Химия элементов VIIA группы

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Химия элементов VIIA группы

Содержание

2. Что читать? Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия». Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. «Общая и неорганическая химия».
3. S2Р5 S1 + электрон Полностью заполненный уровень Стабильный ион Н- Двухатомная молекула, как и других галогенов:
4. Сравним водород с элементами первой и седьмой группы H+ + e = 1/2H2 E°=0 Li+ +
5. Распространение водорода ат.% Во вселенной H – 88.6% He – 11.3% Остальное – 0,1% На Земле
6. Степени окисления водорода 1S1 + электрон - электрон -1 +1 0 ПРИМЕРЫ NaH LiAlH4 H2 H2O
7. Протонные кислоты и основания (по Брэнстэду) H2O + H2O = H3O+ + OH- H2S = H+
8. Получение водорода Лабораторные способы: Основаны на ОВР 1. CaH2 + 2 H2O = Ca(OH)2 + H2
9. Промышленные способы получения водорода 750 °C Ni CH4 + H2O → CO + 3H2 C(кокс) +
10. Использование водорода H2 NH3 - аммиак Маргарин Органические реактивы Металлургия Mo, W
11. Водородная энергетика Водородная энергетика — направление выработки и потребления энергии человечеством, основанное на использовании водорода в
12. Галогены αλς – морская соль γεν – рождать Солероды F, Cl, Br, I, At nS2nP5
13. Распространение в природе F Cl Br I At 0.063 0.017 0.0002 4.10-5 - 13 место 20
14. Происхождение названий элементов и первооткрыватели F Cl Br I At Разрушительный Текучий Желто-зеленый Зловонный Фиолетовый Неустойчивый
15. F Cl Br I At Физические свойства Температуры кипения и плавления (°С) -220 -101 -7 117
16. Получение F2 Только электролиз!!! KF tпл= 846 °С HF плохой проводник KHF2 tпл= 239 °С KF•4HF
17. Абу Али Хусейн ибн Абдаллах ибн Си́на «Авиценна» «Все есть яд, все есть лекарство – всему
18. Получение Cl2 Все тот же электролиз. Промышленный способ. Электролиз водных растворов: 2 H2O + 2 NaCl
19. Получение Br2 I2 Электролиз. Промышленный способ. Окисление галогенид-ионов 2KMnO4 + 16HBr → 5Br2 + 2MnBr2 +
20. Получение галогеноводородов Реакция замещения CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4 2NaCl + H2SO4 → 2HCl
21. Галогеноводороды При с.у. безцветные газы, хорошо растворимые в воде. Растворы в воде – сильные кислоты (кроме
22. Взаимодействие галогенов с водой Фтор – уникальный окислитель, очень сильный: 2F2 + 2H2O = 4HF +
23. Химические свойства nS2nP5 +7 +5 +3 +1 0 -1 Степени окисления ОК И С ЛИ Т
25. Скачать презентацию

Слайд 2

Что читать?
Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия».
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. «Общая

и неорганическая химия».
Глинка Н.Л. «Общая химия»
Коттон Ф., Уилкинсон Дж. «Основы неорганической химии»
Гринвуд Н., Эршно А. «Химия элементов»

Слайд 3

S2Р5
S1
+ электрон
Полностью заполненный уровень
Стабильный ион Н-
Двухатомная молекула, как и других галогенов:

H2, F2, Cl2, Br2, I2.

Слайд 4

Сравним водород с элементами первой и седьмой группы
H+ + e =

1/2H2 E°=0
Li+ + e = Li E°=-3.0
Na+ + e = Na E°=-2.7
K+ + e = K E°=-2.9

H2 +2e = 2H- E°= -2.1
F2 +2e = 2F- E°= 2.8
Cl2 +2e = 2Cl- E°= 1.4
Br2 +2e = 2Br- E°= 1.1
I2 +2e = 2I- E°= 0.6

Стандартный электродный потенциал – в растворе!
Сродство к электрону и энергия ионизации – в газе!

Слайд 5

Распространение водорода ат.%
Во вселенной
H – 88.6%
He – 11.3%
Остальное – 0,1%
На Земле
O –

54.2%
Si – 15.8%
H – 17.0%

Слайд 6

Степени окисления водорода
1S1
+ электрон
- электрон
-1
+1
0
ПРИМЕРЫ
NaH
LiAlH4
H2
H2O
HF
NH4+
Окислительно-восстановительные свойства
Только окислители!
2HCl + Mg = MgCl2

+ H2
2H2O + 2Na = 2NaOH + H2

Как окислители, так и восстановители

H2 + 2 Na = 2 NaH (комнатная Т)
2H2 + O2 = H2O

Только восстановители

LiAlH4 + 4 H2O = Li[Al(OH)4] +2 H2

ПРИМЕР

Слайд 7

Протонные кислоты и основания
(по Брэнстэду)
H2O + H2O = H3O+ + OH-
H2S

= H+ + HS-
NH4+ = NH3 + H+

(по Льюису)
H- + AlH3 = AlH4+

Слайд 8

Получение водорода
Лабораторные способы:
Основаны на ОВР
1. CaH2 + 2 H2O = Ca(OH)2

+ H2

Слайд 9

Промышленные способы получения водорода
750 °C
Ni
CH4 + H2O → CO + 3H2
C(кокс)

+ H2O → CO + H2

1000 °С

CO + H2O → CO2 + H2

«водяной газ»

400 °С

Fe, Cu

Поглощают растворами щелочей

Нефть и газ – 77%

Уголь – 18%

Электролиз – 4%

Остальное – 1%

Слайд 10

Использование водорода
H2
NH3 - аммиак
Маргарин
Органические реактивы
Металлургия
Mo, W

Слайд 11

Водородная энергетика
Водородная энергетика — направление выработки и потребления энергии человечеством, основанное

на использовании водорода в качестве средства для аккумулирования, транспортировки и потребления энергии людьми, транспортной инфраструктурой и различными производственными направлениями. Водород выбран как наиболее распространенный элемент на поверхности земли и в космосе, теплота сгорания водорода наиболее высока, а продуктом сгорания в кислороде является вода (которая вновь вводится в оборот водородной энергетики).

Много букв!!!

средство для аккумулирования, транспортировки и потребления энергии людьми

аккумулирование, транспортировка

Город. Сжигаем нефть и газ

Где-то там, далеко…

Теперь сжигаем водород

А получаем его где-то там…

Слайд 12

Галогены
αλς – морская соль
γεν – рождать
Солероды
F, Cl, Br, I, At
nS2nP5

Слайд 13

Распространение в природе
F Cl Br I At
0.063 0.017 0.0002 4.10-5 -
13 место 20 46 60
Минералы
CaF2
флюорит
Na3[AlF6]
криолит
Ca5(PO4)3F
фторапатит
Во всех водах
NaCl
галит
KCl
силвит
KNACl2
сильвинит
В окружающих и нефтяных водах
Радиоактивные

руды

Слайд 14

Происхождение названий элементов и первооткрыватели
F Cl Br I At
Разрушительный
Текучий
Желто-зеленый
Зловонный
Фиолетовый
Неустойчивый
1774
КАРЛ ШЕЕЛЕ
1886
АНРИ МУАССАН
1826
АНТУАН БАЛАР
1811
Берна́рд Куртуа́

Предсказан
Д.И. Менделеевым
Обнаружен физиками
США, 1940

Слайд 15

F Cl Br I At
Физические свойства
Температуры кипения и плавления (°С)
-220 -101 -7 117 244
-188 -34 60 184 309
плавится при p(I2)≥1 расч.
Газ Газ Жидкость Твердое Тв.
2,8 1,4 1,1 0,6 0,5
Самый Сильные окислители Окислители
Сильный
Окислитель

Стандартные электродные потенциалы, В

Слайд 16

Получение
F2
Только электролиз!!!
KF tпл= 846 °С
HF плохой проводник
KHF2 tпл= 239 °С
KF•4HF tпл= 72

°С

Фтор нужен для получения UF6. Развитие фторной химии началось с «Манхетоновского проекта» в 40 гг. XX века.
Фтор жизненно необходимый элемент для живых организмов.

Слайд 17

Абу Али Хусейн ибн Абдаллах ибн Си́на
«Авиценна»
«Все есть яд, все

есть лекарство – всему цена мера.»

Слайд 18

Получение
Cl2
Все тот же электролиз.
Промышленный способ.
Электролиз водных растворов: 2 H2O + 2

NaCl → 2NaOH + Cl2 + H2

Окисление хлорид-ионов

2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
MnO2 + 4HCl → Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Слайд 19

Получение
Br2
I2
Электролиз.
Промышленный способ.
Окисление галогенид-ионов
2KMnO4 + 16HBr → 5Br2 + 2MnBr2 + 2KBr +

8H2O
MnO2 + 4HI → I2 + MnI2 + 2H2O

Cl2 + 2HBr → 2HCl + Br2
Br2 + 2HI → 2HBr + I2
Промышленный способы

Слайд 20

Получение галогеноводородов
Реакция замещения
CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4
2NaCl + H2SO4

→ 2HCl + Na2SO4

Реакции с серной кислотой неприемлемы в случае брома и иода

2NaBr + 3H2SO4 → Br2 + SO2 + 2NaHSO4 + H2O
8NaI + 9H2SO4 → 4I2 + H2S + 8 NaHSO4 + 4H2O

Реакция замещения с кислотой не окислителем

NaBr + H3PO4 → HBr + NaH2PO4
NaI + H3PO4 → HI + NaH2PO4

Слайд 21

Галогеноводороды
При с.у. безцветные газы, хорошо растворимые в воде.
Растворы в воде

– сильные кислоты (кроме HF).

Кислоты взаимодействуют с активными металлами с образованием солей и водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Фтороводород и плавиковая кислота отличаются от аналогов:

Фтороводород кипит при 19 ºС за счет образования водородных связей:

HF + HF = H2F2 = H+ + HF2-

Плавиковая кислота реагирует со стеклом:

SiO2 + 6HF = 2H+ + SiF62- + 2H2O

Слайд 22

Взаимодействие галогенов с водой
Фтор – уникальный окислитель, очень сильный:
2F2 + 2H2O

= 4HF + O2
2F2 + 2NaOH(р-р) = 2NaF + OF2 + H2O

Для остальных галогенов равновесие сильно зависящее от рН:

Г2 + H2O ↔ H+ + Г- + НГО

Зависимость от температуры:

Г2 + H2O ↔ H+ + Г- + НГО (низкие t)
3Г2 + 3H2O ↔ H+ + 5Г- + НГО3 (высокие t)

Ca(OH)2 + Cl2 = CaCl(ClO) + H2O (хлорная известь)
CaCl(ClO) + H2O + CO2 = CaCO3 + Cl2 + H2O

Слайд 23

Химические свойства
nS2nP5
+7
+5
+3
+1
0
-1
Степени окисления
ОК
И
С
ЛИ
Т
ЕЛИ
Усиление Окислительных свойств,
Зависит от рН: чем кислее, тем сильнее!
Cl2

– окислитель! Сильный! ∆Eº=1,36В

Восстановитель, но плохой. Нужен сильный окислитель

Только восстановитель. Плохой.

Химия элементов VIIA группы

Содержание

Что читать?Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия».Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. «Общая

S2Р5S1+ электронПолностью заполненный уровеньСтабильный ион Н-Двухатомная молекула, как и других галогенов:

Сравним водород с элементами первой и седьмой группыH+ + e =

Распространение водорода ат.%Во вселеннойH – 88.6%He – 11.3%Остальное – 0,1%На ЗемлеO –

Степени окисления водорода1S1+ электрон- электрон-1+10ПРИМЕРЫNaHLiAlH4H2H2OHFNH4+Окислительно-восстановительные свойстваТолько окислители!2HCl + Mg = MgCl2

Протонные кислоты и основания(по Брэнстэду)H2O + H2O = H3O+ + OH-H2S

Получение водородаЛабораторные способы:Основаны на ОВР1. CaH2 + 2 H2O = Ca(OH)2

Промышленные способы получения водорода750 °CNiCH4 + H2O → CO + 3H2C(кокс)

Использование водородаH2NH3 - аммиакМаргаринОрганические реактивыМеталлургия Mo, W

Водородная энергетикаВодородная энергетика — направление выработки и потребления энергии человечеством, основанное

Галогеныαλς – морская сольγεν – рождатьСолеродыF, Cl, Br, I, At nS2nP5

ПолучениеF2Только электролиз!!!KF tпл= 846 °СHF плохой проводникKHF2 tпл= 239 °СKF•4HF tпл= 72

Абу Али Хусейн ибн Абдаллах ибн Си́на«Авиценна» «Все есть яд, все

ПолучениеCl2Все тот же электролиз.Промышленный способ.Электролиз водных растворов: 2 H2O + 2

ПолучениеBr2I2Электролиз.Промышленный способ.Окисление галогенид-ионов2KMnO4 + 16HBr → 5Br2 + 2MnBr2 + 2KBr +

Получение галогеноводородовРеакция замещенияCaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO42NaCl + H2SO4

ГалогеноводородыПри с.у. безцветные газы, хорошо растворимые в воде. Растворы в воде

Взаимодействие галогенов с водойФтор – уникальный окислитель, очень сильный:2F2 + 2H2O

Химические свойстваnS2nP5+7+5+3+10-1Степени окисленияОКИСЛИТЕЛИУсиление Окислительных свойств,Зависит от рН: чем кислее, тем сильнее!Cl2

Похожие презентации