Химия
This presentation is the property of its rightful owner.
Sponsored Links
1 / 27

Химия p -элементов PowerPoint PPT Presentation


  • 274 Views
  • Uploaded on
  • Presentation posted in: General

Химия p -элементов. Элементы VII А подгруппы (галогены). Строение атома и характерные степени окисления. …n s 2 n p 5. F Cl Br I At. - I. ЭО ЭИ. - I, I, III, V, VII , (IV , VI). Все галогены, кроме фтора, могут использовать при образовании химических связей d -орбитали.

Download Presentation

Химия p -элементов

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Presentation Transcript


P

Химия

p-элементов

Элементы VIIА подгруппы

(галогены)


P

Строение атома и характерные степени окисления

…ns2np5

F

Cl

Br

I

At

- I

ЭО

ЭИ

- I, I,III, V, VII,(IV,VI)


P

Все галогены, кроме фтора,

могут использовать при образовании химических связей

d-орбитали


P

Физические свойства галогенов

F2 и Cl2

газы жёлто-зелёного цвета

хлор

хлор легко сжижается

(tкип= –34 0C)


P

бром

Br2

жидкость

коричневого цвета


P

I2

йод

твёрдое вещество

тёмно-фиолетовые

кристаллы

кристаллы  газ


P

F2, Cl2, Br2, I2 - молекулы неполярны: хорошо растворяются в неполярных растворителях, в полярных (Н2О) – плохо:

Cl2Br2 I2

0,63 3,58 0,028

Растворимость, г/100г воды(200С)

хлорная

вода

бромная

вода

йодная

вода


P

Нахождение в природе

ФЛЮОРИТ

В свободном виде не встречаются

В составе солей – галогенидов натрия, калия, кальция

CaF2


P

Минералы – хлориды

Галит (NaCl) Сильвин (KCl)


P

Минералы, содержащие фтор

Апатит Ca5(PO4)3F, Cl Фосфорит


P

Получение

В промышленности

Фтор получают электролизом расплавов фторида калия или кислой соли (KF·2HF – для снижения температуры процесса до 1000С).

Хлорполучают электролизом концентрированного раствора NaCl

Электр. ток

2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2

диафрагма

катод

анод

продукты электролиза:

хлор, водород и едкий натр


P

Бромийод получают, пропуская хлор через растворы бромидов и йодидов (используют морские и буровые воды):

KBr

KI

Br2

pH=3,5

+ Cl2

+ KCl

I2

демонстрация ролика №2

В лаборатории:

Фтор

t

2CeF4 2CeF3 + F2


P

Хлор, бром и йод получают окислением галогенид-ионов

ок

Г–

Г2

дляCl2конц.HCl

KMnO4

MnO2

K2Cr2O7

ок

KBr

KI

дляI2 иBr2

+H2SO4

HClконц + KMnO4(т)Cl2+ MnCl2 + KCl + H2O


P

завершим уравнение реакции:

KBr–I+ K2Cr2VIO7 + H2SO4

Br20+ …

3

2Br–→ Br2

– 2ē

Cr2O72– → 2Cr3+

+ 14H+

+ 6ē

+ 7H2O

+12

+6

6Br– + Cr2O72– + 14H+→ 3Br2 + 2Cr3+ + 7H2O

переход от сокращённой ионной форме к молекулярной:

6KBr+ K2Cr2O7 + 7H2SO4

3Br2

+ Cr2(SO4)3

+ 7H2O

+ 4K2SO4


P

Химические свойства простых веществ

Все галогены – активные окислители

F2 Cl2 Br2 I2

Окислительные свойства

Фтор реагирует непосредственно с большинством

простых веществ.

O2

N2

He,Ne,Ar

F2 +

(а такжеPF3)

F2 + P PF5

С тяжелыми благородными газами Xe, Kr, Rn:

F2 + Xe XeF4


P

Такие металлы, как медь и никель, устойчивы к фтору,

хотя и реагируют с ним. CuF2иNiF2образуют прочные

защитные плёнки – пассивация металлов. Фтор можно

пропускать по медным трубкам.

Фтор, как более активный окислитель, заменяет кислород

в молекуле воды:

F2 + H2O HF + O2

Фтор разрушает стекло

(катализатором этой реакции является вода):

H2O

F2 + SiO2SiF4 + O2

побочными продуктами являютсяO3иOF2(газ)


P

Хлор, бром и йодреагируют с металлами и со многими

неметаллами

PCl3

PCl5

Cl2+ P →

Cl2 +Fe → FeCl3

демонстрация ролика №4

Br2 +Al → AlBr3

H2O (кат)

I2 + Al

AlI3

демонстрация ролика №5


P

ДляCl2, Br2, I2«ноль» - промежуточная степень окисления.

Поэтому возможны реакции диспропорционирования.

С водой реакция обратима

0

-I

+I

Cl2+ H2O ⇄ HCl + HClO

равновесие смещено влево

(также для Br2, I2,но равновесие ещё больше смещено влево)

Добавление щёлочи смещает равновесие вправо; реакция со

щелочью необратима

-I

+I

KCl + KClO + H2O

100C

0

Cl2+ KOH

+V

800C

-I

KCl + KClO3 + H2O

(также дляBr2, I2)


P

2Cl2 + 2Ca(OH)2= CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

Хлорная известь


P

Водородные соединения галогенов

при ст. усл. газы; очень хорошо растворимы в воде

Водные растворы являются кислотами

HF HCl HBr HI

бромоводородная

кислота

йодоводородная

кислота

плавиковая

кислота

соляная

кислота

Кд=7·10-4

Сила кислот

Восст. свойства

1 л воды при 250Сспособен растворить 426 лHCl

(для сравнения: 2 лCl2)


P

Особенности

плавиковой кислоты

HFнельзя хранить

в стеклянной посуде!

1) HF + SiO2SiF4 + H2O

2)HFассоциирована в водном растворе вследствиеобразования водородных связей

2HF H2F2

KHF2

и может образовывать кислые соли

Большинство солей – хлоридов, бромидов и йодидов хорошо растворимы в воде, фториды хуже. Однако фторид серебра хорошо растворим.

Качественные реакции на галогенид-ионы

Ag+ + Г–  …

AgI

AgF

AgCl

AgBr

растворим бел. светло-жёлтый жёлтый


P

Получение галогеноводородов

Все галогеноводороды образуются при реакции галогенов

с водородом

H2 + Г2  HГ

падение интенсивности реакции

F2 Cl2 Br2I2

на свету

со взрывом

со взрывом

при нагревании

при нагревании

обратимо

HClв промышленности получают при горении водорода в хлоре

В лаборатории:

CaF2 + H2SO4конц HF + CaSO4


P

KCl + H2SO4конц HCl + KHSO4

HBrиHI нельзя получить действием

конц. H2SO4на галогениды, т.к. они окисляются:

H2SO4конц

Г2

Г–

IV

KBr

KI

Br2 + SO2

VI

+K2SO4 + H2O

+ H2SO4 конц

-II

I2 + H2S

HBrиHI получают гидролизом галогенидов фосфора:

PГ3+H2O

HГ + H3PO3


P

Кислородсодержащие соединения галогенов

Оксиды хлора

VII

I

IV

VI

Cl2O ClO2ClO3(Cl2O6) Cl2O7

Бесцветная жидкость

Желто-корич. газ

Желтый газ

Темно-красная жидкость

Cl2O + H2O HClO

обмена

III

V

IV

ClO2 + H2O HClO2 + HClO3

ОВР

VI

V

VII

ClO3 + H2O HClO3 + HClO4

Cl2O7 + H2O HClO4

обмена


P

кислоты

I

III

V

VII

HClO HClO2 HClO3 HClO4

хлорноватистая

хлористая

хлорноватая

хлорная

соли

хлориты

гипохлориты

хлораты

перхлораты

сила кислот

Кд=3,8·10–8

Кд=1,1·10–2

сильные кислоты

окислительная активность в растворах


P

ОВР

разложение кислот и солей

HClO HCl + O2

внутримолекулярная

I

кат

Cl

HClO HCl + HClO3

диспропорционирования

MnO2 (кат)

KClO3 KCl + O2

внутримолекулярная

V

Cl

KClO3 KCl + KClO4

диспропорционирования

Разбавленная HClO4безопасна в работе

взрыв

HClO4 конц ClO2 +O2 + H2O


P

межмолекулярные ОВР

кислородсодержащие кислоты и соли

восстанавливаются доCl–I

KClO3

– бертолетова соль

Окислитель в составе сухих смесей (спички, фейерверки)

кат.:H2SO4

взрыв

KClO3 + C12H22O11  KCl + CO2 + H2O

сахар

демонстрация ролика №6

В растворахKClO3является окислителем в кислой среде, аKClO

–не только в кислой, но и в нейтральной и в щелочной средах.


  • Login