Р-элементы VІІА группы. Галогены. р-элементы VІІІА группы. Благородные газы. - презентация

1 р-элементы VІІА группы. Галогены. р-элементы VІІІА группы. Благородные газы.

2 F – флуор, Cl – хлор, Br – бром, I – йод, At – астат

3 Химия фтора 2s2s 2 р H 1s 1 F 1s 2 2s 2 2p 5 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Br 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 I 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 At 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 5

4 История открытия галогенов 1826 г.Br 2 Балар «Бромос» – зловонный 1866 г. F 2 Анри Муассан «Фторос» - разрушающий 1774 г. Cl 2 К. Шееле«Хлорос» – желто- зеленый 1811 г. I2I2 Куртуа «Иодэс» - фиолетовый

5 Открытие галогенов Хлор открыт шведским химиком К.Шееле в 1774 г. Йод получен в 1811 г. французским учёным Б.Куртуа. Бром открыт в 1826 г. французским химиком А.Баларом. Фтор в свободном виде получил впервые в 1886 г. французский химик Анри Муассан.

6 Названия галогенов 1. Фтор от греческого «фторос» означает разрушающий 2. Хлор назван от греческого «хлорин» – светло- желтый 3. Бром от греческого «бромос» - зловоние 4. Иод назван от греческого «иоэйдэс» – цвет фиалки, фиолетовый

7 Строение атомов галогенов FR атома На внешне м энергетическом уровне 7 электро нов -1, 0 Только окислитель Cl+7, +5, +3, +1, 0,-1 Br I At Окислит ельные свойств а

8 Электронные формулы Фтор F Хлор Cl Бром Br Йод I 2s 2 2p 5 3s 2 3p 5 4s 2 4p 5 5s 2 5p 5

9 Электроотрицательность в ряду F-I убывает Ряд активности галогенов FCl Br I

10 Степени окисления галогенов

11 Лебедева Л.В.11 Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов Периоды F2F Галогены ( рождающие соль ) 1. Газ с резким запахом бледно - желтого цвета 2. Трудносжижаемый 3. C сссстепень окисления : -1; 0 Высшие оксиды R2OR2O R2O3R2O3 R2O5R2O5 RH 4 R2OR2OR2O5R2O5 R2O7R2O7 RO 2 RO 3 RO 4 RO ЛВС HRH2RH2RRH 3 фтор

12 Лебедева Л.В.12 Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов Периоды Cl ,5 0 Характеристика элемента 1. Радиус атома F > Cl > Br 2. p – неметалл 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 5 3. Окислительные свойства : S Br 4. C сссстепень окисления : -1; 0 ; +1; +3; +5; +7 Высшие оксиды R2OR2O R2O3R2O3 R2O5R2O5 RH 4 R2OR2OR2O5R2O5 R2O7R2O7 RO 2 RO 3 RO 4 RO ЛВС HRH2RH2RRH 3 К.ШеелеГ.Деви

13 Лебедева Л.В.13 Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов Периоды Br Галогены ( рождающие соль ) 1. Густая жидкость с резким запахом красно - коричневого цвета 2. Легко сжижается 3. C сссстепень окисления : -1; 0 ; +1; +3; +5; +7 Высшие оксиды R2OR2O R2O3R2O3 R2O5R2O5 RH 4 R2OR2OR2O5R2O5 R2O7R2O7 RO 2 RO 3 RO 4 RO ЛВС HRH2RH2RRH 3 бром

14 Лебедева Л.В.14 Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов Периоды I2I Галогены ( рождающие соль ) 1. Блестящие фиолетово - чёрные кристаллы с металлическим блеском 2. Возгоняется 3. C сссстепень окисления : -1; 0 ; +1; +3; +5; +7 Высшие оксиды R2OR2O R2O3R2O3 R2O5R2O5 RH 4 R2OR2OR2O5R2O5 R2O7R2O7 RO 2 RO 3 RO 4 RO ЛВС HRH2RH2RRH 3 йод

15 Галогены – простые вещества F2F2 I2I2 Cl 2 Br 2

16 Простые вещества и их свойства Бром красно – бурая жидкость Хлор жёлто– зелёный газ

17 СТРОЕНИЕ ГАЛОГЕНОВ – ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ nsnp Е : Hal Hal Hal 2, ns 2 np 5 Электронная диаграмма иона Hal: Графическая формула молекулы: Hal – Hal. Электронная формула молекулы: В ряду F 2, Cl 2, Br 2, I 2 - r ков, I, A,, Е св, l св. Ковалентная неполярная связь, ТКР – молекулярная.

18 Схема образования химической связи Cl – Cl ковалентная неполярная

19 Физические свойства галогенов Веществ о Агрегатное состояние при обычных условиях Цвет ЗапахТемпера- тура плавления, °С Темпера - тура кипения, °С Фтор Газ, не сжижается при обычной температуре Светло-жёлтый Резкий, раздражающий Хлор Газ, сжижающийся при обычной температуре под давлением Жёлто- зелёный Резкий, удушливый Бром Жидкость Буровато- коричневый Резкий, зловонный Иод Твёрдое вещество Чёрно- фиолетовый с металлическим блеском Резкий

20 Химические свойства галогенов Hal 2 + Н HHal +не Ме+n -1 не МеHal n +Ме+n -1 МеHal n

21 F 2 + H 2 = 2HF F 2 + H 2 = 2HF Cl 2 + H 2 = 2HCl Cl 2 + H 2 = 2HCl Vр уменьшается Vр уменьшается Br 2 + H 2 = 2HBr Br 2 + H 2 = 2HBr I 2 + H 2 = 2HI I 2 + H 2 = 2HI Взаимодействие с водородом йодоводород бромоводород хлороводород фтороводород

22 Взаимодействие с металлами Галоген + металл = соль 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 2Al + 3I 2 = 2AlI 3 Сu + Br 2 = Cu Br 2 Zn + F 2 = ZnF 2 ? ? ? ? Хлорид железа (III) Иодид алюминия

23 Взаимодействие с водой При взаимодействии с водой образуется смесь кислот Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl I 2 + H 2 O

24 Взаимодействие с растворами щелочей При взаимодействии с растворами щелочей образуется смесь солей Cl 2 + 2KOH = KCl + KOCl + H 2 O I 2 + KOH 3Cl 2 +KOH = 5KCl+KClO 3 +3H 2 O 3I 2 +6KOH = 5KI+KIO 3 +H 2 O При нагревании На холоде

25 Качественная реакция на анионы Серебро Ag осаждает галогены Ag + + Cl - = AgCl Ag + + Br - = AgBr Ag + + I - = AgI Белый осадок Желтоватый осадок Желтый осадок

26 Галогены в природе

27 Природные соединения фтора Плавиковый шпат (флюорит) CaF 2

28 Природные соединения фтора Криолит Na 3 AlF 6

29 Природные соединения хлора Каменная соль (галит) NaCl

30 Применение галогенов фтор ПРИМЕНЕНИЕ ГАЛОГЕНОВ – ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ иод бром хлор красители и цветная фотография получение лекарственных препаратов производство соляной кислоты дезинфекция воды отбеливание тефлон фториды лекарственные препараты лекарственные вещества ветеринарные препараты ингибиторы воспламенения фтор

31 Допишите уравнения химических реакций, которые практически осуществимы

32 Химические свойства фтора SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2 ; 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2.

33 S + 3F 2 = SF 6, H = к Дж/моль; 2P + 5F 2 = 2PF 5, H = к Дж/моль. Xe + 2F 2 = XeF 4, H = к Дж/моль.

34 Хлор – активный окислитель: 1/2Cl 2 (г) + 1e Cl - (г), G= -240 к Дж/моль 1/2Cl 2 (г) + 1e Cl-(р), G= -131 к Дж/моль Cl 2 + NaOH NaClO + NaCl + H 2 O 3Cl 2 + 6NaOH 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O 3Cl 2 + 6KOH 5KCl + KСlO 3 + 3H 2 O. С металлами: 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 ; Cu + Cl 2 = CuCl 2. С неметаллами: H 2 + Cl 2 = 2HCl 2S + Cl 2 = S 2 Cl 2 Si + 2Cl 2 = SiCl 4 2P + 5Cl 2 = 2PCl 5. С O 2, N 2, C хлор не реагирует.

35 2FeCl 2 = Cl 2 = 2FeCl 3 H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

36

37

38 Получение хлора MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2KMnO HCl = 2KCl + 2MnCl 2 + Cl 2 + 8H 2 O. KClO 3 + 6HCl = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O K(-) 2Na + + 2e = 2Na A(+) 2Cl - -2e = Cl 2

39

40 H 2 + Cl 2 = 2HCl NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 = 2HCl

41 Кислородсодержащие соединения хлора

42 He – гелий, Ne – неон, Ar – аргон, Kr – криптон, Xe – ксенон, Rn – радон Благородные газы

43 Фториды Xe 1.(Бартлетт, 1962) Xe + PtF 6 = Xe[PtF 6 ] 2. Фториди Xe –Xe: XeF 2 XeF 4 XeF 6 Гидролиз: 2XeF 2 + 2H 2 O = 2Xe + 4HF + O 2 медленно 6XeF H 2 O = 2XeO 3 + 4Xe + 24HF + 3O 2 XeF 6 + 3H 2 O = XeO 3 + 6HF Фторирующие агенты, окислители XeF 6 > XeF 4 > XeF 2 S + 3XeF 2 = SF 6 + 3Xe 2Ir + 5XeF 2 = 2IrF 5 + 5Xe 2XeF 6 + SiO 2 = 2XeOF 4 + SiF 4 5XeF 2 + 2MnSO 4 + 2H 2 O = 5Xe + 2HMnO HF + 2H 2 SO 4 Кислородсодержащие соединения Xe Оксиды Xe: XeO 3 XeO 4 Получение: XeF 6 + 3H 2 O = XeO 3 + 6HF Na 4 XeO 6 + 4H 2 SO 4 (конц) = XeO 4 + 4NaHSO 4 + 2H 2 O Свойства: XeO 3 + KOH = K[HXeO 4 ] 2K[HXeO 4 ] + 2KOH (к) = Xe + O 2 + K 4 XeO 6 + H 2 O K 4 XeO 6 + 2Na 2 SO 4 + 8H 2 O = Na 4 XeO 6 ·8H 2 O + 2K 2 SO 4 Окислители:5XeO 3 + 6MnSO 4 + 9H 2 O = 5Xe + 6HMnO 4 + 6H 2 SO 4 K 4 XeO 6 + 4MnO 2 + 4KOH = 4K 2 MnO 4 + Xe + 2H 2 O

44 Другие соединения Xe 1. Соли Xe 2+ : [XeF]ClO 4 + HClO 4 (конц) = Xe(ClO 4 ) 2 + HF XeF 2 + HSO 3 F = Xe(SO 3 F) 2 2. Xe–Cl, Xe–N: XeF 2 + NaCl + 2SbF 5 = [XeCl][Sb 2 F 11 ] + NaF XeF 2 + HN(SO 2 F) 2 = FXeN(SO 2 F) 2 + HF Соединения Kr, Rn Kr + F 2 = KrF 2 KrF 2 + MnF 2 = MnF 4 + Kr 7KrF 2 + Au = 2[KrF][AuF 6 ] + 5Kr KrF 2 + SbF 5 = [KrF][Sb 2 F 11 ] + [Kr 2 F 3 ][SbF 6 ] 3Rn + 2ClF 3 = 3RnF 2 + 2Cl 2