Tính Chất Hóa Học Của Flo, Clo, Brom, Iot, Cacbon

Trang chủ Tìm kiếm Trang chủ Tìm kiếm tính chất hóa học của Flo, clo, brom, iot, cacbon docx 5 142 KB 0 25 4.9 ( 11 lượt) Xem tài liệu Nhấn vào bên dưới để tải tài liệu Tải về Đang chuẩn bị: 60 Bắt đầu tải xuống Để tải xuống xem đầy đủ hãy nhấn vào bên trên Chủ đề liên quan nhận biết hóa học phương pháp giải nhanh hóa học phương pháp học môn hóa Tính chất hóa học của flo tính chất hóa học của iot

Nội dung

F2 – Flo Halogen. Khí lục nhạt, chất lỏng có màu vàng nhạt. Tan trong HF lỏng. Chất oxi hóa mạnh nhất, ở điều kiện thường phản ứng mãnh liệt với kim loại, phi kim (trừ He, Ne, Ar), nước, axit, kiềm, amoniac. Tạo nên nhiều hợp chất với halogen. M = 37,996; Tnc  = 1,696 g/l (đktc); d (l) = 1,108(-189); = -219,699oC; ts = -188,2oC. 1. 2. 3. F2 → 2F0 F2 + H2O (nước đá) → HOF + HF F2 + H2O → 2HF + Oo F2 + nOo → OnF2 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) F2 + H2 → 2HF (từ -250oC đến t thường, trg tối) F2 + O2 → O2F2 (-183oC, phóng điện) 5F2 + E2 → 2EF5 (E = Cl,Br, 200oC; E = I, t thường) 3F2 + S → SF6 (t thường) 3F2 + N2 → 2NF3 (phóng điện) F2 + Xe → XeF2 (400oC, p) F2 + 2Na → 2NaF, 3F2 + 2Sb = 2SbF3 (t thường) F2 + 2NaCl → 2NaF + Cl2 3F2 + 8NH3 (k) → N2 + 6NH4F (NH3 cháy trg F2, 130 – 140oC) 2F2 + SiO2 → SiF4 + O2 (t thường) 2F2 + 2Na2CO3→4NaF + 2CO2 + O2 (t thường) F2 + 2KHSO4 → K2S2O6(O2) + 2HF (t thường, tạp chất KSO3F, KHSO3(O2)] 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. (trên 8000C hay phóng điện) (đến 0oC) (t thường, tạp chất O3) (n = 1- 8) 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 (nước 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) 8Cl2.46H2O  → 8Cl2 (bão hòa) + 46H2O (0 – 9,6oC) 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 2. 3. 8. F2 Cl2   ClF, ClF3 , ClF5 (200 – 400oC) (00C, E = Br, t thường - E = I) ( t thường) 0 ( t thường, M=Sb; trên 250 C, M = Fe) (đốt trg Cl2) 9. Cl2 + E2 → 2ECl 10. Cl2(ẩm) + 2Na → 2NaCl 3Cl2 + 2M → 2MCl3 11. 3Cl2 + 2P (đỏ) → 2PCl3 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 2Cl2 + 2C(cốc) + TiO2 → TiCl4 + 2CO (500- 6000C) (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 17. Cl2 + KCl (đặc) → K[Cl(Cl)2] 18. 2Cl2 + H2O + HgO → HgCl2 + 2HClO 2Cl2 + HgO → HgCl2 + Cl2O (60 – 700C) (0 – 50C) (0oC) Br – Brom Halogen. Chất lỏng đỏ thẩm, nặng, khí nâu đỏ. Brom lỏng tan ít trong nước. Khi bão hòa nước được làm lạnh, tạo nên hợp chất bao rắn. Ở điều kiện thường tan vừa phải trong nước và bị phân hóa một mức độ không lớn (nước brom). Độ tan tăng lên khi có mặt bromua và clorua kim loại kiềm, giảm xuống khi có mặt sunfat. Trộn lẫn vô hạn với cacbon đisunfua, cacbon tetraclorua, phản ứng với kiềm. Chất oxi hóa mạnh. Tạo hợp chất với các halogen khác. M = 159,808; 1. 2. 3. 4. d(l) = 3,12(20); tnc = -7,25oC; Kt = 3,58(20); 3,45(40). ts = +59,82oC; 6Br2.46H2O  → 6Br2 (b.hòa) + 46H2O (0 – 6oC) Br2 (l) + nH2 → Br2.nH2O (dd) ; Kc = 0,21 (20 – 40oC) Br2.nH2O (dd) → HBr + HBrO + (n-1)H2O; pKc = 8,14 2Br2 (dd) + 2H2O → 4HBr + O2  (dưới ánh sáng hay đun sôi) Br2 + NaOH (loãng) → NaBr + NaBrO + H2O (0 – 5oC) 3Br2 + 6NaOH (đặc) → 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O (50 – 80oC) 3Br2 + 3Na2CO3 (đặc, nóng) → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2  3Br2 + 8(NH3.H2O) [loãng] → 6NH4Br + N2  + 8H2O 3Br2 + 10NH3 (l) →Br3N.6NH3  + 3NH4Br 6. Br2 + H2 → 2HBr 7. Br2 + 3F2 → 2BrF3 Br2 + F2 → 2BrF Br2 + 5F2 → 2BrF5 8. Br2 + Cl2 → 2BrCl Br2 + 5Cl2 + 6H2O (nóng) → 2HBrO3 + 10HCl 9. Br2 + I2 → 2IBr 10. 3Br2 + 2P (đỏ) + 6H2O → 2H2(PHO3) + 6HBr 3Br2 + S + 4H2O → H2SO4 + 6HBr 11. Br2 (dd) + H2S (b.hòa) →2HBr + S  12. Br2 + 2NaI → 2NaBr + I2  5. (40 – 50oC) (-75oC) (350 C, x.tác Pt) o (-40 C, trg CCl3F lỏng) (đến 0oC) (200oC) (0oC) o (45oC, trg khí quyển N2) (100 – 150oC) 13. 4Br2 + 4H2O + BaS →BaSO4  + 8HBr Br2 + SO2 + 2H2O → 2HBr + 2H2SO4 14. 2Br2 + H2O + HgO → 2HBrO + HgBr2  3Br2 + 5AgBrO3 + 3H2O → 5AgBr  + 6HBrO3 15. Br2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2NaBr + Na2SO4 + H2O (0 – 5oC) 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  Br2O4  Br2O, Br3O8? (trắng), Br2, O2 Br2O4  Br2O3 (vàng), Br2, O2 20. 7Br2 + BrF5 + 5EF5 = 5(Br3+)[EF6] (nâu) 21. Br2 (k)  2Bro (-50oC, trg CCl3F lỏng) (chậm, -40oC, c.không) (chậm, -4oC, c.không) (-196oC; E = As, Sb) (trên 1200oC) I2 – Iot Halogen. Đen tím, có ánh kim, bay hơi. Tan ít trong nước, một lượng vô cùng bé(so với Cl 2 và Br2) bị phân hóa. Tan nhiều trong dung môi hữu cơ (dung dịch có màu tím hoặc nâu), trong dung dịch nước của iođua kim loại (nhờ sự tạo phức, nước iot), trong SO2 lỏng. Chất khử yếu, chất oxi hóa; phản ứng với axit sunfuric đặc, axit nitric đặc, cường thủy, kim loại, phi kim, dung dịch đihiđro sunfua. Tạo hợp chất với 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; I2 + HIO = I2.HIO (hay I2.IOH) (dd). 2. 3I2 + 10HNO3 (loãng) = 6HIO3 + 10NO  + 2H2O I2 + 10HNO3 (đặc, nóng) = 2HIO3 + 10NO2  + 4H2O (đun sôi). 3. 4. 3I2 + 2HNO3 (đặc) + 6HCl (đặc) = 6ICl + 2NO  + 4H2O I2 + 2NaOH (loãng) = NaI + NaIO + H2O 3NaIO (dd) = 2NaI + NaIO3 3I2 + 6NaOH (nóng) = 5NaI + NaIO3 + 3H2O. 3I2 + 4(NH3.H2O) = I3N  + 3NH4I + 4H2O. I2 + H2 = 2HI I2 (huyền phù) + 3F2 = 2IF3 I2 + 5F2 = 2IF5 I2 (huyền phù) + IF3 = 3IF  I2 + E2 = 2IE I2 + 3Cl2 = I2Cl6 I2 + 5E2 + 6H2O (nóng) = 2HIO3 + 10HE 2I2 + 9O3 = I(IO3)3 + 9O2 I2 + 5O3 + H2O = 2HIO3 + 5O2 5I2 + 2P(đỏ) + 8H2O = 2H3PO4 + 10HI I2 + 2Na = 2NaI . 3I2 + 2Al = 2AlI3 I2 + KI (đặc) = K[I(I2)] (dd) I2 + 2HEO3 = 2HIO3 + E2 I2 + 2HEO4(đặc) + 4H2O = 2H5IO6 + E2 7I2 + 5Cl2O7 (l) = 7I2O5 + 5Cl2. 2I2 (huyền phù) + H2O + HgO = 2HIO + HgI2  I2 + 7KrF2 = 2IF7 + 7Kr I2 + 5NaClO + 2NaOH = 5NaCl + 2NaIO3 + H2O, I2 + 5H2O2 (đặc, nóng) = 2HIO3 + 4H2O. I2 (huyền phù) + H2S (bão hòa) = 2HI + S  , I2 + SO2 + 2H2O = 2HI + H2SO4, I2 + 2Na2SO3S (dd) = 2NaI + Na2S4O6. I2 + H(PH2O2) + H2O = H2(PHO3) + 2HI. I2 + 3F2 + 2MF = 2M[IF4] I2 + Cl2 + 2MCl (đặc) = 2M[ICl2] I2 + Br2 + 2MBr (đặc) = 2M[IBr2] (60 – 80oC). (0oC). (t thường). 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. pKc = 15,59. (500oC, x.tác Pt). (-45oC, trg CCl3F lỏng). (t thường). (-40oC, trg CCl3F lỏng). (t thường, E = Cl; 45oC, E = Br). (-78oC). (E = Cl, Br). (150 – 200oC). (t thường). (50 – 60oC). (trên 100oC). (t thường, x.tác H2O) . (E = Cl, Br). (0 – 2oC). (t thường). (M = Rb, K, Cs). (đun sôi, M = K, Rb,Cs). (M = K, Cs). 23. 24. 2I2 + 3I2O5 + 10H2SO4 (đặc) = 10(IO+)HSO4 (vàng)  + 5H2O. 3I2 (l)  I3+ + [I(I)2]-, I2 (r)  2Io (trên 9000C). O2 – Đioxi Phi kim. Khí không màu, lỏng màu lam nhạt, rắn màu chàm. O 2 lỏng sôi ở nhiệt độ cao hơn N 2. Một thành phần của không khí: O 2 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 O 2 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). O2  2O0 O2 + O0  O3. 2. O2 + H2  { HO2, H2O2, H2O3, H2O4}. 3. O2 + 2H2 = 2H2O Những quá trình cơ bản: O2 + H2 = 2OH0, H0 + O2 = OH0 + O0 , 4. O2 + 2H0 (Zn, HCl loã.) = H2O2. 5. O2 + F2 = O2F2 . O2 + N2  2NO. 1. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. O2 + S = SO2 . 5O2 + 4P (đỏ) = P4O10. O2 + C (than chì) = CO2 . O2 + 2C (than chì) = 2CO. O2 (k.khí) + 4Li = 2Li2O. O2 + 2Na = Na2O2 . O2 + Na2O2 = 2NaO2 . O2 (k.khí) + K = KO2 . O2 (k.khí) + M = MO2 . O2 + 2Mg = 2MgO. 3O2 + 4Al = 2Al2O3 . 2Ca + O2 = 2CaO. 2O2 + 3Ba = 2BaO + BaO2. O2 + 2Ba = 2BaO . O2 + 2BaO = 2BaO2. O2 + 2BaO2 = 2Ba(O2)-2 . O2 + 2Zn = 2ZnO. O2 + 4Cu = 2Cu2O . (phóng điện, chiếu tia tử ngoại). (-1960C, phóng điện). (550oC, đốt cháy H2 trong O2). OH0 + H2 = H2O + H0. O0 + H2 = OH0 + H0. (-1830C, phóng điện). ( phóng điện). (cháy trong không khí). (cháy trong không khí). (600 – 700oC, cháy trg không khí). (trên 1000oC). (trên 200oC, tạp chất Li2O2). (cháy trg k.khí, tạp chất Na2O). (400oC, p). (tạp chất K2O2). (M = Rb, Cs). (cháy trg k.khí). (cháy trg k.khí). (trên 3000C). (cháy trg k.khí). (trên 800oC). (đến 500oC). (đến 100oC, p). (cháy trg k.khí). (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. 11O2 + 4Fe(S)2 = 2Fe2O3 + 8SO2. O2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3.H2O) = [Co2(NH3)10(  - O22-)](NO3)4 + 10H2O. O2 + HemFe = [HemFe  O=O]. (HemFe là nhóm hem trg hemoglobin của máu). O2 + PtF6 = (O2+)[PtF6]. O2 + E + 3F2 = (O2+)[EF6]. (150 – 500oC, p; E = As, Sb, Bi, Nb, Ru, Rh, Pt, Au). 17. 18. 19. 20. C – Than chì Phi kim. Dạng tồn tại bền của nguyên tố cacbon (C  ). Đã biết được những dạng bền giả: kim cương (C  ), cacbin (C2)n , fuleren C60 và C70 . Than chì đen – xám, có ánh kim, sờ thấy nhờn, mềm, dẫn điện. Hoạt động hóa học (khác kim cương và cacbin): phản ứng với hiđro, oxi, flo, lưu huỳnh, kim loại. Chất khử điển hình: phản ứng với hơi nước, axit nitric đặc, oxit kim loại. M = 12,011; d = 2,27; 1. C + H2O (hơi)  2. C + 2H2SO4 (đặc,nóng) = CO2  + 2SO2  + 2H2O 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. CO + H2 tnc = 38000C; ts = 40000C. (800-10000C) C + 4HNO3 (đặc, nóng) = CO2  + 4NO2  + 2H2O C + 2H2 = CH4 (6000C, p, x.tác Pt) 2C + H2 = C2H2 (1500-20000C) 0 C + O2 = CO2 (600-700 C, đốt trg k.khí) 2C + O2 = 2CO (trên 10000C) C + 2F2 = CF4 (trên 9000C) C + 2S = CS2 (700-8000C) 2C + N2  C2N2 2C + H2 + N2 = 2HCN C + Si = SiC 2C + Ca = CaC2 C + 2PbO = 2Pb + CO2 2C + Na2SO4 = Na2S + 2CO2 2C + Na2CO3 = 2Na + 3CO (phóng điện) (trên 18000C) (1200-13000C) (5500C) (6000C) (6000C) (900-10000C) 12. 3C + 8H2SO4(đ) + 2K2Cr2O7(đ) = 3CO2  + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 8H2O 13. 14.  CnO C             (các oxit t.chì) (n=2-2,75, t thường) 2C + nF2 = 2CFn (florua than chì) [n  1,12; 4500C] +  8C + F2 = 2(C4 )(F ) (t thường, trg k.quyển HF) (8+x)C +M = MC8+x [M = K, Rb, Cs, đến 1500C] C (kim cương)  C (than chì) [trên 12000C, chậm] (C2)n (cacbin)  2nC (than chì) [23000C, chậm] 15. 16. (HNO3 + H 2SO4 + KClO3 (KMnO4 ) This site is protected by reCAPTCHA and the Google Privacy Policy and Terms of Service apply.

Tìm kiếm

Chủ đề

Hóa học 11 Giải phẫu sinh lý Bài tiểu luận mẫu Tài chính hành vi Đề thi mẫu TOEIC Atlat Địa lí Việt Nam Mẫu sơ yếu lý lịch Đồ án tốt nghiệp Lý thuyết Dow Trắc nghiệm Sinh 12 Thực hành Excel Đơn xin việc adblock ​ Bạn đang sử dụng trình chặn quảng cáo?

Nếu không có thu nhập từ quảng cáo, chúng tôi không thể tiếp tục tài trợ cho việc tạo nội dung cho bạn.

Tôi hiểu và đã tắt chặn quảng cáo cho trang web này