Галогены

1.Почему водород занимает два места в ПСХЭ Д.И.Менделеева:
на внешнем энергетическом уровне 1электрон, легко отдаёт его и проявляет восстановительные свойства;
не хватает до завершения уровня 1 электрона, поэтому легко присоединяет его и проявляет окислительные свойства;
обладает двумя свойствами-может быть окислителем и восстановителем.
2.Водород при нормальных условиях-это…
газ;
жидкость;
твёрдое вещество.

*
Сафиканов А.Ф.
3.Из скольки атомов состоит молекула водорода?
(Записать формулу).
4.Связь атомов в молекуле водорода образована…
ковалентной полярной хим. связью;
ковалентной неполярной;
ионной.
5.Во сколько раз водород легче воздуха:
В 10;
В 15;
В 14.
6.Как называют смесь водорода с кислородом или воздухом:
«гремучая смесь»;
«взрывной газ»;
«гремучий газ».

*
Сафиканов А.Ф.
7.Какие свойства проявляет водород в реакции:
2H2+O2=2H2O
8.Какие важные хим.продукты получают с помощью реакции водорода с неметаллами:
NH3 и H2SO4;
NaOH и Cl;
NH3 и HCl.
9.Взаимодействуя с оксидом C(II) водород образует важнейшее органическое соединение:
этиловый спирт;
метанол;
метиловый спирт.

*
Сафиканов А.Ф.
10.Окислительные свойства водород проявляет при взаимодействии:
a) c S,Cl,Br;
b) с O2,He2,O3;
c) Na;Ca;K.
11.Твёрдые солеподобные соединения водорода с металлами-это:
a) гидраты;
b) гидриты;
c) гидриды.

Галогены
Положение галогенов в ПСХЭ

Строение атома

Строение атома

Общая характеристика
+9 ) )
2 7
+17 ) ) )
2 8 7
+35 ) ) ) )
2 8 18 7
+53 ) ) ) ) )
2 8 18 18 7
Заряд ядра увеличивается
Радиус атома увеличивается
Количество валентных электронов равно 7
Притяжение валентных электронов к ядру уменьшается
Способность отдавать электроны увеличивается
Неметаллические свойства ослабевают
Окислительная способность уменьшается
Уменьшается электроотрицательность (ЭО)
Увеличивается сила галогеноводородных кислот
Уменьшается кислотный характер высших оксидов.

История открытия галогенов
Cl2
At

В 1886 году французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода, охлажденного до температуры –23°C (в жидкости должно содержаться немного фторида калия, который обеспечивает ее электропроводимость), смог на аноде получить первую порцию нового, газа. В первых опытах для получения фтора А. Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины и иридия. При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины.
История открытия фтора
Анри Муассан
(1852 – 1907 г.)
2HF→H2↑ + F2↑

В 1774 году шведский аптекарь К. Шееле открыл хлор. «Я поместил смесь черной магнезии с муриевой кислотой в реторту, к горлышку которой присоединил пузырь, лишенный воздуха, и поставил ее на песчаную баню. Пузырь наполнился газом, который имел желто-зеленый цвет и пронзительный запах».
В 1807 году английский химик Гемфри Дэви получил тот же газ. Он пришел к выводу, что получил новый элемент и назвал его "хлорин" (от "хлорос" - желто-зеленый).
В 1812 году Гей-Люсеок дал газу название хлор.
История открытия хлора
Карл Вильгельм Шееле
(1742 – 1786 г.)
MnO2+ 4HCl → Cl2+ MnCl2 + 2H2O

В 1825 году французский химик А.Ж.Балар при изучении маточных рассолов выделил темно-бурую жидкость, который он назвал - "мурид" (от латинского слова muria, означающего "рассол"). Комиссия Академии, проверив это сообщение, подтвердила открытие Балара и предложила назвать элемент бромом (от "бромос", с греческого "зловонный"). Балар писал: «Точь-в-точь как ртуть есть единственный металл, который имеет жидкую фазу при комнатной температуре, бром есть единственный жидкий неметалл» .
История открытия брома
Антуан Жером Балар
(1802 – 1876 г.)
2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2

В 1811 году французский химик Бернар Куртуа открыл йод путём перегонки маточных растворов от азотнокислого кальция с серной кислотой Чтобы другие химики могли изучать новое вещество, Б. Куртуа подарил его (фармацевтической фирме в Дижоне.
В 1813 году Ж.-Л.Гей-Люссак подробно изучил этот элемент и дал ему современное название. Название "иод" происходит от греческого слова "иодэс" - "фиолетовый" (по цвету паров).
История открытия йода
Бернар Куртуа (1777 – 1838 г. )
2 NaI + 2 H2SO4 = I2 + SO2 + Na2 SO4 + 2 H2 O

В 1869 г Д.И.Мендеелеев предсказал его существование и возможность открытия в будущем (как «эка-иод»).
Впервые астат был получен искусственно в 1940 г. открыт Д.Корсоном, К.Маккензи и Э.Сегре (Калифорнийский университет в Беркли). Для синтеза изотопа 211At они облучали висмут альфа-частицами.
Астат является наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится всего 70 мг астата.
История открытия астата
20983Bi + 42He → 21185At + 2 10n
Эрст Сегре
(1914 – 1985 г.)

Нахождение галогенов в природе

Нахождение галогенов в природе

Нахождение галогенов в природе

Нахождение галогенов в природе

Нахождение галогенов в природе

Галогены в живых организмах

ФТОР
Группы элементов
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
F
19
9
0
10

Группы элементов
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
Cl
35
17
0
10
Cl2
ХЛОР

Группы элементов
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
Br
80
35
0
10
Br2
БРОМ

Группы элементов
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
I
127
53
0
10
I2
ЙОД

Группы элементов
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
At
210
85
0
10
At2
АСТАТ

Галогены

Сравнение физических свойств
Интенсивность цвета усиливается
Плотность увеличивается
Температуры плавления и кипения увеличиваются
At2
I2
Br2
Cl2
светло-желтый газ
желто-зеленый газ
красно-бурая
жидкость (возгоняется)
фиолетовые кристаллы
с металлическим блеском
черно-синие кристаллы

Возгонка йода
Кристаллический йод обладает способностью при нагревании переходить из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое (возгонка), превращаясь в фиолетовые пары.

Хлор хвалился: «Нет мне равных!
Галоген я - самый главный.
Зря болтать я не люблю:
Всё на свете отбелю!»
Йод красой своей гордился,
Твердым был, но испарился.
Фиолетовый как ночь,
Далеко умчался прочь.
Бром разлился океаном,
Хоть зловонным. Но румяным.
Бил себя он грозно в грудь:
«Я ведь бром! Не кто-нибудь!..»
Фтор молчал и думал:
«Эх!.. Ведь приду – окислю всех…»
Химические свойства галогенов

Проверить
F2 –САМЫЙ РЕАКЦИОНОСПОСОБНЫЙ, реакции идут на холоде, при нагревании – даже с участием Au, Pt, Xe.
Химические свойства фтора

С простыми веществами:
С МЕталлами С Неметаллами
2Na + F2 → 2NaF H2 + F2 → 2HF
Mo + 3F2 → MoF6 Xe + 2F2 → XeF4
Со сложными веществами:
2H2O + F2 → 4HF + O2
2KCl + F2 → Cl2 + 2NaF
2KBr + F2 → Br2 + 2КF
2KI + F2 → I2 + 2КF
Химические свойства фтора
Фтор вытесняет любой галоген из соли
Вода горит во фторе фиолетовым пламенем
F2

Химические свойства хлора
Cl2 - сильно реакционоспособен (искл. C, O2, N2 и некот. др.).
Отбеливает ткани и бумагу.

С простыми веществами:
С МЕталлами С НЕметаллами
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 H2 + Cl2 → 2HCl (tº, hυ)
Cu + Cl2 → Cu Cl2 2P + 5Cl2 → 2PCl5 ( tº, в изб. Сl2)
Со сложными веществами:
H2O + Cl2 → HCl+HClO
2NaOH + Cl2 → NaOCl + NaCl + H2O жавелевая вода
2KBr + Cl2 → Br2 + 2КCl
2KI + Cl2 → I2 + 2КCl
Химические свойства хлора
Горение железа в хлоре
Cl2
Хлор отбеливает ткани за счет атомарного кислорода, выделяемого из НClO

Химические свойства брома
Br2 - умеренно реакционоспособен.
Вытесняется из солей фтором и хлором.

С простыми веществами:
С МЕталлами С НЕметаллами
2Fe + 3Br2 → 2FeBr3 H2 + Br2 → 2HBr
Cu + Br2 → Cu Br2 2P + 5Br2 → 2PBr5
Со сложными веществами:
Br2 + H2O → HBr + HBrO
2KI + Br2 → I2 + 2КCl
Химические свойства брома
Чаще чем фтор и хлор используется в органическом синтезе
Обладает высокой селективностью (избирательностью)
Br2

Химические свойства йода
I2 - мало реакционоспособен.
Вытесняется из солей фтором, хлором и бромом.

С простыми веществами:
С металлами С неметаллами
Hg + I2 → HgI2 H2 + I2 → 2HI (tº)
2Al + 3I2 → 2AlI3 2P + 3Br2 → 2PI3
Со сложными веществами:
I2 + H2O → HI + HIO (практически не идет)
I2 + р-р крахмала → темно-синее окрашивание
Химические свойства йода
I2
Окисляется конц. серной и азотной кислотами

Определение галогенид-ионов
Определить в какой пробирке находится раствор хлорида, бромида, иодида, фторида
?

AgNO3
AgCl
AgBr
AgI
AgF
Уравнения реакций:
AgNO3 + MeCl
AgNO3 + MeBr
AgNO3 + MeI
AgNO3 + MeF
растворим
AgCl + MeNO3 Добавим нитрат серебра.
AgBr + MeNO3
AgI + MeNO3
AgF + MeNO3
Определение галогенид-ионов
AgCl-белый осадок
AgBr-светло-желтый
AgI-желтый
AgF-растворим

F
Скелет,
зубы
Сl
Кровь, желудочный сок
Br
Регуляция нервных процессов
I
Регуляция обмена веществ

Применение фтора
Тефлон
(посуда)
Фреон-
CF2Cl2
(хладогент)
Окислитель ракетного топлива
Заменитель крови
Фториды в зубных пастах

Применение хлора
Отбеливатели
Производство
HCl
Получение брома, йода
Дезинфекция воды
Органические растворители
Лекарственные препараты
Хлорирование органических веществ
Получение неорганических хлоридов

Применение брома
Лекарственные препараты
Красители
Фотография
Ветеринарные препараты
Ингибиторы
коррозии
Присадки к бензину

Применение йода
Лекарственные препараты
Фотография
Красители
AgI для создания искусственных осадков
Галогеновые
электролампы

Xe + 2F2 =
H2 + F2 =
2Au + 3Cl2 =
2NaCl + 2H2 O =
2NaI + Cl2 =
2H2 O + 2F2 =
2NaOH + H2 +Cl2
2NaCl + I2
XeF4
4 HF + O2
2HF
2AuCl3
Проверь себя