Галогены История открытия фтора 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 Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины и иридия. При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины. Анри Муассан (1852 – 1907) История открытия хлора Карл Вильгельм Шееле (1742 – 1786) В 1774 году шведский ученый К. Шееле открыл хлор, который принял за сложное вещество и назвал "дефлогистированной соляной кислотой". 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" - желтозеленый). В 1812 году Гей-Люссак дал газу название хлор. История открытия брома 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"). Антуан Жером Балар (1802 – 1876) История открытия йода Бернар Куртуа (1777 – 1838 ) В 1811 году французский химик Бернар Куртуа открыл иод путём перегонки маточных растворов от своего азотнокислого кальция с серной кислотой Чтобы другие химики могли изучать новое вещество, Б. Куртуа подарил его (правда, очень небольшое количество) 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 астата 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 альфачастицами. В 1943-1946 годах изотопы астата были обнаружены в составе природных радиоактивных рядов. Астат является наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится всего 70 мг астата. СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ Флюорит – CaF2 Сильвин – KCl Каломель – Hg2Cl2 Галит – NaCl Криолит – Na3AlF6 Строение атомов F +9 CI 2 7 2 8 2 8 18 7 +17 Br 7 1) Увеличиваются заряды атомных ядер 2) Увеличивается число энергетических уровней 3) Увеличивается радиус атома,сродство к электрону уменьшается 4) Число электронов на внешнем уровне постоянно +35 I +53 2 8 18 18 7 Неметаллические-окислительные свойства ослабевают, металлические -восстановительные усиливаются !!! Электронные формулы F 1s22s22p5 2 s CI 1s22s22p63s23p5 Br …4s24p5 I p 5 …5s25p5 Вывод: галогены - р-элементы На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, один из них неспаренный . Химическая связь .. .. .. .. . . :Г + Г: → :Г(:) Г: .. .. .. .. КН Кристаллическая решетка молекулярная Возможные степени окисления галогенов ПОСТОЯННАЯ Только у F (-1) ПЕРЕМЕННАЯ У всех остальных галогенов (-1, +1, +3, +5, +7) Строение - свойства • Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5 восстановитель окислитель Е Степени окисления d 3 2 Р 1 S -1 HCl NaCl MgCl2 +1 HClO +3 HClO2 Строение - свойства • Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5 Е Степени окисления 2 Р 1 S восстановитель d 3 -1 HCl NaCl MgCl2 +1 HClO +3 HClO2 +5 HClO3 +7 HClO4 Вещество Агрегатное сост. при н.у. Цвет Запах t плав., C0. Tкип., C0 Газ, не сжижается Cветложёлтый Резкий, раздражающий. -220 -188 Газ, сжижающийся при обычной t под давлением Желтозелёный Резкий, удушливый -101 -34 Жидкость Буроватокоричневый Резкий, зловонный -7 +58 Твердое в-во. Чернофиолетовый с металич. блеском Резкий +114 +186 ФТОР F2 ХЛОР Cl2 БРОМ Br2 ИОД I2 Химические свойства F2 -наиболее реакционноспособен , реакции идут на холоду, при нагревании – даже с участием Au, Pt. С простыми веществами: С металлами 2Na + F2 → 2NaF Mo + 3F2 → MoF6 С неметаллами H2 + F2 → 2HF Xe + 2F2 → XeF4 Со сложными веществами: 2H2O + F2 → 4HF + O2 2KCl + F2 → Cl2 + 2NaF 2KBr + F2 → Br2 + 2КF 2KI + F2 → I2 + 2КF Химические свойства Cl2 - сильно реакционноспособен С простыми веществами: С металлами 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 Cu + Cl2 → Cu Cl2 Сl2) (искл. C, O2, N2 и некот. др.) С неметаллами H2 + Cl2 → 2HCl (tº, hυ) 2P + 5Cl2 → 2PCl5 ( tº, в изб. Со сложными веществами: H2O + Cl2 → HCl+HClO хлорная вода 2NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H2O жавелевая вода 2KBr + Cl2 → Br2 + 2КCl 2KI + Cl2 → I2 + 2КCl Химические свойства Br2 - реакционноспособен С простыми веществами: С металлами С неметаллами 2Al + 3Br2 → 2AlBr3 H2 + Br2 → 2HBr Cu + Br2 → Cu Br2 2P + 5Br2 → 2PBr5 Со сложными веществами: Br2 + H2O → HBr + HBrO бромная вода 2KI + Br2 → I2 + 2КCl Химические свойства I2 - химически наименее активен С простыми веществами: С металлами С неметаллами Hg + I2 → HgI2 H2 + I2 → 2HI (tº) 2Al + 3I2 → 2AlI3 2P + 3I2 → 2PI3 Со сложными веществами: I2 + H2O → HI + HIO йодная вода I2 + р-р крахмала → темно-синее окрашивание Взаимодействие с водородом +1 -1 Н20 + Г20 = 2Н Г +1 -1 Н20 + F20 = 2Н F + Q Н2 + Cl2 = 2Н Cl + Q 0 0 Н20 + Br20 = 2НBr Н20 + I20 = 2НI - Q Скорость реакции уменьшается Взаимодействие с водой реакция ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ Cl2 + H2O = HCl + HClO Соляная кислота Хлорноватистая кислота 2F2 + 2Н2 О = 4НF + О2 Плавиковая кислота Взаимодействие с растворами солей галогенов: F2 Cl2 Br2 I2 Cl2 + 2NaBr = 2 NaBr + Br2 Cl2 + 2NaI = 2 NaCl + I2 Br2 + 2NaI = 2 NaBr + I2 16.01.2024 Сафиканов А.Ф. Получение В лаборатории* +4 -1 +2 0 МnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O Mn+4 + 2e → Mn+2 окислитель восстанавливается (О.В.) 2Cl-1 – 2e → Cl20 восстановитель, окисляется (В.О.) Лабораторный способ получения хлора Получение фтора Фтор получают электролизом расплавов фторидов щелочных металлов. 2KF*2HF ± 2е- → 2K + H2 + F2 В лабораторных условиях фтор можно получить термолизом высших фторидов некоторых металлов, например, 2CeF4 = 2CeF3 + F2 Получение хлора В промышленности: электролиз расплава или раствора хлорида натрия 2NaCl → 2Na + Cl2 В лаборатории: 4 HСl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 ↑+ 2H2O 16 HСl + 2KMnO4 → 2KСl + 2MnCl2 + 5Cl2 ↑+ 8H2O Получение брома и йода В лаборатории бром и иод получают взаимодействием галогенидов с окислителем (MnO2) в кислой среде, например: MnO2 + 2H2SO4 + 2KI → I2↓ + MnSO4 + 2H2O + K2SO4 Лабораторный способ получения брома Качественные реакции на галогенид-ионы Качественные реакции на хлориды, бромиды и йодиды образование нерастворимых галогенидов серебра: NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 белый творожистый осадок NaBr + AgNO3 → AgBr↓ + NaNO3 желтоватый творожистый осадок NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3 желтый творожистый осадок F Кости, зубы Br Регуляция нервных процессов Сl Кровь, желудочный сок I Регуляция обмена веществ Тефлон Применение фтора Фреон Окислитель ракетного топлива Заменитель крови Фториды в зубных пастах Дезинфекция воды Органические растворители Отбеливатели Лекарственные препараты Применение хлора Хлорирование органических веществ Производство HCl Получение неорганических хлоридов Получение брома, йода Лекарственные препараты Ветеренарные препараты Фотография Применение брома Присадки к бензину Красители Ингибиторы Лекарственные препараты Фотография Дезинфекция одежды Применение йода Электролампы Красители Подумайте… Что образуется в данной реакции, оксид фтора или фторид кислорода? F2 + O2 Домашнее задание по теме: Химические свойства галогенов Расставьте коэффициенты в приведенных ниже уравнениях химических реакций, последнюю уравняйте методом ОВР. Na + Cl2 = NaCl S + F2 = SF6 Fe + Br2= FeBr3 P + Cl2 = PCl5 NaI + Cl2 = NaCl + I2 F2 + H2O = HF + O2 NaBr + Cl2 = NaCl + Br2 KOH + Cl2 = KCl + KClO3 + H2O