Анализ галогенов с щелочными металлами

Тема №4. Галогены и их соединения с щелочными металлами.

6.2. Цель Ознакомление студентов со свойствами и с методологией оценки качества лекарственных препаратов на основе галогенов и их соединений с щелочными металлами.

Тезисы лекции

Среди элементов седьмой группы периодической системы главную подгруппу составляют водород и галогены: фтор, хлор, бром, йод и астат. Первые четыре галогена встречаются в природе. Астат получен искусственным путем и неустойчив (радиоактивен). Фтор, бром и йод в числе 15 микроэлементов входят в- состав нашего организма.

В молекулярной форме ни один из галогенов в природе не- встречается, так как их молекулы имеют очень высокую реакционную способность.

В большинстве своих соединений галогены одновалентны. Это объясняется их электронной конфигурацией.

На внешнем электронном слое атомы галогенов имеют 7 электронов (2 на s- и 5 на р-орбиталях) и поэтому проявляют большую склонность к присоединению еще одного электрона и- образованию однозарядных отрицательных ионов с конфигурацией соответствующего инертного газа (ns 2 np 6 ). Следовательно, в химическом отношении галогены проявляют себя как неметаллы и являются окислителями. В этом отношении наиболее энергично притягивает электрон фтор, который поэтому является самым электроотрицательным из всех галогенов.

По мере увеличения атомной массы галогенов электроотрицательный характер их ослабевает и, следовательно, уменьшается и окислительная способность галогена. Исходя из этого- самым сильным окислителем является фтор. Хлор и бром проявляют окислительные свойства в меньшей степени. Иод — наиболее слабый окислитель.

Будучи окислителями, галогены используются в медицине главным образом как дезинфицирующие вещества. Однако фтор и бром очень токсичны и в медицине не применяются.

Хлор применяется в качестве антисептика для обеззараживания воды. Иод — единственный из всех галогенов является- фармацевтическим препаратом и в виде спиртовых растворов- (5 и 10%) применяется в медицине.

Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение- дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек.

Чаще галогены находят применение в медицине в виде соединений с другими элементами.

Из этих соединений значение для медицины $меют:

Соединения галогенов с водородом—.галогеноводородные кислоты (НС1, HBr, HI).

Соединения галогенов с кислородом общей формулы X₂O, т. е. оксиды, которые с водой дают соответственно хлорноватистую, бромноватистую, йодноватистую кислоты.

Соединения со щелочными металлами — галогениды (NaCl, KCl, NaBr, KBr, NaI, KI).

Из соединений первой группы значение для медицины имеет хлористоводородная кислота (в фармации — соляная кислота). Это единственная минеральная кислота, которая постоянно присутствует в свободном виде в желудочном соке животных и человека.

Роль соляной кислоты желудочного сока состоит в том, что она превращает один из ферментов желудочного сока — пепсин в активную форму. И, кроме того, она выполняет еще одну важную функцию — уничтожает проникающих в желудок патогенных и гнилостных бактерий. Поэтому соляная кислота является фармацевтическим препаратом.

Государственная фармакопея приводит два препарата соля- юой кислоты.

Как та, так и другая кислота имеют одинаковые свойства и различаются лишь по количеству содержания хлороводорода и, соответственно, плотности.

Кислота хлористоводородная должна содержать хлороводорода в пределах 24,8—25,2%, плотность ее равна 1,125— 1,127 г/см 3 .

Кислота хлористоводородная разведенная содержит хлороводорода в пределах 8,2—8,4%, плотность ее равна 1,040— 1,041 г/см 3 .

Продажная концентрированная соляная кислота содержит 37% хлороводорода с плотностью 1,19 г/см 3 . Эта кислота «ды

мит»: хлороводород соединяется с аммиаком, который всегда есть в воздухе, образуя хлорид аммония, мельчайшие частички которого и создают впечатление дыма. Поэтому кислота и называется «дымящей».

Получается соляная кислота растворением в воде хлорово- дорода. Основным способом промышленного получения хлоро- водорода в настоящее время является синтез его из водорода и хлора, образующихся при электролизе раствора хлорида натрия.

Фармакопейные препараты соляной кислоты представляют собой бесцветную прозрачную жидкость, иногда с желтоватым оттенком, обусловленным примесью хлорида железа (III), которая может попасть из материала аппарата, где получают кислоту. Соляная кислота смешивается с водой и спиртом в любых соотношениях, имеет кислую реакцию на лакмус.

Подлинность подтверждается реакциями на анион Cl — :

а) с раствором нитрата серебра выпадает осадок хлорида серебра, растворимый в растворе аммиака.

б) при нагревании с диоксидом марганца выделяется свободный хлор (продукт окисления Cl — кислоты до молекулярного хлора — Cl₂), который обнаруживается по запаху.

Для установления доброкачественности соляной кислоты проводят испытания на возможные примеси 1 :

Соли трехвалентного железа (FeCb) обнаруживают:

а) с раствором роданида калия по образованию окрашенного в красный цвет роданида железа (III);

Свободный хлор обнаруживается действием йодида калия в присутствии хлороформа, который окрашивается в фиолетовый цвет от выделившегося йода.

Концентрацию соляной кислоты можно определить:

методом нейтрализации — титрованием щелочью по метиловому оранжевому (фармакопейный метод)

по плотности — определенной концентрации кислоты соответствует определенное значение плотности. Зная эту величину по таблицам, приводимым в литературе, можно легко установить концентрацию кислоты соответствующей ее плотности. Например, плотности 1,19 г/см 3 соответствует 36,5% хло- роводорода; плотности 1,125 г/см 3 соответствует 25% хлорово- дорода.

В медицине находит применение кислота хлористоводородная разведенная. Применяют ее внутрь в каплях или в виде микстуры (чаще вместе с пепсином) при недостаточной кислотности желудочного сока. Часто ее назначают совместно с препаратами железа, так как она способствует улучшению их всасывания.

Кислота хлористоводородная, предназначенная для медицинских целей, должна храниться в склянках с притертыми пробками при комнатной температуре. Нельзя хранить кислоту б очень теплых помещениях, так как в этом случае может выделяться газ (HCl), который нарушит укупорку склянки. Препарат относится к списку Б.

Источник

Галогены и их соединения с щелочными металлами

Соединения As под действием Zn и HCl (H₂SO₄) восстанавливаются в мышьяковистый водород (арсин), который соприкасается с бумагой, пропитанной HgCl₂, окрашивая в оранжевый цвет, а после обработки KI в бурый цвет. Вата, пропитанная ацетатом свинца нужна для устранения примеси H₂S.

Методика: В колбу, где находится соответс твующим образом приготовленное вещество (см. ниже), прибавляют от 10 до 12 капель раствора дихлорида олова, 2 г гранулированного цинка (без мышьяка) и тотчас закрывают колбу пробкой со вставленной в нее верхней частью прибора. Содержимое колбы осторожно взбалтывают и оставляют на 1 ч. При этом температура реакционной смеси не должна превышать 40 град. С. Параллельно в другом таком же приборе проводят контрольный опыт со всеми реактивами и с прибавлением 0,5 мл эталонного раствора мышьяка. Через 1 ч полоску бумаги, пропитанную раствором дихлорида ртути, помещают в раствор йодида калия. Через 10 мин раствор йодида калия сливают, полоску бумаги тщательно промывают несколько раз водой декантацией в том же стакане и сушат между листами фильтровальной бумаги. Полоска бумаги, взятая из прибора с исследуемым веществом, не должна быть окрашенной или окраска ее не должна быть интенсивнее окраски полоски бумаги в контрольном опыте.

HgCl₂ + 2KI à HgI₂ красно-бурый K₂HgI₄ бесцветный

1 — колба; 2 — стеклянная трубка; 3 — тампон из ваты, пропитанной раствором ацетата свинца; 4 — стеклянная трубка;5 — бумага, пропитанная раствором дихлорида ртути.

Второй способ: (реакция Буго-Тиле)

В случае определения наряду с Se, Te, а также для определения As в присутствии Sb, Bi, Hg, Ag, SO₃ 2- , S 2-

Методика: Навеску вещества после предварительной обработки, описанной в соответствующей частной статье, вносят в пробирку, прибавляют 5 мл раствора гипофосфита натрия, помещают в пробирку в кипящую водяную баню и нагревают в течение 15 мин. В испытуемой жидкости не должно быть заметно ни побурения, ни образования бурого осадка. В случае побурения или образования бурого осадка в пробирку после охлаждения прибавляют 3 мл воды, 5 мл эфира и тщательно взбалтывают. При наличии мышьяка на границе жидкостей образуется бурая пленка.

Источник

Соединения галогенов

В молекулярной форме ни один из галогенов в природе невстречается, так как их молекулы имеют очень высокую реакционную способность.

В большинстве своих соединений галогены одновалентны. Это объясняется их электронной конфигурацией.

На внешнем электронном слое атомы галогенов имеют 7 электронов (2 на s- и 5 на р-орбиталях) и поэтому проявляют большую склонность к присоединению еще одного электрона и> образованию однозарядных отрицательных ионов с конфигурацией соответствующего инертного газа (ns 2 np 6 ). Следовательно, в химическом отношении галогены проявляют себя как неметаллы и являются окислителями. В этом отношении наиболее энергично притягивает электрон фтор, который поэтому является самым электроотрицательным из всех галогенов.

По мере увеличения атомной массы галогенов электроотрицательный характер их ослабевает и, следовательно, уменьшается и окислительная способность галогена. Исходя из этого-самым сильным окислителем является фтор. Хлор и бром проявляют окислительные свойства в меньшей степени. Иод — наиболее слабый окислитель.

Хлор применяется в качестве антисептика для обеззараживания воды. Иод — единственный из всех галогенов является* фармацевтическим препаратом и в виде спиртовых растворов. (5 и 10%) применяется в медицине.

Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение-дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек.

Чаще галогены находят применение в медицине в виде соединений с другими элементами.

Из этих соединений значение для медицины цмеют:

1. Соединения галогенов с водородом-.галогеноводород-ные кислоты (НС1, HBr, HI).

2. Соединения галогенов с кислородом общей формулы Х₂0, т. е. оксиды, которые с водой дают соответственно хлорноватистую, бромноватистую, йодноватистую кислоты.

3. Соединения со щелочными металлами — галогениды (NaCl, KC1, NaBr, KBr, Nal, KI).

Роль соляной кислоты желудочного сока состоит в том, что она превращает один из ферментов желудочного сока — пепсин ъ активную форму. И, кроме того, она выполняет еще одну важную функцию — уничтожает проникающих в желудок патогенных и гнилостных бактерий. Поэтому соляная кислота является фармацевтическим препаратом.

Источник

Анализ галогенов с щелочными металлами

Химические свойства галогенов

Ключевые слова конспекта: химические свойства галогенов, реакция галогенов с металлами, реакции с неметаллами, реакции галогенов с водой, со щелочами, с солями-галогенидами.
Раздел ОГЭ: 3.1.2. Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

1. Реакция с металлами.

Галогены реагируют практически со всеми металлами (кроме благородных металлов) с образованием галогенидов. Например, натрий горит в хлоре: 2Na + Cl₂ = 2NaCl

Читайте также: Анализ урока физры фгос

Со фтором реакции идут очень бурно, с йодом – только при нагревании, часто требуется вода как катализатор.

Окислительная активность галогенов снижается от фтора к йоду. Это можно продемонстрировать на примере окисления железа (обратите внимание на его степень окисления в галогенидах):

В ходе реакции с бромом Вг₂ может образоваться как FeBr₃, так и FeBr₂:

В реакции с йодом I₂ при температуре 500 °С образуется Fel₂:

Фтор, хлор и бром окисляют железо глубже (до Fe 3+ ), чем йод.

2. Реакции с неметаллами.

Окислительную способность галогенов можно сопоставить и в реакциях с неметаллами. Галогены реагируют со многими неметаллами (исключением являются благородные газы, азот N₂, кислород O₂).

Галогены реагируют с водородом, при этом условия проведения реакции зависят от того, с каким из галогенов проводится реакция:

Со фтором реакция может начинаться даже при t° = –250 °С, с хлором реакция идёт при сгорании водорода в хлоре или даже при комнатной t° на свету. С бромом и йодом реакция идёт при температуре 350–500 °С или при наличии катализатора платины Pt. Реакция образования йодоводорода HI обратима. Таким образом, по мере увеличения относительной молекулярной массы галогена от фтора F₂ к иоду I₂ условия проведения реакции должны быть более жёсткими.

Галогены реагируют с серой. Фтор взаимодействует с серой даже при температуре жидкого воздуха, окисляя её до высшей степени окисления:

Реакция серы с хлором приводит к образованию либо SCl₂, либо S₂Cl₂:

Обратите внимание: здесь встретилась сравнительно редкая для серы степень окисления +2.

С йодом сера не реагирует. Более глубокое окисление серы в реакции со фтором демонстрирует более высокую окислительную способность фтора.

Галогены реагируют с фосфором. Красный и белый фосфор уже при комнатной температуре самовоспламеняется во фторе и хлоре, реагирует с жидким бромом. При этом в реакции со фтором происходит более глубокое окисление фосфора:

В реакциях фосфора с хлором и бромом могут образоваться РCl₃ и РВг₃, но по мере повышения температуры в результате окисления фосфора глубина окисления возрастает – образуются РCl₅ и РВг₅.

Фтор реагирует с графитом при температуре выше 900 °С:

Остальные галогены не реагируют с простыми веществами, образованными углеродом (алмазом, графитом).

3. Реакции с водой.

Рассмотрим реакции галогенов со сложными веществами. Галогены взаимодействуют с водой. При этом фтор окисляет кислород воды. Пары воды горят в атмосфере F₂:

Хлор обратимо реагирует с водой, но при этом не происходит окисление кислорода. В этой реакции хлор сам является как окислителем, так и восстановителем (такие реакции называют реакциями диспропорционирования):

4. Реакции со щелочами.

Хлор, бром и йод реагируют со щелочами, в ходе реакции хлор является и окислителем, и восстановителем:

5. Реакции галогенов с солями-галогенидами.

Галогены способны вытеснять друг друга из солей-галогенидов и из галогеноводородов. Фтор F₂ вытесняет все остальные галогены из галогеноводородов и галогенидов (в растворах параллельно идёт реакция окисления воды). Хлор Cl₂ вытесняет бром и йод из НВг, бромидов, HI и иодидов. Бром Вг₂ вытесняет йод из йодидов и йодоводорода. Йод I₂ не вытесняет другие галогены:

Признаком данной реакции в растворе является изменение окраски с бесцветной на жёлтую.

Конспект урока по химии «Химические свойства галогенов». Выберите дальнейшее действие:

Источник