Неметаллы. Водород и галогены

Август 10, 2022

Главная
Химия
Неметаллы. Водород и галогены

Содержание

2. Водород Электронная формула – 1s1. Изотопы: протий 1Н, дейтерий 2Н (D), тритий 3Н (Т) - радиоактивный
3. Химические свойства Восстановительные свойства в р-циях с неметаллами: H2(г)+Сl2(г)=2HCl(г)+184 кДж, 2H2(г)+О2(г)=2H2О (г)+484 кДж; с оксидами и
4. Окислительные свойства - в р-циях c активными Ме: 2Na+H2=2NaH (гидрид натрия), Ca+H2=CaH2 (гидрид кальция).
5. Получение водорода В промышленности: Электролиз воды. Газификация твердого топлива: C+H2O=t CO+H2 (t=1100oC) Конверсия природного газа: CH4+H2O=t
6. Применение водорода Синтез аммиака. Получение хлороводорода и соляной кислоты. Гидрогенизация растительных жиров. Восстановление металлов (Mo, W,
7. Пероксид водорода - Н2О2 Строение молекулы: ∟θ~100о, ∟φ~95о, lсв(О-О)=0,149 нм, lсв(О-Н)=0,097 нм μ=0,7·10-29 Кл·м Энергия связей:
8. Свойства Н2О2 Физические - : бесцветная, вязкая прозрачная жидкость (tкип=150,2оС), смешивается с водой в любых соотношениях.
9. Применение Н2О2 Отбеливание тканей, мехов, кожи, бумаги. Дезинфицирующее средство в медицине. Наружное бактерицидное средство. Протравливание семян
10. Элементы VIIА группы
11. Хлор
12. Бром
13. ЙОД
14. Простые вещества
15. Получение галогенов Фтор – электролиз расплава KHF2 (KF·HF). Хлор – в промышленности электролизом раствора NaCl. В
16. Химические свойства галогенов Сильные окислители, вступают во взаимодействие почти со всеми простыми веществами: F2+H2=2HF (на холоду
17. Сравнение химической активности галогенов F2 окисляет Ме, в т.ч. при нагревании Au, Pt, а также Kr,
18. Галогеноводороды Бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимы в воде (в 1 V H2O – 500
19. Кислородные соединения хлора
20. Кислородные соединения хлора получаются косвенно. Оксиды хлора: Cl2O, ClO2, ClO3, Cl2O7. Cl2O+H2O=2HClO 2ClO2+H2O=HClO2+HClO3, 2ClO3+H2O=HClO3+HClO4 Cl2O7+H2O=2HClO4 HClO
21. HClO2-неустойчивая, быстро разлагается. Соли – сильные окислители получают: 2ClO2+2KOH=KClO2+KClO3+H2O, KClO3+H2O2=KClO2+H2O+O2. HClO3 – только в водном растворе,
22. HClO4 – самая сильная кислота, существует в свободном виде. Бесцветная дымящая жидкость. Сильный окислитель. Разлагается при
23. Кислородные соединения брома и йода
24. Применение галогенов и их соединений Cl2 – производство хлорсодержащих продуктов: растворителей, полимеров, красителей, ядохимикатов. ClO2 и
25. Общие закономерности 1.Все элементы существуют в виде 2х-атомных молекул. Изменение tпл. и t кип. указывает на
27. Скачать презентацию

Слайд 2

Водород
Электронная формула – 1s1.
Изотопы: протий 1Н, дейтерий 2Н (D), тритий 3Н

(Т) - радиоактивный изотоп. В природных соединениях D:1Н = 1:6800.
Степени окисления: -1, +1.
Содержание в земной коре – 1% по массе.
Во Вселенной ~50% массы звезд.
Молекула – Н2 прочная, неполярная, подвижная из-за малой массы и размеров.
Газ без цвета, запаха, вкуса.
ρ=8,99·10-5 г/см3, tпл=-259,2оС, tкип=-252,8оС.

Слайд 3

Химические свойства
Восстановительные свойства в р-циях с неметаллами:
H2(г)+Сl2(г)=2HCl(г)+184 кДж,
2H2(г)+О2(г)=2H2О (г)+484 кДж;
с

оксидами и галогенидами:
H2 + CuO =Cu+H2O,
2H2+2NO=N2+2H2O ,
H2 +VCl2 =V+2HCl.
Наиболее активен [H] в момент выделения (Ме+HnA→…).

Слайд 4

Окислительные свойства - в р-циях c активными Ме:
2Na+H2=2NaH (гидрид натрия),
Ca+H2=CaH2 (гидрид

кальция).

Слайд 5

Получение водорода
В промышленности:
Электролиз воды.
Газификация твердого топлива:
C+H2O=t CO+H2 (t=1100oC)
Конверсия природного

газа:
CH4+H2O=t CO+3H2 (синтез газ)
В лаборатории:
Zn+H2SO4=H2↑+ZnSO4 (в аппарате Киппа)

Слайд 6

Применение водорода
Синтез аммиака.
Получение хлороводорода и соляной кислоты.
Гидрогенизация растительных жиров.
Восстановление металлов (Mo,

W, Fe) из оксидов.
Сварка, резка, плавление металлов.
Жидкий водород – ракетное топливо.

Слайд 7

Пероксид водорода - Н2О2
Строение молекулы:
∟θ~100о, ∟φ~95о, lсв(О-О)=0,149 нм,
lсв(О-Н)=0,097 нм
μ=0,7·10-29 Кл·м
Энергия

связей:
О - О (210 кДж/моль),
О – Н (468 кДж/моль)

Слайд 8

Свойства Н2О2
Физические - : бесцветная, вязкая прозрачная жидкость (tкип=150,2оС), смешивается с

водой в любых соотношениях.
Химические: в водных растворах – слабая кислота: H2O2↔H++HO2-
H2O2+2NaOH=Na2O2+2H2O.
Окислитель (1) или восстановитель (2) в ОВР:
2KI+H2O2=I2+2KOH
2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=2MnSO4+5O2+K2SO4+8H2O

Слайд 9

Применение Н2О2
Отбеливание тканей, мехов, кожи, бумаги.
Дезинфицирующее средство в медицине.
Наружное бактерицидное

средство.
Протравливание семян в с/х.
Производство органических соединений, полимеров, пористых материалов.
Окислитель в ракетном топливе.

Слайд 10

Элементы VIIА группы

Слайд 11

Хлор

Слайд 12

Бром

Слайд 13

ЙОД

Слайд 14

Простые вещества

Слайд 15

Получение галогенов
Фтор – электролиз расплава KHF2 (KF·HF).
Хлор – в промышленности электролизом

раствора NaCl.
В лаборатории: MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O
2KMnO4+16HCl=5Cl2+2MnCl2+2KCl+8H2O
Бром : 2KBr+Cl2=2KCl+Br2 (промышленный)
2 KBr+2H2SO4+MnO2=K2SO4+MnSO4+Br2+2H2O
Йод: 2KI+Cl2=2KCl+I2(промышленный)
2NaIO3+5NaHSO3=2Na2SO4+3NaHSO4+I2+H2O
(из рассолов чилийской селитры)

Слайд 16

Химические свойства галогенов
Сильные окислители, вступают во взаимодействие почти со всеми простыми

веществами:
F2+H2=2HF (на холоду со взрывом)
2Na+Cl2=2NaCl (расплавленный Na сгорает)
2Fe+3Br2=2Fe+3Br3;
со сложными веществами:
2FeCl2+3Cl2=2FeCl3
H2S+I2=S↓+2HI
2H2O+2F2=4HF+O2
SiO2+F2=SiF4+O2

Слайд 17

Сравнение химической активности галогенов
F2 окисляет Ме, в т.ч. при нагревании Au,

Pt, а также Kr, Xe: Xe+F2=XeF2.
Cl2 взаимодействует с простыми веществами (кроме O2, N2, инертных газов).
Сl2 с Н2 (hν или to) со взрывом по цепному механизму.
Br2 реагирует с H2 обратимо в присутствии катализатора.
I2, при to: H2+I2↔2HI
Окислительная активность уменьшается F2→I2:
Cl2+2Br-=2Cl- +Br2, Br2+2I-=I2+2Br-

Слайд 18

Галогеноводороды
Бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимы в воде (в 1

V H2O – 500 V HCl). Водные растворы – кислоты. HF – кислота средней силы, остальные – сильные. Проявляют общие химические свойства кислот.
Раствор HF – плавиковая кислота разрушает стекло: SiO2+4HF=SiF4+2H2O,
окисляет все Ме кроме Au, Pt.
Соли – фториды, хлориды, бромиды, иодиды– восстановители (Гал-) :4HI+O2=2H2O+2I2
В ряду HF – HCl – HBr – HI восстановительная способность Г- увеличивается.

Слайд 19

Кислородные соединения хлора

Слайд 20

Кислородные соединения хлора получаются косвенно.
Оксиды хлора: Cl2O, ClO2, ClO3, Cl2O7.
Cl2O+H2O=2HClO
2ClO2+H2O=HClO2+HClO3,

2ClO3+H2O=HClO3+HClO4
Cl2O7+H2O=2HClO4
HClO - слабая, существует только в растворах:
Cl2+H2O=HClO+HCl;
1)HClO = HCl + [O]
2)3HClO=2HCl+HClO3; 3)2HClO=H2O+Cl2O
Соли: Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O, Ca(OH)2+Cl2=H2O+CaOCl2 (хлорная известь)

Слайд 21

HClO2-неустойчивая, быстро разлагается.
Соли – сильные окислители получают: 2ClO2+2KOH=KClO2+KClO3+H2O, KClO3+H2O2=KClO2+H2O+O2.
HClO3 – только

в водном растворе, сильная к-та и окислитель, легко диспропорционирует:
3HClO3=H2O +2ClO2+HClO4
Соли: бертолетова соль образуется при пропускании хлора через горячую щелочь:
6KOH+3Cl2=4KCl+2KClO3+3H2O,
разлагается при нагревании в присутствии MnO2:
2KClO3=t 2KCl+3O2
без катализатора: 4KClO3=t 3KClO4+KCl

Слайд 22

HClO4 – самая сильная кислота, существует в свободном виде. Бесцветная дымящая

жидкость. Сильный окислитель.
Разлагается при нагревании:
4HClO4=4ClO2+3O2+2H2O.
Получение: KClO4+H2SO4=KHSO4+HClO4.

Слайд 23

Кислородные соединения брома и йода

Слайд 24

Применение галогенов и их соединений
Cl2 – производство хлорсодержащих продуктов: растворителей,

полимеров, красителей, ядохимикатов.
ClO2 и гипохлориты – отбеливание тканей и бумаги, дизенфекция.
Перхлораты – окислители во взрывчатых смесях
AlCl3, AlBr3 – катализаторы оргсинтеза.
Br2, I2, бромид и иодид фосфора – в органических синтезах.

Слайд 25

Общие закономерности
1.Все элементы существуют в виде 2х-атомных молекул. Изменение tпл. и

t кип. указывает на ван-дер-ваальсово взаимодействие между Х2
2.Проявляют свойства типичных неметаллов. Для F неизвестны положительные степени окисления.
3.Галогены–окислители. Окислительная способность падает вниз по группе. F стабилизирует высшие С.О. почти всех элементов.
4.Стабильность НХ падает вниз по группе. Для HF характерны наиболее прочные водородные связи.
5.Легко образуют межгалогенные соединения.
6.Кислородные соединения характеры для Cl, Br, I. Максимальная С.О. равна+7. Окислительная способность Х+7изменяется по ряду Br>Cl>I.
7.Наиболее стабильны С.О. -1 и +5. Особенность хлора–образование диоксида ClO2
8.Сила кислородных кислот уменьшается вниз по группе.

Неметаллы. Водород и галогены

Содержание

ВодородЭлектронная формула – 1s1.Изотопы: протий 1Н, дейтерий 2Н (D), тритий 3Н

Химические свойстваВосстановительные свойства в р-циях с неметаллами: H2(г)+Сl2(г)=2HCl(г)+184 кДж, 2H2(г)+О2(г)=2H2О (г)+484 кДж;с

Окислительные свойства - в р-циях c активными Ме: 2Na+H2=2NaH (гидрид натрия), Ca+H2=CaH2 (гидрид

Получение водородаВ промышленности: Электролиз воды.Газификация твердого топлива: C+H2O=t CO+H2 (t=1100oC)Конверсия природного

Применение водородаСинтез аммиака.Получение хлороводорода и соляной кислоты.Гидрогенизация растительных жиров.Восстановление металлов (Mo,

Пероксид водорода - Н2О2Строение молекулы:∟θ~100о, ∟φ~95о, lсв(О-О)=0,149 нм, lсв(О-Н)=0,097 нмμ=0,7·10-29 Кл·мЭнергия

Свойства Н2О2Физические - : бесцветная, вязкая прозрачная жидкость (tкип=150,2оС), смешивается с

Применение Н2О2Отбеливание тканей, мехов, кожи, бумаги. Дезинфицирующее средство в медицине.Наружное бактерицидное