9.21M

Category:

chemistry

Галогены. Положение галогенов в ПСХЭ

Положение галогенов в ПСХЭ
Группы элементов
Пери –
оды
I
1
Н
2
Li
3
Na
6.939
3
Литий
11 Мg
22,9898
Калий
29
85,47
196,967
ЛВС
Бор
87,62
Алюминий
Скандий
Галлий
38 39
VI
VII
Иттрий
Индий
56 57
137.34
Барий
*
138,81
Галогены
9
204,37
[223]
Ртуть
Радий
R2О
RO
Кислород
F
Фтор
17 Cl
Сера
32,064
Хром
33 Se
74,9216
Мышьяк
41
92,906
Хлор
18,9984
Селен
34 Br
78,96
Бром
Молибден
51 Тe
121,75
Сурьма
52 I
Теллур
Железо
27
58,9332
Гафний
81 Pb
Таллий
Тантал
Кобальт
82 Вi
207,19
Свинец
83 Ро
208,980
Висмут
Полоний
105 Db 106 Sg
[262]
Актиний Резерфордий Дубний
R2O3
84 At
[210]
44
101,07
[263]
Сиборгий
Рутений
Родий
Иридий
R2O5
RO3
R2O7
RH4
RH3
RH2
RH
54
131,30
78
195,09
Рt
Платина
Rn
Радон
107 Bh 108 Hs 109 Мt
RO2
Палладий
Ксенон
Астат
Борий
36
83,80
Xe
85
[262]
Никель
Ru 45
Rh 46
Pd
102,905
106,4
Осмий
210
18
39,948
Криптон
126,9044
Рений
10
20,183
Кr
35
Йод
Вольфрам
Nе
4.0026
Ni
Со 28
58,71
53
78,96
Гелий
Аргон
79,904
Технеций
2
Ar
17
Марганец
Не
Неон
35,453
Nb 42
Мо 43
Тс
[99]
95,94
Ниобий
50 Sb
118,69
** Ас 104 Rf
87 Rа[226] 88 89
138,81
[261]
Франций
8
15,9994
La 72
Hf 73
W 75
Re 76
Ir
Та 74
Оs 77
178.49
180,948
183.85
186,2
190,2
192,2
Лантан
Hg ТI
Аu 80
200,59
Фосфор
32 As
72,59
Цирконий
Олово
О
15 S
30,9738
Ванадий
Германий
49 Sn
Азот
7
14,0067
VIII
Ti 23
V 24
Cr 25
Fe
Мn 26
50,942
51,996
44,956
55,847
Y 40
Zr
91,22
88,905
N
14 P
28,086
Кремний
31 Ge
114,82
55 Ва
Углерод
Титан
26,9815
Ag 48
Сd In
112,40
132,905
6
12,01115
Sc 22
47,90
44,956
Кадмий
С
13 Si
26,9815
20 21
Стронций
Золото
Fr
40,08
Кальций
37 Sr
Цезий
79
5
10,811
12 Al
24,312
Цинк
Серебро
Cs
В
Zn Ga
Сu 30
65,37
Рубидий
47
4
9,0122
Магний
19 Сa
39,102
107,868
Высшие
оксиды
Ве
Бериллий
Натрий
Rb
7
V
Водород
Медь
6
IV
1
63,546
5
III
1,00797
К
4
II
[265]
Хассий
[266]
Мейтнерий
RO4
86
[222]

3.

Строение атома

4.

Строение атома

5. Общая характеристика

+9 ) )
2 7
+17 ) ) )
287
+35 ) ) ) )
2 8 18 7
+53 ) ) ) ) )
2 8 18 18 7
Заряд ядра увеличивается
Радиус атома увеличивается
Количество валентных электронов
равно 7
Притяжение валентных электронов к
ядру уменьшается
Способность отдавать электроны
увеличивается
Неметаллические свойства
ослабевают
Окислительная способность
уменьшается
Уменьшается
электроотрицательность (ЭО)
Увеличивается сила
галогеноводородных кислот
Уменьшается кислотный характер
высших оксидов.

6. История открытия галогенов

At
F2
Cl2
I2
Br2

7. 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 А.
Муассан
использовал
очень
дорогой
электролизер, изготовленный из платины и
иридия. При этом каждый грамм полученного
фтора «съедал» до 6 г платины.
2HF→H2↑ + F2↑
Анри
Муассан
(1852 – 1907 г.)

8. История открытия хлора

Карл
Вильгельм
Шееле
(1742 – 1786 г.)
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.
MnO2+ 4HCl Cl2+ MnCl2 + 2H2O

9. 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"). Балар писал: «Точь-в-точь
как ртуть
есть единственный металл,
который
имеет жидкую
фазу
при
комнатной температуре,
бром
есть
единственный жидкий неметалл» .
2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2
Антуан Жером
Балар
(1802 – 1876 г.)

10. История открытия йода

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).
Бернар Куртуа
(1777 – 1838 г. )
2 NaI + 2 H2SO4 = I2 + SO2 + Na2 SO4 + 2 H2 O

11. 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.
Астат является наиболее редким
элементом
среди
всех,
обнаруженных
в
природе.
В
поверхностном слое земной коры
толщиной 1,6 км содержится всего
70 мг астата.
209
4
211 At + 2 1 n
83Bi + 2He →
85
0
Эрст Сегре
(1914 – 1985 г.)

12.

Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический
состав
CaF2 (флюорит)
Цвет
Бесцветный,
желтый,
голубой,
фиолетовый
Плотность
3,4—4,9 г/см3
Твердость
3,3

13.

Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический
состав
3Ca(PO4 ) 2*CaF2
(апатит)
Цвет
Бесцветный,
фиолетовый
Плотность
3,9—5,6 г/см3
Твердость
3,7

14.

Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический
состав
NaСl (галит)
Цвет
Бесцветный,
красный, желтый,
синий, голубой
Плотность
2,2—2,3 г/см3
Твердость
2,5

15.

Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический
состав
AgBr
(бромаргирит)примеси к другим
минералам
Цвет
Бесцветный,
розовый, желтый
Плотность
5,1—6,3г/см3
Твердость
1,9

16.

Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический
состав
AgI
(йодаргирит)примесь к другим
минералам
Цвет
Бесцветный,
красный, желтый
Плотность
5,8—7,1 г/см3
Твердость
1,7

17.

Галогены в живых организмах

18.

ФТОР
Группы элементов
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
1
Фтор/Fluorum (F)
II
2
Внешний вид
Бледно-жёлтый газ.
простого вещества Очень ядовит.
III
3
I
4
IV
5
6
V
7
8
VI
9
VII
10
F2
Электронная
[He] 2s2 2p5
коефигуранция
ЭО
4 (САМЫЙ ЭО
(по Полингу)
ЭЛЕМЕНТ)
Степень окисления −1 (ВСЕГДА)
Плотность
(при −189 °C)1,108
г/см ³
53,53К
Температура
плавления
Температура
85,01 К
кипения

19.

ХЛОР
Группы элементов
I
I
II
III
2
III
3
IV
5
6
V
7
8
9
VII
10
VI
Внешний вид
простого
вещества
Электронная
коефигуранция
ЭО
(по Полингу)
Степень
окисления
Плотность
4
VI
V
VII
VIII
Хлор / Chlorum (Cl)
1
II
IV
Cl2
Температура
плавления
Температура
кипения
Газ жёлто-зеленого
цвета с резким
запахом. Ядовит.
[Ne] 3s2 3p5
3,16
7, 6, 5, 4, 3, 1, −1
(при −33.6 °C)1,56
г/см ³
172.2 К
238.6 К

20.

БРОМ
Группы элементов
I
I
II
III
2
III
3
4
IV
5
6
V
7
8
VI
9
VII
10
V
VI
VII
VIII
Бром / Bromum (Br)
1
II
IV
Br2
Внешний вид
простого
вещества
Электронная
конфигуранция
ЭО
(по Полингу)
Степень
окисления
Плотность
Температура
плавления
Температура
кипения
Красно-бурая
жидкость с резким
запахом
[Ar] 3d10 4s2 4p5
2,96
7, 5, 3, 1, -1
3,12 г/см³
265,9 К
331,9 К

21.

ЙОД
Группы элементов
I
I
II
III
II
III
V
VI
металлическим
блеском
3
IV
5
6
V
7
8
9
10
VIII
Черно-фиолетовые
Внешний вид
простого вещества кристаллы с
2
VI
VII
Ио́д / Iodum (I)
1
4
VII
IV
I2
Электронная
конфигуранция
ЭО
(по Полингу)
Степень
окисления
Плотность
[Kr] 4d10 5s2 5p5
Температура
плавления
Температура
кипения
386,7 К
2,66
7, 5, 3, 1, -1
4,93г/см³
457,5 К

22.

АСТАТ
Группы элементов
I
I
II
III
2
III
3
4
IV
5
6
V
7
8
VI
9
VII
10
V
VI
VII
VIII
Аста́т / Astatium (At)
1
II
IV
At2
Внешний вид
простого
вещества
Электронная
конфигуранция
ЭО
(по Полингу)
Степень
окисления
Плотность
Нестабильные
чёрно-синие
кристаллы
[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5
Температура
плавления
Температура
кипения
517 К
2,2
7, 5, 3, 1, −1
n/a г/см
582 К

23. Галогены

24. Сравнение физических свойств

F2
светло-желтый газ
Cl2
желто-зеленый газ
Br2
I2
красно-бурая
жидкость (возгоняется)
фиолетовые кристаллы
с металлическим блеском
At2 черно-синие кристаллы
• Интенсивность
цвета усиливается
• Плотность
увеличивается
• Температуры
плавления и
кипения
увеличиваются

25.

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

26.

Химические свойства галогенов
Хлор хвалился: «Нет мне равных!
Галоген я - самый главный.
Зря болтать я не люблю:
Всё на свете отбелю!»
Йод красой своей гордился,
Твердым был, но испарился.
Фиолетовый как ночь,
Далеко умчался прочь.
Бром разлился океаном,
Хоть зловонным. Но румяным.
Бил себя он грозно в грудь:
«Я ведь бром! Не кто-нибудь!..»
Фтор молчал и думал:
«Эх!.. Ведь приду – окислю всех…»

27.

Химические свойства фтора
F2 –САМЫЙ РЕАКЦИОНОСПОСОБНЫЙ,
реакции идут на холоде,
при нагревании – даже с участием Au, Pt, Xe.
F2
С металлами
(даже с
благородными)
Фтор
С неметаллами,
кроме кислорода
Проверить
Со сложными
веществами

28.

Химические свойства фтора
С простыми веществами:
С МЕталлами
С Неметаллами
2Na + F2 → 2NaF
Mo + 3F2 → MoF6
F2
H2 + F2 → 2HF
Xe + 2F2 → XeF4
Со сложными веществами:
Вода горит во
фторе
фиолетовым
пламенем
2H2O + F2 → 4HF + O2
2KCl + F2 → Cl2 + 2NaF
2KBr + F2 → Br2 + 2КF
2KI + F2 → I2 + 2КF
Фтор вытесняет
любой галоген из
соли

29.

Химические свойства хлора
Cl2 - сильно реакционоспособен (искл. C,
O2, N2 и некот. др.).
Отбеливает ткани и бумагу.
Cl2
С металлами
(кроме
благородных)
Хлор
С неметаллами,
кроме кислорода
и азота,углерода
Со сложными
веществами

30.

Химические свойства хлора
С простыми веществами:
С МЕталлами
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
Cu + Cl2 → Cu Cl2
С НЕметаллами
Cl2
H2 + Cl2 → 2HCl (tº, hυ)
2P + 5Cl2 → 2PCl5 ( tº, в изб. Сl2)
Со сложными веществами:
H2O + Cl2 → HCl+HClO
2NaOH + Cl2 → NaOCl + NaCl + H2O жавелевая вода
2KBr + Cl2 → Br2 + 2КCl
2KI + Cl2 → I2 + 2КCl Хлор отбеливает ткани
Горение железа
в хлоре
за счет атомарного
кислорода,
выделяемого из НClO

31.

Химические свойства брома
Br2 - умеренно реакционоспособен.
Вытесняется из солей фтором и
хлором.
Br2
С металлами
(кроме
благородных)
при Т
Бром
С неметаллами,
кроме кислорода
и азота, серы,
бора, углерода
Со сложными
веществами

32.

Химические свойства брома
С простыми веществами:
С МЕталлами
2Fe + 3Br2 → 2FeBr3
Cu + Br2 → Cu Br2
С НЕметаллами
Br2
H2 + Br2 → 2HBr
2P + 5Br2 → 2PBr5
Со сложными веществами:
Чаще чем фтор и
хлор
используется в
органическом
синтезе
Br2 + H2O → HBr + HBrO
2KI + Br2 → I2 + 2КCl
Обладает высокой
селективностью
(избирательностью)

33.

Химические свойства йода
I2 - мало реакционоспособен.
Вытесняется из солей фтором,
хлором и бромом.
Йод
I2
С металлами
(кроме
благородных)
при Т
С активными
неметаллами
при Т
Со сложными
веществами
при Т

34.

Химические свойства йода
С простыми веществами:
С металлами
Hg + I2 → HgI2
2Al + 3I2 → 2AlI3
С неметаллами
I2
H2 + I2 → 2HI (tº)
2P + 3Br2 → 2PI3
Со сложными веществами:
I2 + H2O → HI + HIO (практически не идет)
I2 + р-р крахмала → темно-синее окрашивание
Окисляется
конц. серной и
азотной
кислотами

35.

Определение галогенид-ионов
Определить в какой пробирке находится раствор
хлорида, бромида, иодида, фторида
I
II
III
IV
?

36.

Определение галогенид-ионов
Добавим нитрат серебра.
Уравнения реакций:
I
II
AgCl AgBr
III
AgI
AgNO3 + MeCl
AgCl
+ MeNO3
AgNO3 + MeBr
AgBr
+ MeNO3
AgNO3 + MeI
AgI
+ MeNO3
IV AgNO + MeF
3
AgF
AgF + MeNO3
растворим
AgCl-белый осадок
AgBr-светло-желтый
AgI-желтый
AgF-растворим