Галогены Галогены 1 История открытия галогенов 2

Галогены

Галогены 1. История открытия галогенов 2. Положение в ПСХЭ 3. Химические свойства 4. Применение 5. Проверка знаний 6. Домашнее задание. Итоги урока. Главная

История открытия галогенов Фтор Хлор Бром Йод Астат

История открытия фтора В 1886 году французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода, охлажденного до температуры – 23°C, смог на аноде получить первую порцию нового, газа. В первых опытах для получения фтора Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины и иридия. При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины. Анри Муассан (1852 – 1907)

История открытия хлора Карл Вильгельм Шееле (1742 – 1786) В 1774 году шведский ученый К. Шееле открыл хлор, который принял за сложное вещество и назвал "дефлогистированной соляной кислотой". 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-Люссак дал газу название хлор.

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"). Антуан Жером Балар (1802 – 1876)

История открытия йода Бернар Куртуа (1777 – 1838 ) В 1811 году французский химик Бернар Куртуа открыл иод путём перегонки маточных растворов от своего азотнокислого кальция с серной кислотой Чтобы другие химики могли изучать новое вещество, Б. Куртуа подарил его (правда, очень небольшое количество) фармацевтической фирме в Дижоне. В 1813 году Гей-Люссак подробно изучил этот элемент и дал ему современное название. Название "иод" происходит от греческого слова "иодэс" - "фиолетовый" (по цвету паров).

ды ы яд о ри Р I 1 H II 2 Li III 3 Na 4 K Пе IV V VI VII 5 6 7 8 9 10 I II Группы элементов IV V VI III Водород 3 Литий Cu 63. 546 Медь Rb 37 85. 47 Рубидий 47 Ag 107. 868 Серебро Cs 55 132. 905 Цезий 79 Au 196. 966 Золото Fr 4 9, 012 Магний Франций Бор 65. 37 Цинк Sr 38 87. 62 Стронций Алюминий Sс 44. 956 Скандий 112. 41 Кадмий Y Барий 80 Ртуть Радий Лантан Ac 227. 028 Актиний N Азот 7 14. 0067 14 P Кремний 22 Ti 47. 90 Титан Zr 91. 224 Цирконий Олово 72 Hf 178. 49 Гафний Rf [261] Резерфордий V 23 50. 942 Ванадий 41 Ta 180. 9479 Тантал 83 208. 98 Висмут Db [262] Дубний 32, 064 Cr 51. 996 Хром Селен 34 78. 96 Mo 95. 94 Молибден 51 Te 121. 75 Сурьма 105 24 42 Ниобий 73 Сера Nb 92. 906 F 9 фтор 16 Cl Se 33 8 15. 996 Кислород 74. 9216 Мышьяк 82 Bi 207. 2 Свинец 104 Фосфор 50 Sb 118. 71 O 15 S 30, 9738 32 As 72. 59 Германий 81 Pb 204. 383 Таллий 88 89 [226] La 138. 81 12, 011 28, 086 49 Sn 114. 82 Индий Hg Tl 200. 59 Углерод 39 40 88. 9059 Иттрий 56 57 137. 34 6 31 Ge 69. 72 Галлий Cd In 48 C 13 Si 26, 9815 Zn Ga 30 87 Ra [223] 5 10. 811 20 21 40, 08 Кальций Ba В 12 Al 24, 312 19 Ca 39. 102 Калий 29 Be 11 Mg Натрий 2 4, 003 Гелий Вериллий 22, 9898 VIII He Галогены 1 1. 00797 6, 939 VII Теллур 74 52 127. 60 W 183. 85 Вольфрам Po 25 Br Бром 43 Иод 75 Sg [263] Сиборгий 54. 938 107 Неон 18 39, 948 Аргон 55. 847 Железо 35 Kr 79. 904 Tс 99 Re 186. 2 Ru 45 Rh 101. 07 102. 905 Родий [262] 46 Pd 106. 4 Палладий 54 Ксенон Os 77 Ir 78 Pt 190. 2 Осмий 192. 2 Иридий 86 Радон [222] Bh 108 Hs 109 Mt Борий 58. 71 Никель 131, 3 85 Rn 210 Кобальт Рутений 76 Co 28 Ni 58. 933 83, 8 Криптон 44 27 36 53 Xe 126. 904 Рений Астат 10 20, 18 Mn 26 Fe Технеций I Ne 17 Ar 35, 453 Марганец 84 At 208. 982 Полоний 106 Хлор 18. 9984 [265 ] Хассий [266 ] Мейтнерий 195. 09 Платина

ды ы яд Группы элементов IV V VI о ри Р I 1 Фтор/Fluorum (F) II 2 Внешний вид Бледно-жёлтый газ. простого вещества Очень ядовит. III 3 Пе IV V VI VII 4 5 6 I II III Электронная конфигурация ЭО (по Полингу) Степень окисления Плотность Температура плавления Температура кипения 53, 53 К 9 10 VIII [He] 2 s 2 2 p 5 7 8 VII 3, 98 − 1 (при − 189 °C)1, 108 г/см ³ 85, 01 К

ды ы яд Р I Пе о ри 1 II 2 III 3 IV V VI VII 4 5 6 7 8 9 10 I II III Группы элементов IV V VI VIII Хлор / Chlorum (Cl) Внешний вид Газ жёлто-зеленого простого вещества цвета с резким запахом. Ядовит. Электронная [Ne] 3 s 2 3 p 5 конфигурация ЭО 3. 16 (по Полингу) Степень окисления 7, 6, 5, 4, 3, 1, − 1 Плотность (при − 33. 6 °C)1, 56 г/см ³ Температура 172. 2 К плавления Температура 238. 6 К кипения

ды ы яд Р I Пе о ри 1 II 2 III 3 IV V VI VII 4 5 6 7 8 9 10 I II III Группы элементов IV V VI VIII Бром / Bromum (Br) Внешний вид красно-бурая простого вещества жидкость с сильным неприятным запахом Электронная [Ar] 3 d 10 4 s 2 4 p 5 конфигуранция ЭО 2, 96 (по Полингу) Степень окисления 7, 5, 3, 1, -1 Плотность 3, 12 г/см³ 265, 9 К Температура плавления Температура 331, 9 К кипения

ды ы яд Р I Пе о ри 1 II 2 III III Группы элементов IV V VI VII Ио д / Iodum (I) Внешний вид простого вещества 3 IV V VI VII 4 5 6 7 8 9 10 VIII Черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском Электронная конфигурация ЭО (по Полингу) Степень окисления Плотность [Kr] 4 d 10 5 s 2 5 p 5 Температура плавления Температура кипения 386, 7 К 2, 66 7, 5, 3, 1, -1 4, 93 г/см³ 457, 5 К

ды ы яд Р I Пе о ри 1 II 2 III 3 IV V VI VII 4 5 6 I II III Группы элементов IV V VI VII Аста т / Astatium (At) Внешний вид Нестабильные простого вещества чёрно-синие кристаллы Электронная [Xe] 4 f 14 5 d 10 6 s 2 6 p 5 конфигурация ЭО 2, 2 (по Полингу) Степень окисления 7, 5, 3, 1, − 1 Плотность n/a г/см 7 8 9 10 VIII Температура плавления Температура кипения 517 К 582 К

Химические свойства v Взаимодействие с металлами: 1. 2 К + Cl 2→ 2 КCl 2. 2 Fe + 3 Cl 2 → 2 Fe. Cl 3 3. Cu + Cl 2 → Cu Cl 2 4. 2 Al + 3 Br 2 → 2 Al. Br 3 5. 2 Al + 3 I 2 → 2 Al. I 3

Химические свойства v Взаимодействие с неметаллами: А) с водородом 1. 2. 3. 4. H 2 + F 2 → 2 HF +Q Cl 2 → 2 HCl +Q Br 2 → 2 HBr +Q I 2 → 2 HCl - Q В) с другими неметаллами Скорость реакции уменьш. 1. 2 P + 5 Cl 2 → 2 PCl 5 ( tº, в изб. Сl 2)

Химические свойства v Взаимодействие со сложными веществами: А) с водой 1. 2. 3. 4. 2 H 2 O + F 2 → 4 HF + O 2 (взрыв) H 2 O + Cl 2 → HCl + HCl. O хлорная вода Br 2 + H 2 O → HBr + HBr. O бромная вода I 2 + H 2 O → HI + HIO

Химические свойства v Взаимодействие со сложными веществами: Б) «ряд активности» галогенов F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 1. 2 KBr + Cl 2 → Br 2 + 2 КCl 2. 2 KI + Cl 2 → I 2 + 2 КCl 3. 2 KI + Br 2 → I 2 + 2 КCl В) с органическими веществами: I 2 + крахмал →

F Кости, зубы Br Регуляция нервных процессов Сl Кровь, желудочный сок I Регуляция обмена веществ

Тефлон Применение фтора Заменитель крови Фториды в зубных пастах Фреон Окислитель ракетного топлива

Дезинфекция воды Органические растворители Отбеливатели Лекарственные препараты Применение хлора Хлорирование органических веществ Производство HCl Получение неорганических хлоридов Получение брома, йода

Лекарственные препараты Ветеренарные препараты Фотография Применение брома Присадки к бензину Красители Ингибиторы

Лекарственные препараты Дезинфекция одежды Применение йода Фотография Электролампы Красители

Химические свойства галогенов Вставьте коэффициенты: Na + Cl 2 = Na. Cl S + F 2 = SF 6 Fe + Br 2= Fe. Br 3 P+ Cl 2 = PCl 5 Na. I + Cl 2 = Na. Cl + I 2 F 2 + H 2 O = HF + O 2 Na. Br + Cl 2 = Na. Cl + Br 2 KOH + Cl 2 = KCl + KCl. O 3 + H 2 O

Подумайте… Что образуется в данной реакции, оксид фтора или фторид кислорода? F 2 + O 2