Чтение онлайн

Хлор – тяжелый газ желто-зеленого цвета, с резким запахом.

2NaCl + 2Н2O ->электролиз раствора– > Н2 + Cl2 + 2NaOH

2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8Н2O

MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2Н2O

Cl2 + Н2– >hv– > 2HCl

CH4 + Cl2– >hv– > CH3Cl + HCl

С2Н4 + Cl2 = С2Н4Cl2

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2

Cl2 + Н2O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования)

HClO = HCl + О (атомарный кислород – окислитель)

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO +Н2O

2Cl2 + 2Са(OH)2 = CaCl2 + Са(ClO)2 + 2Н2O

Смесь CaCl2 и Са(ClO)2 – хлорная, или белильная, известь.

ЗCl2 + 6KOH ->100 °C– > 5KCl + KClO3 + ЗН2O

KClO3 – хлорат калия, или бертолетова соль.

4KClO3– >400 °C– > KCl + ЗKClO4

2KClO3– >v– >2KCl + 3O2

Сила кислот растет в ряду:

HClO -> HClO2 -> HClO3 -> HClO4.

2HCl + Fe = FeCl2 + H2^

2HCl + CuO = CuCl2 + H2O

3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O

HCl + AgNO3 = AgClV + HNO3

HCl + NH3 = NH4Cl

Бром – темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод – кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного – дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор -> бром -> иод.

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2

2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2

2Al + ЗBr2 = 2AlBr3

2Al + 3I2 = 2AlI3

Br2 + Н2 <-> 2HBr

I2 + Н2 ^ 2Ш

AgNO3 + NaBr = AgBrV + NaNO3

AgNO3 + NaI = AgIV+ NaNO3

I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6

10KI + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-под-уровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d– элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро– и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент.

Хром представляет собой ковкий тягучий металл серо-стального цвета. Электронная формула атома хрома 1s22s22p63s23p63d54s1.

Характерные степени окисления хрома, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Получение и свойства хрома

FeO • Cr2O3 + 4CO ->t– > Fe + 2Cr + 4CO2 (Fe + 2Cr) – феррохром

Сr2O3 + 2Al ->t– > 2Сr + Al2O3 – метод алюминотермии

Хром пассивируется на холоду концентрированными азотной и серной кислотами.

Сr + 2HCl = СrCl2 + Н2

СrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2V + 2NaCl

Свойства соединений хрома (+2) и хрома (+3)

Гидроксид хрома(II) сразу окисляется кислородом воздуха.

4Сr(OH)2 + O2 + 2Н2O = 4Сr(OH)3

СrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3V + 3NaCl

Cr(OH)3V + 3Na(OH) = Na3[Cr(OH)6]

Cr2O3 + 2NaOH ->t– > 2NaCrO2 + H2O

Cr(OH)3V + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

2Cr(OH)3– >t– > Cr2O3 + 3H2O

2CrCl3 + 3Cl2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O

2Na3Cr(OH)6 + 3Br2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

Свойства соединений хрома (+6)

CrO3 + Н2O = H2CrO4

2CrO3 + H2O = H2Cr2O7

Желтый раствор хромата калия устойчив в щелочной среде, оранжевый раствор дихромата калия – в кислой среде.

К2Сr2O7 + 2KOH = 2К2СrO4 + Н2O

2K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + Н2O

(NH4)2Cr2O7 ->t– > Cr2O3 + N2 + 4Н2O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде.

К2Сr2O7 + 4H2SO4 + 3Na2SO3 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O