида натрия.

в) Объясните, почему разбавленный водный раствор фтороводорода является более слабой кислотой, чем такой же раствор хлороводорода.

7. а) Опишите промышленный метод получения хлора.

б) Об окислительной способности хлора можно судить по его взаимодействию с железом, этаном, бромидом калия и хлоридом

Для каждого из этих примеров

1) запишите полное уравнение окислительно-восстановительной реакции;

2) укажите необходимые условия протекания реакции;

3) объясните смысловые различия термина окисмние применительно к каждой из обсуждаемых реакций.

в) Объясните, почему

1) хлорид серебра нерастворим в воде, а фторид серебра растворим;

2) при взаимодействии водного раствора хлорида и карбоната натрия происходит выделение газообразного диоксида углерода;

3) тетрахлорометан (тетрахлорид углерода) и тетрахлорид кремния по-разному ведут себя при взаимодействии с водой.

8. Ниже приводится краткое описание метода получения брома из бромида магния, который содержится в морской воде, выполненное одним учащимся:

а) Кратко опишите, не приводя схемы установки, как получают хлор электролизом соли. Запишите уравнение соответствующей электродной реакции.

б) Запишите ионное уравнение реакции хлора с бромидом магния в водном растворе.

г) Назовите органический растворитель, который может использоваться для экстрагирования брома.

д) Опишите как можно подробнее практическую процедуру экстрагирования брома из водной смеси.

е) Объясните, почему бром растворяется преимущественно в органическом слое жидкости.

ж) Как отделить бром от растворителя на последней стадии процесса?

з) Сравните между собой реакции твердых хлорида натрия, бромида натрия и иодида натрия с концентрированной серной кислотой и укажите их сходство и различия.

Чем должны отличаться реакции этих галогенидов при использовании фосфорной кислоты вместо серной кислоты? Объясните ответ.

9. Водоросли ламинарии обладают способностью концентрировать иодид-ионы из морской воды. Проводя оценку содержания иода в этих водорослях, учащийся составил следующий отчет:

«Морские водоросли сжигали в условиях ограниченного доступа воздуха. Золу водорослей кипятили с водой, отфильтровывали и фильтрат обрабатывали избыточным количеством подкисленного раствора пероксида водорода. Высвободившийся иод экстрагировали трихлорометаном, затем отделяли от воды слой растворителя и титровали его стандартным раствором гипосульфита натрия

а) Зачем сжигать водоросли, превращая их в золу?

б) В какой форме высвобождается иод при кипячении золы водорослей в воде?

в) К какому типу относится превращение, которому подвергаются иодид-ионы при реакции с пероксидом водорода? Запишите уравнение этой реакции.

г) Почему необходимо экстрагировать иод органическим растворителем, а нельзя сразу же титровать высвободившийся иод?

д) В каком слое жидкой смеси концентрируется иод при экстракции?

е) Какую окраску имеет иод в этом слое?

ж) Каковы главные причины потери иода в рассматриваемом методе его получения?

з) Из 1 кг морских водорослей получено такое количество иода, для титрования которого понадобилось раствора гипосульфита натрия с концентрацией Вычислите массу иода, извлеченного из 1 кг водорослей.

и) Изотоп иода используется в медицинской диагностике для установления заболевания щитовидной железы по методу меченых атомов. Объясните, каков смысл численных величин, используемых в записи этого изотопа.

10. Этот вопрос касается соединений ксенона.

а) Ксенон и фтор реагируют друг с другом, образуя не меньше трех различных фторидов. После разделения и очистки продуктов образец одного из этих соединений был подвергнут анализу. Получены следующие результаты:

Масса фторида ксенона

Объем ксенона, полученного после удаления фтора из образца (измеренный при и давлении 1 атм)

Вычислите эмпирическую формулу данного фторида ксенона. (Относительные атомные массы: моль газа при и давлении 1 атм занимает объем

б) Вычислите стандартную энтальпию образования пользуясь следующими данными об энергиях связи, и сделайте выводы относительно устойчивости этого фторида:

(При желании можно построить диаграмму энергетического цикла и воспользоваться ею для ответа на поставленный вопрос.)

в) Оксид получается при гидролизе фторида Запишите уравнение этой реакции.

Взаимодействие с ксеноном. Наибольшей химической активностью обладает фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными газами:
2F2 + Xe = XeF4.

Взаимодействие с металлами. Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:
2М + nHal2 = 2MHaln.

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.
Н2 + Hal2 = 2НHal.

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:
2P + 3Cl2 = 2PCl3;

Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:
F2 + H2O = 2HF + O или

3F2 + 3H2O = OF2 + 4HF + H2O2;

Hal + H2O = HHal + HHalO.

Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.

Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:
Cl2 + KOH = KClO + KCl (на холоде) ;

3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3Н2О (при нагревании) .

Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.

Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ:
H2S + Br2 = S + 2HBr.

Реакция замещения водорода в предельных углеводородах:
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.

Реакция присоединения к непредельным углеводородам:
C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2.

Взаимное замещение галогенов. Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:
2KI + Br2 = 2KBr+ I2;

Галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например: 2Аl + 3F2 = 2АlF3 + 2989 кДж,
2Fе + 3F2 = 2FеF3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:
Н2 + F2 = 2НF + 547 кДж,
Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме
Hal2 + F2 = 2НаlF, где Наl = Сl, Вr, I, причем в соединениях НаlF степени окисления хлора, брома и иода равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует с инертными (благородными) газами: Хе + F2 = ХеF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично - он окисляет воду: 3F2 + ЗН2О = F2О↑ + 4НF + Н2О2.

Свободный хлор реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов:
2Аl + ЗСl2 = 2АlСl3(кр) + 1405 кДж,
2Fе + ЗСl2 = 2АlСl3(кр) + 804 кДж,
Si + 2Сl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,
Н2 + Сl2 = 2НСl(г) +185кДж.

Реакция с водородом: при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:
Cl2 + hv → 2Сl,
Сl + Н2 → НСl + Н,
Н + Cl2 → НСl + Сl,
Сl + Н2 → НCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hv), которые вызывают диссоциацию молекул Сl2 на атомы. Реакция между Н2 и Сl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:
СН3-СН3 + Сl2 → СН3-СН2Сl + НСl,
СН2=СН2 + Сl2 → СН2Cl - СН2Сl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами: Сl2 + 2НВr = 2НСl + Вr2,
Сl2 + 2НI = 2НСl + I2,
Сl2 + 2КВr = 2КСl + Вr2,
а также обратимо реагирует с водой:
Сl2 + Н2О НСl + НСlO - 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) с щелочами: Сl2 + 2NаОН = NаСl + NаСlO + Н2О (на холоде) ,
ЗСl2 + 6КОН = 2КСl + КClO3 + ЗН2О (при нагревании) .

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:
Si +2Вr2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,
Н2 + Вr2 = 2НВr(г) + 73 кДж.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие йода с водородом происходит при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой: Н2 + I2 = 2НI - 53 кДж.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к йоду. Каждый галоген в ряду F - I может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, т. е. каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов.

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

3F2 + 3H2O = OF2 + 4HF + H2O2;

Hal + H2O = HHal + HHalO.

Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:
Cl2 + KOH = KClO + KCl (на холоде) ;

3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3Н2О (при нагревании) .

Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.

Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ:
H2S + Br2 = S + 2HBr.

Реакция замещения водорода в предельных углеводородах:
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.

Реакция присоединения к непредельным углеводородам:
C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2.

2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2.

1 С маталлами - соли ( галогениды) 2Na+Cl2=2NaCl
2 С водородами- летучие водородные соединения. Br2+H2=2HBr
3 Вода горит во Фторе. 2F2+2H2O=4HF+O2
4 Вытесняют друг друга из растворов солей, в зависимости от положения в период таблице. 2NaCl+F2=2NaF+Cl2

Свойства галогенов
1)галоген+Н2-> Галогеноводород
2)галоген + Ме (метал) --> соль
3)Более активній галоген вытесняет менее слабый из солей и кислот

Примеры
1)Cl2 + H2 = 2HCl
2)Br2 + Mg = MgBr2
3)F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2

Дифторид ксенона (Дифторид ксенона) XeF₂ — твёрдое плотное кристаллическое соединение белого цвета, образованное атомами фтора и ксенона. Одно из самых устойчивых соединений ксенона.

Содержание

1 Физико-химические свойства

1.1 Термодинамические величины
1.2 Растворимость

4.1 Образование координационных соединений
4.2 Реакции фторирования с простыми веществами
4.3 Реакции окисления
4.4 Окислительное фторирование
4.5 Восстановительное фторирование
4.6 Фторирование ароматических соединений
4.7 Фторирование непредельных соединений
4.8 Фторирующее декарбоксилирование

Физико-химические свойства

Обладает характерным тошнотворным запахом.

В инфракрасных спектрах наблюдается чёткий дублет полос поглощения с волновыми числами 550 и 556 см −1 .

Термодинамические величины

Свойство	Значение
Стандартная энтальпия образования (298 К, в твёрдой фазе)	−176 кДж/моль
Стандартная энтальпия образования (298 К, в газовой фазе)	−107,5 кДж/моль
Энтальпия плавления	16,8 кДж/моль
Энтальпия возгонки	50,6 кДж/моль
Энтропия образования (298 К, в газовой фазе)	259,403 Дж/(моль·К)
Теплоёмкость (298 К, в газовой фазе)	54,108 Дж/(моль·К)

Растворимость

Растворитель	Значение
Жидкий аммиак	Не растворим
Ацетонитрил	Растворим
Вода (при 0 °C)	2,5 г/100 мл
Диоксид серы	Растворим
Пентафторид иода	153,8 г/100 мл
Трифторид брома	Растворим
Фтороводород	Растворим

Строение

Молекула дифторида ксенона линейная. Длины связей Xe—F равны 0,198 нм.

Получение

Впервые синтез XeF₂ провёл Червик Виикс в 1962 году.

Синтез проводят из простых веществ при нагревании, ультрафиолетовом облучении или действии электрического разряда:

Продукт конденсируют при −30 °C. Очистку проводят методом фракционной дистилляции.

Механизм данной реакции достаточно интересный, и, по-видимому, в нём как-то участвуют молекулы фтороводорода, которыми обычно загрязнён газообразный фтор. Это обнаружили Шмарк и Лютар, которые для синтеза использовали неочищенный от водорода фтор, и при этом скорость реакции выросла в 4 раза по сравнению с использованием чистого фтора.

Также существует метод получения дифторида ксенона из фторида кислорода II и ксенона. Для этого смесь газов помещают в никелевый сосуд и нагревают до 300 °C под давлением:

В России налажено производство дифторида ксенона на Сибирском химическом комбинате.

Дифторид ксенона образуется также при реакции ксенона с диоксидифторидом при −120 °C.

Химические свойства

При возгонке дифторид ксенона диспропорционирует на свободный ксенон и тетрафторид ксенона:

В холодной подкисленной воде разлагается достаточно медленно, зато в щелочной среде разложение идёт быстро:

2 XeF₂ + 4 NaOH → 2 Xe ↑ + 4 NaF + 2 H₂O + O₂ ↑

Менее активный окислитель, чем молекулярный фтор.

Образование координационных соединений

XeF₂ может выступать в качестве лиганда в комплексных соединениях. Например, во фтороводородном растворе возможна следующая реакция:

Кристаллографический анализ показывает, что атом магния координирован 6 атомами фтора, 4 из которых являются мостиками между атомами магния и ксенона.

Известно множество таких реакций с продуктами типа [M x (XeF₂)_n](AF₆)_x, в которых в качестве атома M могут выступать Ca, Sr, Ba, Pb, Ag, La или Nd, а атомом A могут быть As, Sb или P.

Такие реакции требуют большого избытка дифторида ксенона.

В твердофазной системе в присутствии фторида цезия некоторые металлы (Ce, Pr, Nd, Tb, Dy, Tu) могут образовывать комплексные соединения типа Cs₃[CeF₇].

С пентафторидом мышьяка образуется гексафторарсенат трифтордиксенона, в котором в качестве катиона выступает молекулярный ион Xe₂F₃ + . Также известны соединения, где катионом является Xe₂ + .

Реакции фторирования с простыми веществами

XeF₂ фторирует Mn, W, Nb, Sb, Sn, Ti, S, P, Te, Ge, Si до высших фторидов в интервале температур от −10 до +30 °C. Нагревание реакционной смеси до 50 °C приводит к взаимодействию дифторида ксенона с оксидами и солями многих металлов.

В твердофазной системе при нагревании окисляет Ce, Pr и Tb до тетрафторидов.

Реакции окисления

Водный раствор дифторида окисляет броматы до перброматов:

Окислительное фторирование

Пример окислительного фторирования для теллур-органического соединения (тут атом теллура меняет степень окисления от +4 до +6):

Восстановительное фторирование

Пример восстановительного фторирования (тут атом хрома меняет степень окисления от +6 до +5):

Фторирование ароматических соединений

Фторирование ароматических соединений идёт по механизму электрофильного замещения:

При этом возможно и восстановительное фторирование (за счет растворителя):

Фторирование непредельных соединений

Достаточно селективно можно проводить фторирование диеновых производных в 1,2-положения: .

Фторирующее декарбоксилирование

Дифторид ксенона декарбоксилирует карбоновые кислоты, при этом образуются соответствующие фторалканы:

Гексафторид ксенона — XeF₆, бинарное неорганическое химическое соединение ксенона с фтором, представляющее собой при комнатной температуре бесцветные кристаллы. Формально является высшим фторидом ксенона. Обладает чрезвычайно высокой химической активностью, агрессивностью.

Содержание

1 Физико-химические свойства
2 Получение
3 Строение
4 Химические свойства
5 Применение
6 Биологическая роль и токсичность
7 См. также

Физико-химические свойства

Свойство	Значение
Диэлектрическая проницаемость (при 55 °C)	4,1
Энтальпия образования (298К, в газовой фазе)	−277,2 кДж/моль
Энтропия образования (298К, в газовой фазе)	387,242 Дж/(моль·К)
Теплоёмкость (298К, в газовой фазе)	131,168 Дж/(моль·К)
Энтальпия плавления	5,74 кДж/моль
Энтальпия возгонки	60,8 кДж/моль

Получение

Обычно гексафторид получают длительным нагревом дифторида ксенона (XeF₂) при 300°C под давлением 60 атм( в качестве катализатора используется фторид никеля):

Однако известный советский учёный академик Легасов впервые в мире осуществил каталитический синтез гексафторида ксенона из простых веществ:

Строение

Исследование кристаллической структуры гексафторида ксенона заняло долгие годы, однако в результате применения современных физико-химических методов исследования удалось выявить шесть различных кристаллических модификаций. Например, при исследовании изотопно обогащённого соединения 129 Xe 19 F₆ методом 19 F-ЯМР-спектроскопии было установлено, что при стандартных условиях четыре атома ксенона находятся в одинаковом электронном окружении из 24 атомов фтора.

Достаточно хорошо изучены 3 кристаллические структуры вещества:

№	Температура перехода, °C	Строение
1	>10	Моноклинная, 8 XeF₆ в ячейке
2	10÷-25	Орторомбическая, 16 XeF₆ в ячейке
3	−25	Моноклинная, 64 XeF₆ в двойной ячейке

Химические свойства

Водой бурно гидролизуется до триоксида ксенона и плавиковой кислоты в три этапа. Все промежуточные продукты гидролиза выделены в индивидуальном состоянии:

При растворении в жидком фтороводороде происходит частичная диссоциация:

Гексафторид ксенона является достаточно сильной кислотой Льюиса. В присутствии фторид-ионов возможно протекание следующих реакций:

Например, вещество легко реагирует с фторидами щелочных металлов (кроме LiF):

Однако при нагревании таких солей выше 50 °C происходит разложение:

Соединения состава M₂XeF₈ достаточно устойчивы. Например, натриевое производное устойчиво до 100 °C, а цезиевое — до 400 °C.

С фторидами менее активных элементов гексафторид ксенона образует двойные соли, которые впервые получили ещё в 1967 году. Например, были получены 4XeF₆·GeF₄, 2XeF₆·GeF₄ и XeF₆·GeF₄, но получить аналогичное соединение с фторидом кремния не удалось, за счёт слабой основной функции SiF₄. Вещество также взаимодействует с BF₃ и AsF₅ в соотношении 1:1. При этом образуются белые устойчивые кристаллы, слаболетучие при комнатной температуре (давление паров составляет около 1 мм.рт.ст). XeF₆·BF₃ плавится при 80 °C с образованием жёлтой вязкой жидкости.

Применение

Гексафторид ксенона — мощный фторирующий агент.
Возможно применение в качестве окислителя ракетного топлива.

Биологическая роль и токсичность

Фторид ксенона VI XeF₆ (гексафторид ксенона) очень ядовит, сильный окислитель. Предельно допустимая концентрация фторида ксенона VI составляет не более 0,05 мг/м³.

Читайте также: