Реакция йода с щелочью уравнение

Опыт 3. Реакция диспропорционирования

Помещу в пробирку 1-2 кристалла йода I₂, 3-5 капель концентрированного раствора щелочи NaOH и нагрею. Изменение цвета раствора: фиолетовый раствор → бордовый раствор.

1.Уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления йода в щелочной среде является йода натрия NaIO₃.

1 – восстановитель
5 – окислитель

2.Общий вывод: Вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления и

молекулы этого элемента реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель. Это вещество может участвовать в реакциях диспропорционирования.

Опыт 4. Внутримолекулярная реакция

1.В сухую пробирку помещу небольшое количество и осторожно нагрею.

1 — восстановитель

1 — окислитель

2.Вывод: эта реакция – реакция внутримолекулярная.

Cоединения йода

Йодоводород, йодоводородная кислота (HI)

Способы получения йодоводорода

В промышленности

• Взаимодействие йода с гидразином:

• Взаимодействие простых веществ происходит только при нагревании и протекает не до конца:

В лаборатории

• Вытеснение HI из йодидов ортофосфорной кислотой:

• гидролиз галогенидов неметаллов

• восстановление свободного йода:

Физические свойства йодоводорода

Водный раствор HI — иодоводородная кислота. Это бесцветная жидкость с резким запахом. Иодоводородная кислота является сильной кислотой.

В 100 г воды при обычном давлении и 20 °C растворяется 132 г HI, а при 100 °C — 177 г.

Химические свойства йодоводорода

Йодоводород – сильный восстановитель.

• Окисляется кислородом воздуха, приобретая бурый цвет:

• Взаимодействует с концентрированной серной кислотой с образованием сероводорода и свободного йода:

• Окисляется другими неметаллами:

• Окисляется даже слабыми окислителями:

• Присоединяется к кратным связям органических соединений (реакция электрофильного присоединения):

HI + CH₃ – CH = CH₂ → CH₃ – CHI – CH₃

• Образуют полииоды, присоединяя элементарный иод:

Кислородные кислоты и окислы иода

Иодноватистая кислота (HIO)

Иодноватистая кислота HIO — существует только в очень разбавленных растворах, окрашена в зеленоватый цвет. Очень неустойчива.

Получение йодноватистой кислоты

Образуется при взаимодействии иода с водой. Реакция обратима, а равновесие сильно сдвинуто в сторону исходных веществ:

Химические свойства йодноватистой кислоты

• Проявляет амфотерные свойства – слабая кислота и слабое основание. Диссоциирует и как кислота, и как основание:

• Разлагается при комнатной температуре с течением времени:

• Разлагается щелочами:

3HIO + 3NaOH = 2NaI + NaIO₃ + 3H₂O

Соли иодноватистой кислоты называют гипоиодитами.

Иодноватая кислота (HIO₃)

Йодноватая кислота HIO₃— белое кристаллическое вещество со стеклянным блеском и горьковато-кислым вкусом. При обычной температуре устойчива. Сильная одноосновная кислота, имеющая склонность к полимеризации в концентрированных растворах

Получение иодноватой кислоты

Получают в водных растворах при окислении иода хлором, пероксидом водорода либо дымящей азотной кислотой:

Химические свойства йодноватой кислоты

• хорошо растворима в воде:

• При медленном нагревании до 110ºС она частично плавится, частично образует ангидроиодноватую кислоту HI₃O₈.

При нагревании HIO₃ выше 230°C образует порошок иодноватого ангидрида I₂O₅, при растворении в воде, которого вновь образуется иодноватая кислота:

• Нейтрализуется щелочами:

• Проявляет окислительные свойства:

• При электролизе йодноватой кислоты образуется йодная кислота:

Соли иодноватой кислоты — иодаты

• Они довольно устойчивы и разлагаются при температуре выше 400 °C.

• Обладают сильными окислительными свойствами в кислой среде:

• При электролизе раствора иодаты распадаются на водород и периодаты:

Иодная кислота (HIO₄)

Иодная кислота HIO₄ — белое гигроскопичное кристаллическое вещество. В водном растворе Н₅IO₆ является слабой кислотой. В растворах образует гидраты состава mHIO₄•nН₂О, например, H₃IO₅, H₄I₂O₉, H₅IO₆ и т. д Их устойчивость зависит от концентрации раствора. Проявляет сильные окислительные свойства

Получение йодной кислоты

• При воздействии хлорной кислоты на иод в присутствии катализатора:

• Электролизом раствора иодноватой кислоты:

Химические свойства йодной кислоты

• При растворении в воде образует гидраты:

• НIO₄ разлагается при нагревании выше 122ºС:

• Щелочами нейтрализуется не полностью:

• Сильные окислительные свойства:

Cоли йодной кислоты — периодаты

Йодная кислота может образовать соли, содержащие ионы, IO₆ 5− , IO₅ 3− , IO₄ — и I₂O₉ 4− — соответственно орто-, мезо-, мета- и дипериодаты.

Получение периодатов

Периодаты можно получить при окислении иодатов сильными окислителями в щелочной среде:

Химические свойства периодатов

• Периодаты — сильные окислители, при нагревании выше 300ºС разлагаются с выделением кислорода:

• Разлагаются концентрированными кислотами:

• Разлагаются концентрированными щелочами:

• Проявляют окислительные свойства:

Оксиды йода

Пентаоксид (пятиокись) иода, йодноватый ангидрид (I₂O₅)

Иодноватый ангидрид I₂O₅ – белое, гигроскопичное вещество. На свету темнеет из-за частичного разложения.

Получение пентаоксида йода

Получают при медленном нагревании йодноватой или йодной кислоты

Химические свойства пентаоксида йода

• На свету разлагается:

• Как кислотный оксид реагирует с водой, со щелочами:

• Легко фторируется:

• Восстанавливается монооксидом углерода:

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H₂).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н₂ является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H₂ даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal₂.

Галоген

Физические свойства

F₂Светло-желтый газ с резким раздражающим запахомCl₂Желто-зеленый газ с резким удушливым запахомBr₂Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахомI₂Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

HCl + HClO» width=»225″ height=»28″/>

HBr + HBrO» width=»225″ height=»28″/>

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

5NaI + NaIO3 + 3H2O» width=»341″ height=»62″/>

🎦 Видео