Презентация по химии на тему: "Галогены. Соединения галогенов"

Галогены

+9 ) )
2 7
+17 ) ) )
2 8 7

+35 ) ) ) )
2 8 18 7

+53 ) ) ) ) )
2 8 18 18 7

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.

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.

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» .

Антуан Жером Балар(1802 – 1876 г.)

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).

20983Bi + 42He → 21185At + 2 10n

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

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

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

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

Интенсивность цвета усиливается
Плотность увеличивается
Температуры плавления и кипения увеличиваются

светло-желтый газ

желто-зеленый газ

красно-бурая
жидкость (возгоняется)

фиолетовые кристаллы
с металлическим блеском

черно-синие кристаллы

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

Химические свойства галогенов

С водородом
H2 + F2 → 2HF (самопроизвольно в темноте со взрывом)
H2 + Cl2 → 2HCl (УФ-облучение или нагревание)
H2 + Br2 → 2HBr (нагревание)
H2 + I2 → 2HI (нагревание, реакция обратима)

С фосфором
2P + 5F2 → 2PF5
2P + 5Cl2/Br2 → 2PCl5/PBr5 (при нагревании, избыток галогена)
2P + 3Cl2/Br2 → 2PCl3/PBr3(при нагревании, недостаток галогена)
2P + 3I2 → 2PI3(при нагревании)

С серой
S + 3F2 → SF6 (при нагревании)
S + Cl2 → SCl2 (≤20ºC) дихлорид серы представляет собой вишнево-красную жидкость

2S + Cl2 → S2Cl2 (125-130ºC)
2S + Br2 → S2Br2 (100ºC)

S2Cl2 – дихлорид дисеры (представляет собой желтую жидкость, которая "дымится" во влажном воздухе из-за реакции с водой)
S2Br2 - дибромид дисеры (красная дымящаяся жидкость)

С металлами
А) фтор способен реагировать со всеми металлами, даже малоактивными платиной и золотом
Au + 2F2 = AuF4 (при нагревании)
Pt + 2F2 = PtF4 (при нагревании)
Б) остальные галогены - со всеми металлами кроме золота и платины
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 (при нагревании)
2Fe + 3Br2 = 2FeBr3 (при нагревании)
Fe + I2 = FeI2 (при нагревании)
F, Cl, Br – переводят металл в максимальную с.о.
I – в минимальную

С галогеноводородами и их солями
Более активный галоген вытесняет менее активный из раствора кислоты или соли
Br2 + KI = KBr + I2
I2 + KBr ≠
Бром и йод вытесняет серу из растворов сульфидов или сероводорода
Na2S + Br2 = 2NaBr + S↓
Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты
H2S + Cl2 + H2O = H2SO4 + HCl (расставить коэффициенты методом электронного баланса)

С водой
H2O + F2 = ?
H2O + Cl2 = HCl + HClO (реакция обратима)
H2O + Br2 = HBr + HBrO (реакция обратима)

С растворами щелочей
2NaOH + 2F2 = OF2 + 2NaF + H2O
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O (при 0°C, с Br2 аналогично)

3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, с Br2 аналогично)

3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O (только при нагревании)

Галогеноводороды

HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям.
Бесцветные ядовитые газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.
В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.
Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота. 

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.
Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:
H2SO4(конц.)     +    NaCl(тверд.) →   NaHSO4    +   HCl↑
Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:
Cl2   +   H2    →    2HCl

Химические свойства галогеноводородов

соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):
Fe    +   2HCl      →     FeCl2   + H2

Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.
Фтороводород практически невозможно окислить.
Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).
Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):
4HCl    +    MnO2    →   MnCl2   +    Cl2   +   2H2O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI),  концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:
бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:
2HBr   +   H2SO4(конц.)  →   Br2    +   SO2   +  2H2O
Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:
14HBr      +    K2Cr2O7   →    2KBr  +    2CrBr3    +  3Br2 + 7H2O
Или с оксидом марганца (IV):
4HBr    +  MnO2   →   MnBr2   +   Br2   +   2H2O
Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:
2HBr   +   H2O2   →   Br2   +   2H2O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).
йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:
2HI    +   2FeCl3  →   I2   +   2FeCl2   +  2HCl
или с сульфатом железа (III):
2HI    +   Fe2(SO4)3    →   2FeSO4   +   I2   +   H2SO4
Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):
2HI   +  NO2  →   I2   +   NO   +    H2O
или молекулярной серой при нагревании:
2HI    +   S     →   I2     +    H2S

Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):
SiO2   +   4HF   →   SiF4  +  2H2O
SiO2   +   6HF(изб)  →  H2[SiF6]  +   H2O

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в  разбавленном водном растворе.
Способ получения хлорноватистой кислоты:
1. Диспропорционирование хлора в холодной воде:
Cl2    +   H2O   ↔  HCl   +  HClO  

Химические свойства

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.
1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается:
2HClO  →  2HCl   +   O2
2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями.
Например, с гидроксидом калия:
HClO   +   KOH    →    KClO   +   H2O

3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.
Хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:
HClO   +  2HI   →  HCl   +   I2   +  H2O
Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:
HClO   +  H2O2   →  HCl   +   H2O   +   O2

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:
3HClO    →   2HCl   +    НСlO3