Галогены.

Галогены.
Галогены (от греч. halos - соль и genes образующий) - элементы главной
подгруппы VII группы периодической
системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
Общая характеристика элементов
галогенов.
F
Cl
7e- n
2s22p5
 
3s23p5
Br
 
 

I
ns2np5
4s24p5
5s25p5
Металлические свойства увеличиваются, неметаллические убывают
-1;0
F2
-1; 0;+1; +3; +5; +7
Cl2
Br2
I2
Ковалентная неполярная связь, молекулярная кристаллическая решетка
нет оксида
Cl2O7
Br2O7
I2O7
Кислотные оксиды
Нет гидроксида
HClO4
HBrO4
HIO4
кислоты
HF
HCl
HBr
HI
Галогены – простые вещества.
F2
T плГаз
.=-219,47
С°; Т кип = -187,99С°;
=1696кг/м3
светло-желтого
цвета
Cl2
Т пл
=-100,83С°;
Т кип = -33,82С°;
=3214кг/м3
Газ
желто-зеленого
цвета
Br2
I2
ТЖидкость
цвета3
пл. = -7,1С°; Ткрасно-бурого
кип = 58,93С°; = 3123кг/м
Т пл.
= 113,7С°;
Т кип = 184,5С°; = 4930кг/м3
Кристаллы
черно-фиолетового
цвета
С увеличением
атомной массы
окраска
становится
более темной,
возрастают
температуры
плавления и
кипения, а
также
плотность.
Химическая связь и строение
галогенов.
связь – ковалентная неполярная.
2)1)Химическая
Строение галогенов.
Механизм образования связи.
Энергия связи Молекулярная
F-F
р --орбиталь
Cl
Cl
151 кДж/моль
243 кДж/моль
Br - Br
199 кДж/моль
I-I
151 кДж/моль
кристаллическая
решетка
Химическая
активность
галогенов
р-р перекрывание
уменьшается
 -сигма связь
Валентные состояния атомов
галогенов.
Валентность I
Валентность III
Валентность V
3
3p
3d












H–F;
H – O – Br = O


F–O–F
H – O – Cl = O

=
3s
О







H–O–I =O
=
ВалентностьVII
=
О
O
История хлора.
1)Xлор получен впервые в 1774
К. Шееле: взаимодействием
соляной кислоты с пиролюзитом
МnO2.
2)Однако, только в 1810 Г. Дэви
установил, что хлор - элемент и
назвал его chlorine (от греческого
chloros - жёлто-зелёный).
3)В 1813 Ж.Л. Гей-Люссак
предложил для этого элемента
название хлор.
Нахождение в природе.
1) Массовая доля хлора в земной коре составляет 0,19%.
2) В свободном виде практически не встречается, в
небольших количествах в вулканических газах.
3)Хлор входит в состав многих минералов:
сильвин KCl
Галит (каменная или
Сильвинит KCl • NaCl
поваренная соль NaCl)
Бишофит MgCl2 • 6H2O
Карналлит KCl • MgCl2 • 6H2O
Получение хлора.
1) В лаборатории:
2) В промышленности:
MnO2 +электролиз
4HCl = MnClраствора
NaCl
2 + Cl2+ 2H
2O
2KMnO4 + 16HCl =2MnCl2 + 5Cl2+ 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
2NaCl + 2H2O =H2 + Cl2+ 2NaOH
Хлор, его физические свойства.
При стандартных условиях:
Хлор - желто-зеленый
газ с неприятным,
удушливым запахом,
ядовит,  в 2,5 раза
тяжелее воздуха. При
20°С растворяется 2-4
V(Cl2) в 1V( H2O).
Раствор хлора в воде
называется хлорной
водой.
*Природный хлор содержит 2 изотопа: 1735CL(77,3%) и 1737CL(22,7%)
Химические свойства хлора.
Хлор - сильный окислитель.
Реакции со
щелочами:
5) 4)Вытесняет
бром
и йод из
1)
Реакции
с
металлами:
3)
Реакция
с
водой:
2) Реакции с неметаллами:
галогеноводородных
кислот и их солей.
Cl
+
2KOH=
KCl
+
KClO
+
H
O
2Na
+
Cl
=2NaCl
2
2
2
Cl2 +HH
O
=
HCl
+
HClO
+
Cl
=
2HCl
(h)
2
2
2
Ni
+
Cl
=NiCl
2
2 + I2 кислота
Cl
+
2KI
=
2KCl
2P
+
3Cl
=
2PCl
хлорноватистая
2
3Cl2 + 6KOH= 5KCl 2+ KClOЗ +З3H2O(t=40 °C)
2Fe
+
3Cl
=
2FeCl
Cl2P
+
2HBr
=
2HCl
+ 3Br2
2
2 +5 Cl =2PCl
2
5
Cl2 + Ca(OH)2 = CaOCl2(хлорная известь) + H2O
Области применения.
Для получения
соляной кислоты
Для отбеливания
бумаги, тканей
Для обеззараживания
воды
Для получения
пластмасс
Для получения
ядохимикатов
Склад хлора
Для
получе
ния
каучука
Для
получе
ния
раствор
ителей
Биологическая роль хлора.
Хлор (хлор-ион) более важен для жизнедеятельности
животных и человека, чем для растений.
Ионы хлора регулируют буферную систему крови.
Свободная соляная
кислота входит в состав
желудочного сока всех
млекопитающих и активно
участвует в акте
пищеварения.
Хлорид натрия
является составной
Недостаток
хлора в
частью плазмы
крови
организме
приводит
к и
спинномозговой
тахикардии,
снижению
жидкости и участвует в
артериального
регуляциисудорогам.
водного
У здорового
человека
давления,
Он входит в состав почек,
легких,в организме.
обмена
содержится в желудке
селезенки,
0,2-0,3
% солянойкрови, слюны, хрящей, волос.
кислоты.
Необходимо знать…
Достаточное количество хлора содержится:
1. В овощах.
2.Во фруктах.
3. В бобовых.
Таких , как сельдерей,
редис, огурцы, капуста
белокочанная, укроп,
перец, лук, артишок,
особенно много в
красной свекле.
Потребность человека в хлоре – около 2 г/сут.
Безвредная доза до 5-7 г. Потребность в хлоре с
избытком удовлетворяется обычным рационом,
содержащим в среднем 7-10 г. Хлора, из них 3,7 г
мы получаем с хлебом
и 4,6 г. При подсаливании пищи поваренной
солью.
Химические свойства галогенов.
неметаллы
фтор
галогены
О2
S
ЭFn , n = 2,4,6.
не взаимодействуют
не взаимодействуют
F2O2
SF6, S2F10
S2Cl2,
SCl2,SCl4
S2Br2
Не
взаимодействуе
т
не взаимодействуют
PХ3 и РХ5
P
металлы
иод
XF (X=Cl, Br, I); BrCl, ICl, IBr
XF3 (X=Cl, Br, I); I2Cl6
XF5 (X=Cl, Br, I)
XF7 (X=I)
N2
H2
бром
не взаимодействуют
He, Ne, Ar
Kr, Xe
хлор
со взрывом в
со взрывом на
темноте
свету
загораются
PI3, P2I4,PI5(?)
реагирует выше
2000С;
Pt -катализатор
равновесие
H2+Г2=2НГ
смещено влево
реагируют при нагревании
Галогеноводороды.
Галогеноводород
Температура
плавления С°
Температура
кипения
С°
Энергия
связи
кДж/моль
Константа
диссоциации
кислоты
НF
-80
20
562
6,7∙10-4
НСl
-115
-85
431
1•107
НВr
-89
-67
366
1•109
НI
-51
-35
299
1,6•1011
Сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением
атомной массы.
Хлороводород.
2.
Физические
свойства.
1. Вид
связи.
Газ без цвета с
резким запахом, в 1,3
раза тяжелее воздуха,
Сl
s - p перекрывание
хорошо
растворяется
δ+
δH
Связь ковалентная
полярнаяпри 0°С в 1л
в воде,
H→
 Cl
воды растворяется
более 500 л HCl.
Молекула хлороводорода является диполем.
Получение хлороводорода.
1) Синтетический способ (промышленный)
H2 + Cl2 = 2HCl (h)
2) Гидросульфатный способ (лабораторный):
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl 
В химической
промышленности
хлороводород
применяется для
получения соляной
кислоты.
Химические свойства хлороводорода.
1) При обычных температурах хлороводород не
реагирует ни с металлами, ни с их оксидами.
2) При нагревании:
а) Fe(кр) +2HCl = FeCl2(кр) + H2 
в) F2O3(кр) + 6HCl = 2FeCl3(кр) + 3H2O 
3) Взаимодействует с аммиаком.
NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(кр)
4) Сухой хлороводород горит в кислороде.
4HCl(г) + O2(г) ↔ Cl2(г) + 2H2O(г), при t=600°С, кат.CuCl2
Соляная кислота.
1. Физические свойства.
Бесцветная жидкость. Крепкая соляная кислота «дымит»
на воздухе. Раствор хлороводорода с W ≥ 35%
называется концентрированной соляной кислотой.
Химические свойства соляной
кислоты.
1)Раствор HCl в воде - соляная
кислота - сильная кислота:
Диссоциация:
а) без участия воды: HCl ↔ H+ + Clб) с участием воды: HCl +H2O ↔ H3O+ + ClИзменение окраски лакмуса
происходит из-за наличия
в растворе ионов
Н+ ( Н3О+)
Взаимодействие с металлами.
Zn + 2НСL = ZnСL2 + Н2 
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Сυ + НСL ≠
Взаимодействие со сложными
веществами.
5) соснованиями
солями: металлов:
4)с
и аммиаком:
3)с
оксидами
CaCO
+
2HCl
=
CaCl
+
H
O
+
CO

HCl
+
KOH
=
KCl
+
H
O
3
2
2
2
MgO + 2HCl
=
MgCl
2 2 + H2O
+ = Ca2+ + H O + CO
+
CaCO
+
2H
HMgO
+ OH
= H+2=
O Mg2+ + 2H O
3 + 2H
2
2
6HCl
2 AlCl
+
3H
O
CuO++2Al(OH)
2HClреакция
=3↓=
CuCl
+
H
O
Качественная
на
анионы
3
2
2
2
+ + 2Al(OH)
3+ + 3H O
6H
=
2Al
хлора(Сl )
3
2
HCl
+ AgNO
=
AgCl↓
+
HNO
Al2O
+
6HCl
=
2AlCl
3
3
3 + 3H32O
- ++
+ =
HCl
NH
= NH4(белый
Cl
Cl
Ag
творожистый)
3 AgCl
Применение соляной кислоты.
1)получение солей
6,7)производство ВМС.
4)получение красок
2)при паянии 3)очистка поверхности
металлов в гальваностегии
5)получение лекарств
Физиологическая роль соляной
кислоты.
HCl - убивает попадающие в желудок
микробы и различные паразиты. HCl
запускает пищеварение во всем
желудочно- кишечном тракте, благодаря
чему микробы и паразиты расщепляются
пищеварительными ферментами.
Вот перечень признаков, которые позволяют
заподозрить снижение кислотности желудка.
Дискомфорт в желудке после еды, тошнота
после приема лекарств, множественные
пищевые аллергии, расширенные
кровеносные сосуды на щеках и носе, угри,
слабые, расслаивающиеся ногти, анемии изза плохого всасывания железа.
Кислородсодержащие соединения
хлора.
Кислота
С.о.
хлора
Название
аниона
Сила
кислоты
(Кд)
Хлорноватис гипохлори
тая
т
очень
слабая
(2,8.10-8)
Название
кислоты
HClO
+1
НClO2
+3
Хлористая
хлорит
слабая
(1,1.10-2)
HClO3
+5
Хлорноватая
хлорат
сильная
(~10)
перхлорат
очень
сильная
(1010)
НClO4
+7
Хлорная
Увеличен
ие силы
окислите
ля