Характеристика элементов VIIA-группы (галогены)

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Характеристика элементов VIIA-группы (галогены)

Содержание

3. Элементы VIIА-группы (галогены) Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 5 Ei ≈ 1700 кДж/моль
4. Элементы VIIА-группы (галогены)
5. Простые вещества: F2, Cl2, Br2, I2, At2 Иод Бром Фтор Хлор
6. Фтор: распространение в природе Кларк 0,03% Флюорит (плавиковый шпат) CaF2 Криолит Na3[AlF6] Фторапатит 3Ca3(PO4)2 · CaF2
7. Кристаллы флюорита
8. Фтор F2 т.пл. –220 °С, т.кип. –183 °С Э + F2 → Э+νFν–I (ν - высшая
9. Соединения фтора. Фтороводород Фтороводород HF : (HF)n т.кип. +19,5 °С, неограниченно растворим в воде Автопротолиз: H2F2
10. Фтороводород SiO2 + 4HF(г) = SiF4↑ + 2H2O (травление стекла) SiO2 + 6HF (изб.) = =H2[SiF6]
11. Открытие фтора Фтор впервые получен в 1886 г. (А. Муассан, электролиз смеси HF и KF)
12. Получение фтора и фтороводорода В промышленности: электролиз расплава KHF2 (т. пл. 239 °C) или KH2F3 (т.
13. Применение Водоподготовка (обеззараживание воды фторированием) Фторуглеродные соединения (фреоны, фторкаучуки, фторопласты (тефлоны) и т.п. HF: получение синтетического
14. Галогены в природе 11. Хлор (0,19%) 43. Бром 70. Иод 94. Астат Редкие рассеянные элементы Галит
15. Редкие минералы Бромаргирит AgBr Иодаргирит AgI Лаутарит Ca(IO3)2 Диэтзеит 7Ca(IO3)2·8CaCrO4
16. Хлор, бром, иод: физические свойства * при повышенном давлении; в обычных условиях иод склонен к сублимации.
17. Хлор, бром, иод: химические свойства Г2 MIA MГ Al AlГ3 Al2Cl6 AlI3 (кат.H2O) H2 HГ (Г-
18. Г2: Cl Br I (At) Примеры: I2 + конц.к-та → I+IClO4 I+INO3 I+IHSO4 Cl2 (Br2) +
19. 3. Взаимодействие с водой Г2 + n H2O ⮀ Г2 · n H2O (гидратация) Г2 ·
20. В р-ре KI: KI + I2 (т) = K[I(I)2] I– + I2 (т) = [I(I)2]– дииодоиодат(I)-ион
21. В растворах щелочей Br2 + 2KOH = KBr + KBrO + H2O (на холоду) Br2 +
22. В органических растворителях Органические растворители, не смешивающиеся с водой, используют для извлечения (экстракции) брома и иода.
23. Галогеноводороды НГ НГ(ж) – бесцв., маловязкие неэлектролиты, неактивны, не реагируют c МО, МCO3, МIA !!!
24. Водные растворы HГ (Г – Cl, Br, I) НГ + H2O = Г– + H3O+ сильная
25. HCl HBr HI HCl + H2SO4(к) ≠ 2HBr + H2SO4(к) = Br2 + SO2↑ + 2H2O
26. Получение НCl В промышл. – прямым синтезом: H2 + Cl2 = 2HCl В лаборатории: NaCl +
27. Получение НBr и HI В лаборатории и в промышл. усл. – синтез галогенидов фосфора с последующим
28. Оксиды галогенов
29. Кислородные кислоты
30. Взаимодействие с водой В водном растворе HClO, HClO2, HBrO и H5IO6 – слабые кислоты: HClO +
31. В щелочной среде – диспропорцио-нируют (дисмутация): 3Г2 + 6NaOH = 5NaГ + NaГO3 + 3H2O Г2
33. Скачать презентацию

Слайд 2

Слайд 3

Элементы VIIА-группы (галогены)
Общая электронная формула:
[…] ns 2 (n–1)d 10np 5

Ei ≈ 1700 кДж/моль
Ee ≈ –385 кДж/моль
Г стремятся образовать анион Г–
Степени окисления:
F: –I, 0
Cl, Br, I, At: –I, 0, +I, …. +VII

Слайд 4

Элементы VIIА-группы (галогены)

Слайд 5

Простые вещества: F2, Cl2, Br2, I2, At2
Иод
Бром
Фтор
Хлор

Слайд 6

Фтор: распространение в природе
Кларк 0,03%
Флюорит (плавиковый шпат) CaF2

Криолит Na3[AlF6]
Фторапатит
3Ca3(PO4)2 · CaF2

Слайд 7

Кристаллы флюорита

Слайд 8

Фтор F2
т.пл. –220 °С, т.кип. –183 °С
Э +

F2 → Э+νFν–I (ν - высшая возможная степень окисления; Э – все, кроме He, Ne, Ar, N2, O2)
NH3 + 3F2 = NF3 + 3HF
H2O + F2 = 2HF + [O]
[O] + F2 = OF2 OnF2 (n = 1 ÷ 8)
2F2 + 2KOH (разб.) = 2KF + OF2 + H2O
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Слайд 9

Соединения фтора. Фтороводород
Фтороводород HF : (HF)n
т.кип. +19,5 °С, неограниченно

растворим в воде
Автопротолиз:
H2F2 + HF ⮀ HF2− + H2F+,
Ksol = 2,1 · 10–11
Протонодонорные свойства:
HF + HNO3 ⮀ F – + H2NO3+
В водном р-ре – слабая кислота:
HF + H2O ⮀ F – + H3O+,
KК = 6,67 . 10−4 (25 °C)

Слайд 10

Фтороводород
SiO2 + 4HF(г) = SiF4↑ + 2H2O (травление стекла)

SiO2 + 6HF (изб.) =
=H2[SiF6] + 2H2O

Слайд 11

Открытие фтора
Фтор впервые получен в 1886 г. (А. Муассан, электролиз

смеси HF и KF)

Слайд 12

Получение фтора и фтороводорода
В промышленности: электролиз расплава KHF2 (т. пл.

239 °C) или KH2F3 (т. пл. 70 °C)
Катод (–) : 2HF + 2e– = H2↑ + 2F–
Анод (+): 2F– – 2e– = F2↑
В лаборатории:
2CoF3 = 2CoF2 + F2↑
K2[NiF6] = 2KF + NiF2 + F2↑
Получение HF:
CaF2 + H2SO4(конц) = CaSO4↓ + 2HF↑ (150-300 °С)

Слайд 13

Применение
Водоподготовка (обеззараживание воды фторированием)
Фторуглеродные соединения (фреоны, фторкаучуки, фторопласты (тефлоны) и т.п.
HF:

получение синтетического криолита для производства алюминия, катализаторы, травление стекла и металлов, получение фторидов урана, олова и др.

Слайд 14

Галогены в природе
11. Хлор (0,19%)
43. Бром
70.

Иод
94. Астат

Редкие рассеянные элементы

Галит (каменная соль) NaCl
Сильвинит NaCl·KCl)
Карналлит KCl·MgCl2·6H2O

Слайд 15

Редкие минералы
Бромаргирит AgBr
Иодаргирит AgI
Лаутарит Ca(IO3)2
Диэтзеит 7Ca(IO3)2·8CaCrO4

Слайд 16

Хлор, бром, иод: физические свойства
* при повышенном давлении; в обычных условиях

иод склонен к сублимации.

Слайд 17

Хлор, бром, иод: химические свойства
Г2
MIA
MГ
Al
AlГ3
Al2Cl6
AlI3
(кат.H2O)
H2
HГ (Г- Cl,Br)
др.неметаллы
PCl3, PCl5 …
Sb
SbГ3,

SbCl5

металлы

CuCl2

FeCl3

Слайд 18

Г2: Cl Br I (At)
Примеры:
I2 + конц.к-та →
I+IClO4
I+INO3
I+IHSO4
Cl2 (Br2) +

конц.к-та ≠

2. H2(г) + Cl2(г) = 2 HCl(г); ΔG ° = –95 кДж/моль
H2(г) + Br2(г) = 2 HBr(г); ΔG ° = –54 кДж/моль
H2(г) + I2(т) ⮀ 2 HI(г); ΔG ° = –1 кДж/моль

Слайд 19

3. Взаимодействие с водой
Г2 + n H2O ⮀ Г2 · n

H2O (гидратация)
Г2 · n H2O ⮀ HГ + HГO + (n –1)H2O (диспроп-ие)

Cl2 + 2H2O ⮀ HCl + HClO (ОВР)
Cl2 + 2e − = 2 Cl−
Cl2 + 2H2O – 2e − = 2H+ + 2HClO

Слайд 20

В р-ре KI:
KI + I2 (т) = K[I(I)2]
I– +

I2 (т) = [I(I)2]–
дииодоиодат(I)-ион
[ I–I ····· I+I ····· I–I ]

Растворимость галогенов повышается:

Слайд 21

В растворах щелочей
Br2 + 2KOH = KBr + KBrO + H2O

(на холоду)
Br2 + 2e − = 2 Br−
Br2 + 4OH– – 2e − = 2BrO– + 2H2O
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 3H2O
(при нагревании)
Br2 + 2e − = 2 Br−
Br2 + 12OH– – 10e − = 2BrO3– + 6H2O

Слайд 22

В органических растворителях
Органические растворители, не смешивающиеся с водой, используют для извлечения

(экстракции) брома и иода.

Слайд 23

Галогеноводороды НГ
НГ(ж) – бесцв., маловязкие неэлектролиты, неактивны, не реагируют c МО,

МCO3, МIA !!!

Слайд 24

Водные растворы HГ (Г – Cl, Br, I)

НГ +

H2O = Г– + H3O+

сильная кислота

непротолит

Растворение
HCl в воде

Слайд 25

HCl HBr HI
HCl + H2SO4(к) ≠
2HBr + H2SO4(к) =

Br2 + SO2↑ + 2H2O
2Br– – 2e – = Br2
SO42– + 4H+ + 2e – = SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4(к) = 4I2 + H2S↑ + 4H2O
2I– – 2e – = I2
SO42– + 10H+ + 8e – = H2S + 4H2O

Слайд 26

Получение НCl
В промышл. – прямым синтезом:
H2 + Cl2 =

2HCl
В лаборатории:
NaCl + H2SO4 = HCl↑ + NaHSO4 (без нагревания) или
2NaCl + H2SO4 = 2HCl↑ + Na2SO4 (при нагревании)

Слайд 27

Получение НBr и HI
В лаборатории и в промышл. усл. –

синтез галогенидов фосфора с последующим их необр. гидролизом:
2P + 3Г2 = 2PГ3
PГ3 + 3H2O = 3HГ↑ + H2(PHO3)
Восст. в водн. среде сероводородом:
Г2 + H2S = S↓ + 2HГ

Слайд 28

Оксиды галогенов

Слайд 29

Кислородные кислоты

Слайд 30

Взаимодействие с водой
В водном растворе HClO, HClO2, HBrO и H5IO6 –

слабые кислоты:
HClO + H2O ⮀ ClO− + H3O+; KК = 2,82 . 10−8
HClO2 + H2O ⮀ ClO2− + H3O+; KК = 1,07 . 10−2
HBrO + H2O ⮀ BrO− + H3O+; KК = 2,06 . 10−9
H5IO6+ H2O ⮀ H4IO6− + H3O+; KК = 2,82 . 10−2;
Остальные кислородсодержащие кислоты – сильные:
HClO3 + H2O = ClO3− + H3O+
HClO4 + H2O = ClO4− + H3O+

Слайд 31

В щелочной среде – диспропорцио-нируют (дисмутация):
3Г2 + 6NaOH = 5NaГ +

NaГO3 + 3H2O
Г2 + 2e – = 2Г– (Г2 – окислитель)
Г2 + 12OH– – 10e– = 2ГO3– + 6H2O (Г2 – восстановитель)
ΔЕ° = Е°(Br2/ Br –) – Е°(BrO3–/ Br2) = 1,09 – 0,52 = 0,57В
ΔЕ° = Е°(I2/ I–) – Е°(IO3–/ I2) = 0,54 – 0,20 = 0,34В

Характеристика элементов VIIA-группы (галогены)

Содержание

Элементы VIIА-группы (галогены) Общая электронная формула:[…] ns 2 (n–1)d 10np 5

Элементы VIIА-группы (галогены)

Простые вещества: F2, Cl2, Br2, I2, At2Иод Бром ФторХлор

Фтор: распространение в природе Кларк 0,03% Флюорит (плавиковый шпат) CaF2

Кристаллы флюорита

Фтор F2 т.пл. –220 °С, т.кип. –183 °С Э +

Соединения фтора. ФтороводородФтороводород HF : (HF)n т.кип. +19,5 °С, неограниченно

Фтороводород SiO2 + 4HF(г) = SiF4↑ + 2H2O (травление стекла)

Открытие фтора Фтор впервые получен в 1886 г. (А. Муассан, электролиз

Получение фтора и фтороводорода В промышленности: электролиз расплава KHF2 (т. пл.

ПрименениеВодоподготовка (обеззараживание воды фторированием)Фторуглеродные соединения (фреоны, фторкаучуки, фторопласты (тефлоны) и т.п.HF:

Галогены в природе 11. Хлор (0,19%) 43. Бром 70.

Редкие минералы Бромаргирит AgBr Иодаргирит AgI Лаутарит Ca(IO3)2 Диэтзеит 7Ca(IO3)2·8CaCrO4

Хлор, бром, иод: физические свойства* при повышенном давлении; в обычных условиях

Хлор, бром, иод: химические свойстваГ2MIAMГAlAlГ3 Al2Cl6AlI3 (кат.H2O)H2HГ (Г- Cl,Br)др.неметаллыPCl3, PCl5 …SbSbГ3,

Г2: Cl Br I (At)Примеры:I2 + конц.к-та → I+IClO4I+INO3I+IHSO4Cl2 (Br2) +

3. Взаимодействие с водойГ2 + n H2O ⮀ Г2 · n

В р-ре KI: KI + I2 (т) = K[I(I)2] I– +

В растворах щелочейBr2 + 2KOH = KBr + KBrO + H2O

В органических растворителяхОрганические растворители, не смешивающиеся с водой, используют для извлечения

Галогеноводороды НГНГ(ж) – бесцв., маловязкие неэлектролиты, неактивны, не реагируют c МО,

Водные растворы HГ (Г – Cl, Br, I) НГ +

HCl HBr HI HCl + H2SO4(к) ≠ 2HBr + H2SO4(к) =

Получение НCl В промышл. – прямым синтезом: H2 + Cl2 =

Получение НBr и HI В лаборатории и в промышл. усл. –