Галит NaCl
История открытия галогенов
История открытия фтора
История открытия хлора
История открытия брома
История открытия йода
История открытия астата
Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева
Сравнение окислительных свойств
Восстановительные свойства ионов
Строение - свойства
Строение - свойства
Химические свойства 45 F2 -наиболее реакционноспособен , реакции идут на холоду, при нагревании – даже с участием Au, Pt.
Химические свойства 45 F2 -наиболее реакционноспособен , реакции идут на холоду, при нагревании – даже с участием Au, Pt.
Химические свойства Cl2 - сильно реакционноспособен (искл. C, O2, N2 и некот. др.)
Химические свойства Cl2 - сильно реакционноспособен (искл. C, O2, N2 и некот. др.)
Химические свойства Br2 - реакционноспособен
Химические свойства Br2 - реакционноспособен
Химические свойства I2 - химически наименее активен
Химические свойства I2 - химически наименее активен
7.27M
Категория: ХимияХимия

Галогены (греч. «солеобразующие»)

1.

2.

• К элементам VII группы, главной подгруппы относятся
фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At
• Общее название - галогены (греч. «солеобразующие») большинство их соединений с металлами представляют собой
типичные соли (KCl, NaCl и т.д.).

3.

• В свободном виде не встречаются
Флюорит
CaF2

4. Галит NaCl

5.

Cильвинит
KCl NaCl

6.

• Иод — элемент редкий

7.

F
+9
))
2s22р5
)))
+17
3s23p5
2 8 7
Бром
Br
+35
))))
4s24p5
2 8 18 7
Иод
I
+53
)))))
5s25p5
))))))
6s26p5
2 8 18 18 7
Астат
At
+85
2 8 18 32 18 7
Окислительные свойства
Cl
Электроотрицательность
Хлор
Радиус атома
2 7
Неметаллические свойства
Фтор

8.

9. История открытия галогенов

Фтор
Хлор
Бром
Йод
Астат

10. 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)

11. 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" - желто-зеленый).
В 1812 году Гей-Люсеок дал газу
название хлор.

12. 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)

13. 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).

14. 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 альфа-частицами.
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.

15. Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева

Группы элементов
П
ды
о
ды
и
я
р
Р
е
I
H
II
III
IV
V
VI
1
II
2
III
11Mg 12 Al
13Si
14 P
15S
3 Na
Натрий
Магний
Алюминий Кремний
Фосфор
Сера
IV
V
VI
VII
1.00797
Водород
3
6,939
Be
Литий
5
6
7
8
9
K
Калий
Cu
Медь
Рубидий
47
Ag
Цезий
Fr
48
Au
196.966
Барий
80
Ртуть
87Ra
10 Франций
[223]
Y
Радий
44.956
Ti
22
Титан
Цирконий
La
Лантан
72
Hf
81Pb
Таллий
Ac
227.028
Актиний
178.49
Гафний
204.383
41
Rf
[261]
92.906
42
74
52
127.60
W
183.85
Вольфрам
83 Po
Висмут
95.94
Теллур
180.9479
208.98
Mo
Молибден
51 Te
Ta
9 Ne
18.9984
Хлор
25
Полоний
Резерфордий Дубний
[263]
Сиборгий
18
39,948
Аргон
54.938
Марганец
55.847
Бром
58.933
36
83,8
Криптон
Tс 44 Ru45 Rh
43
99
101.07
102.905
Технеций Рутений
I
53Xe
Иод
75
126.904
Re
186.2
Рений
Астат
Родий
46
[262]
106.4
Палладий
54
Ксенон
76 Os77
190.2
Осмий
Ir 78 Pt
192.2
86
Радон
[222]
[265 ]
195.09
Иридий Платина
Bh108Hs 109Mt
Борий
Pd
131,3
85Rn
210
58.71
Железо Кобальт Никель
35 Kr
79.904
105 Db 106 Sg 107
[262]
20,18
Mn 26 Fe 27 Co28 Ni
84At
208.982
10
Неон
17 Ar
35,453
34 Br
78.96
Селен
Nb
Тантал
82 Bi
207.2
Свинец
104
33Se
Сурьма
73
Cr
51.996
Хром
74.9216
121.75
F
16 Cl
32,064
24
Ниобий
50Sb
118.71
Олово
138.81
V
50.942
Мышьяк
91.224
8
15.996
Кислород фтор
Ванадий
Zr
49Sn
O
7
14.0067
30,9738
32As
72.59
39 40
114.82
Азот
23
47.90
31Ge
88.9059
N
28,086
69.72
Индий
88 89
[226]

Иттрий
Hg Tl
200.59
6
12,011
Галлий Германий
56 57
137.34
C
Углерод
Скандий
Cd In
112.41
Кадмий
55 Ba
132.905
Золото
38
87.62
Стронций
107.868
79
65.37
5
10 .811
26,9815
ZnGa
Цинк
Серебро
Cs
30
37 Sr
85.47
Бор
20 21
40,08
Кальций
63.546
Rb
В
24,312
19Ca
29
4
9,012
Вериллий
39.102
2
4,003
Гелий
22,989
8
4
VIII
ГалогеныHe
1
I
Li
VII
[266 ]
Хассий Мейтнерий

16.

П
ды
о
ды
и
я
р
Р
е
I
1
II
2
III
3
IV
V
VI
VII
4
5
6
7
8
9
10
I
II
III
Группы элементов
IV
V
VI
VII
Фтор/Fluorum (F)
VIII
Внешний вид
Бледно-жёлтый
простого вещества газ.
Очень ядовит.
Электронная
коефигуранция
ЭО
(по Полингу)
[He] 2s2 2p5
3,98
Степень окисления −1
Плотность
(при −189 °C)1,108
г/см ³
Температура
плавления
Температура
кипения
53,53К
85,01 К

17.

П
ды
о
ды
и
я
р
Р
е
I
1
II
2
III
3
IV
V
VI
VII
4
5
6
7
8
9
10
I
II
III
Группы элементов
IV
V
VI
VII
VIII
Хлор / Chlorum (Cl)
Внешний вид
Газ жёлто-зеленого
простого вещества цвета с резким
запахом. Ядовит.
Электронная
коефигуранция
ЭО
(по Полингу)
[Ne] 3s2 3p5
3.16
Степень окисления 7, 6, 5, 4, 3, 1, −1
Плотность
(при −33.6 °C)1,56
г/см ³
Температура
плавления
Температура
кипения
172.2 К
238.6 К

18.

П
ды
о
ды
и
я
р
Р
е
I
1
II
2
III
3
IV
V
VI
VII
4
5
6
7
8
9
10
I
II
III
Группы элементов
IV
V
VI
VII
VIII
Бром / Bromum (Br)
Внешний вид
красно-бурая
простого вещества жидкость с
сильным
неприятным
запахом
Электронная
конфигуранция
ЭО
(по Полингу)
[Ar] 3d10 4s2 4p5
Степень окисления
Плотность
Температура
плавления
Температура
кипения
7, 5, 3, 1, -1
3,12 г/см³
2,96
265,9 К
331,9 К

19.

П
ды
о
ды
и
я
р
Р
е
I
1
II
2
III
3
IV
V
VI
VII
4
5
6
7
8
9
10
I
II
III
Группы элементов
IV
V
VI
VII
Ио́д / Iodum (I)
VIII
Черно-фиолетовые
Внешний вид
простого вещества кристаллы с
металлическим
блеском
Электронная
конфигуранция
ЭО
(по Полингу)
[Kr] 4d10 5s2 5p5
2,66
Степень окисления 7, 5, 3, 1, -1
Плотность
4,93г/см³
Температура
плавления
Температура
кипения
386,7 К
457,5 К

20.

П
ды
о
ды
и
я
р
Р
е
I
1
II
2
III
3
IV
V
VI
VII
4
5
6
7
8
9
10
I
II
III
Группы элементов
IV
V
VI
VII
VIII
Аста́т / Astatium (At)
Внешний вид
Нестабильные
простого вещества чёрно-синие
кристаллы
Электронная
конфигуранция
ЭО
(по Полингу)
[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p
5
2,2
Степень окисления 7, 5, 3, 1, −1
Плотность
n/a г/см
Температура
плавления
Температура
кипения
517 К
582 К

21.

9
18,998
• Название "фтор" (от греческого phthoros разрушение, гибель)
• В свободном состоянии фтор был получен
26 июня 1886 г. французским химиком
Муассаном.
• Это зеленовато-желтый газ, немного
тяжелее воздуха, с характерным
запахом и необыкновенной химической
активностью.
• Ни один из химических элементов не
принес химикам столько трагических
событий, как фтор.

22.

17
35,45
3
• Хлор был открыт шведским химиком
Карлом Шееле в 1774 г.
• в 1810 году сэр Гемфри Дэви назвал газ
"хлорином"(Chlorine), от греческого "зелёный".
Этот термин используется в английском
языке,
а в других языках закрепилось
название "хлор".
• Газ желто-зеленого цвета с резким
запахом, ядовит
• в 2,5 раза тяжелее воздуха
в 1 объеме воды при 20 °С
растворяется около 2 объемов
хлора

23.

35
79,9
79
Вr (50,56%)
81
Вr (49,44%)
• от греч. bromos – зловоние
• единственный неметалл, жидкий при
комнатной температуре
• тяжелая
красно-бурая
жидкость
с
неприятным запахом
• пары брома имеют желто-бурый цвет
• при температуре –7,25° C бром затвердевает,
превращаясь в красно-коричневые игольчатые
кристаллы со слабым металлическим блеском

24.

53
126,
9
• от греч. iodes—имеющий фиалковый цвет
• в парообразное состояние переходит при
комнатной t°, не плавясь (сублимация);
• пары -фиолетового цвета
Иод был открыт в 1811 г. Куртуа в золе
морских водорослей, а с 1815 г. ГейЛюссак стал рассматривать его как
химический элемент
Известны 37 изотопов иода с
массовыми числами от 108 до 144.

25.

• Превращение в пары, минуя жидкое
состояние

26.

• Молекулы галогенов состоят из двух атомов.
Cl + Cl → Cl Cl
• Связь – ковалентная неполярная

27.

• Галогены – типичные окислители
0
-1
• Окислительные и неметаллические свойства
атомов уменьшаются от фтора к иоду

28. Сравнение окислительных свойств

))
+9
2 7
Хлор
Cl
)))
+17
2 8 7
Br
+35
))))
2 8 18 7
Иод
I
+53
)))))
2 8 18 18 7
Астат
At
+85
))))))
2 8 18 32 18 7
Радиус атома
Бром
Неметаллические свойства
F
Окислительные свойства
Фтор

29. Восстановительные свойства ионов

• Ионы галогенов являются типичными восстановителями
-1
0
• С водородом галогены образуют летучие водородные
соединения
• Устойчивость галогеноводородов уменьшается в ряду:
HF
HCl
HBr
HI
• Cила галогеноводородных кислот увеличивается в ряду:
HF
HCl
HBr
HI

30. 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

31. 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

32.

1. Взаимодействие с металлами
Хлор непосредственно реагирует почти со
всеми металлами (с некоторыми только в
присутствии влаги или при нагревании):
-1
-1
2. Взаимодействие с неметаллами
C неметаллами (кроме углерода, азота,
кислорода и инертных газов), образует
соответствующие хлориды.
-1
-1

33.

3. Взаимодействие с водой
с образованием смеси кислот
0
-1
соляная
+1
хлорноватистая
4. Взаимодействие с солями других галогенов
более активные галогены вытесняют менее активные из
0
-1
-1
0
растворов их солей
5. Взаимодействие с растворами щелочей
с образованием солей
t

34.

1. В промышленности: электролиз расплава или
раствора хлорида натрия
2. В лаборатории:

35.

производство
лекарственных
средств
ядохимикаты
производство
соляной
кислоты
отбеливание
бумаги и тканей
пластмассы
каучуки

36.

В медицине
- 5 % спиртовой раствор йода используется для
дезинфекции кожи вокруг
повреждения
- В рентгенологических и томографических
исследованиях применяются йодсодержащие
контрастные препараты
В технике - Галоге́ нная ла́ мпа — лампа накаливания, в
баллон которой добавлены пары галогенов
(брома или йода)
Лазерный
термоядерный
синтез
иодорганические соединения применяются для
производства сверхмощных газовых лазеров на
возбужденных атомах

37. Химические свойства 45 F2 -наиболее реакционноспособен , реакции идут на холоду, при нагревании – даже с участием Au, Pt.

С простыми веществами:
С металлами
С неметаллами
Na + F2 →
H2 + F2 →
Mo + F2 →
Xe +
F2 →
Со сложными веществами:
H2O + F2 →
KCl + F2 →
KBr + F2 →
KI
+ F2 →

38. Химические свойства 45 F2 -наиболее реакционноспособен , реакции идут на холоду, при нагревании – даже с участием Au, Pt.

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

39. Химические свойства Cl2 - сильно реакционноспособен (искл. C, O2, N2 и некот. др.)

С простыми веществами:
С металлами
С неметаллами
Fe + Cl2 →
H2 + Cl2 →
Cu + Cl2 →
P +
Cl2 →
Со сложными веществами:
H2O + Cl2 →
NaOH + Cl2 →
KBr + Cl2 →
KI
+ Cl2 →
Горение железа в хлоре

40. Химические свойства Cl2 - сильно реакционноспособен (искл. C, O2, N2 и некот. др.)

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 хлорная вода
2NaOH + Cl2 → NaOCl + NaCl + H2O жавелевая вода
2KBr + Cl2 → Br2 + 2КCl
2KI
+ Cl2 → I2 + 2КCl

41. Химические свойства Br2 - реакционноспособен

С простыми веществами:
С металлами
С неметаллами
Al + Br2 →
H2 + Br2 →
Cu + Br2 →
P +
Br2 →
Со сложными веществами:
Br2 + H2O →
KI
+ Br2 →

42. Химические свойства Br2 - реакционноспособен

С простыми веществами:
С металлами
С неметаллами
2Al + 3Br2 → 2AlBr3
H2 + Br2 → 2HCl
Cu + Br2 → Cu Br2
2P + 5Br2 → 2PBr5
Со сложными веществами:
Br2 + H2O → HBr + HBrO бромная вода
2KI
+ Br2 → I2 + 2КCl

43. Химические свойства I2 - химически наименее активен

С простыми веществами:
С металлами
С неметаллами
Hg + I2 →
H2 + I2 →
Al + I2 →
P + Br2 →
Со сложными веществами:
I2 + H2O →
I2 + р-р крахмала →
Действие крахмала на
йод

44. Химические свойства I2 - химически наименее активен

С простыми веществами:
С металлами
С неметаллами
Hg + I2 → HgI2
H2 + I2 → 2HCl (tº)
2Al + 3I2 → 2AlI3
2P + 3Br2 → 2PI3
Со сложными веществами:
I2 + H2O → HI + HIO
I2 + р-р крахмала → темно-синее окрашивание

45.

• Что значит название «Галогены»?
• В чём сходство
электронного строения этих
элементов?
• Какие свойства в окислительно-восстановительном
плане проявляют галогены?
• Какой галоген наиболее химически активен?
• Как изменяется активность галогенов вниз по группе?

46.

§ 22-24 повторить.
English     Русский Правила