Положение галогенов в ПСХЭ
Группы элементов
Пери –
оды
VIII
VII
VI
V
IV
III
II
I
Н
Не
2
1
1
Галогены
1,00797
4.0026
Гелий
Водород
N
Ве
О
F
Nе
С
Li
В
6
3
9
5
7
8
4
10
2
15,9994
18,9984
12,01115
10,811
20,183
14,0067
9,0122
6.939
Неон
Фтор
Литий
Углерод
Кислород
Азот
Бериллий
Бор
Ar
Al
S
P
Si
Cl
Мg
Na
18
17
15
14
17
13
12
11
3
39,948
32,064
35,453
30,9738
28,086
24,312
26,9815
22,9898
Аргон
Фосфор
Кремний
Магний
Хлор
Сера
Натрий
Алюминий
Мn
Fe
21
Ti
25
Sc
22
V
23
27
Cr
Со
28
Ni
Сa
26
24
К
19
20
4
44,956
55,847
51,996
47,90
58,71
58,9332
44,956
50,942
39,102
40,08
Никель
Кобальт
Железо
Калий
Хром
Ванадий
Титан
Скандий
Кальций
Марганец
Кr
Se
Zn
30
Ge
Сu
Br
29
As
Ga
36
31
34
32
33
35
63,546
65,37
83,80
79,904
78,96
74,9216
72,59
26,9815
Криптон
Германий
Бром
Медь
Цинк
Селен
Галлий
Мышьяк
46
Pd
Rh
45
43
44
42
Мо
41
Zr
40
Nb
Ru
Тс
Sr
Rb
Y
39
38
37
5
101,07
92,906
[ 99 ]
91,22
102,905
106,4
95,94
88,905
87,62
85,47
Родий
Стронций
Ниобий
Рубидий
Рутений
Технеций
Палладий
Цирконий
Молибден
Иттрий
Xe
48
Sn
In
Ag
47
Тe
Сd
Sb
I
51
50
53
54
52
49
107,868
112,40
114,82
78,96
131,30
126,9044
121,75
118,69
Сурьма
Кадмий
Теллур
Серебро
Ксенон
Олово
Йод
Индий
Re
73
Та
74
W
75
78
76
77
Ir
Рt
Оs
Hf
Cs
La
57
72
Ва
56
55
*
6
180,948
192,2
178.49
190,2
183.85
195,09
186,2
138,81
137.34
132,905
Иридий
Тантал
Вольфрам
Барий
Гафний
Рений
Платина
Осмий
Цезий
Лантан
Вi
Ро
Pb
ТI
Аu
79
At
Hg
80
Rn
85
83
86
84
82
81
200,59
196,967
204,37
[ 222 ]
210
[ 210 ]
207,19
208,980
Свинец
Полоний
Радон
Ртуть
Висмут
Золото
Таллий
Астат
104
106
Sg
108
105
Db
Bh
Hs
109
Мt
Rf
89
Ас
Fr
Rа
107
88
87
7
**
[ 263 ]
[ 265 ]
[ 266 ]
[ 262 ]
[ 261 ]
[ 262 ]
[ 223 ]
138,81
[ 226 ]
Борий
Дубний
Сиборгий
Мейтнерий
Хассий
Резерфордий
Радий
Франций
Актиний
R 2 O 3
Высшие
оксиды
R 2 О
RO
R 2 O 5
RO 3
RO 2
R 2 O 7
RO 4
RH 4
RH 3
RH 2
ЛВС
RH
Общая характеристика
- Заряд ядра увеличивается
- Радиус атома увеличивается
- Количество валентных электронов равно 7
- Притяжение валентных электронов к ядру уменьшается
- Способность отдавать электроны увеличивается
- Неметаллические свойства ослабевают
- Окислительная способность уменьшается
- Уменьшается электроотрицательность (ЭО)
- Увеличивается сила галогеноводородных кислот
- Уменьшается кислотный характер высших оксидов.
+9 ) )
2 7
+17 ) ) )
2 8 7
+35 ) ) ) )
2 8 18 7
+53 ) ) ) ) )
2 8 18 18 7
История открытия фтора
В 1886 году французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода, охлажденного до температуры –23°C (в жидкости должно содержаться немного фторида калия, который обеспечивает ее электропроводимость), смог на аноде получить первую порцию нового, газа. В первых опытах для получения фтора А. Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины и иридия. При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины.
2HF→H 2 ↑ + F 2 ↑
Анри Муассан
(1852 – 1907 г.)
История открытия хлора
В 1774 году шведский аптекарь К. Шееле открыл хлор. «Я поместил смесь черной магнезии с муриевой кислотой в реторту, к горлышку которой присоединил пузырь, лишенный воздуха, и поставил ее на песчаную баню. Пузырь наполнился газом, который имел желто-зеленый цвет и пронзительный запах».
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.
Карл Вильгельм Шееле
(1742 – 1786 г.)
MnO 2 + 4HCl Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
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"). Балар писал: «Точь-в-точь как ртуть есть единственный металл, который имеет жидкую фазу при комнатной температуре, бром есть единственный жидкий неметалл» .
Антуан Жером Балар (1802 – 1876 г.)
2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2
История открытия йода
В 1811 году французский химик Бернар Куртуа открыл йод путём перегонки маточных растворов от азотнокислого кальция с серной кислотой Чтобы другие химики могли изучать новое вещество, Б. Куртуа подарил его (фармацевтической фирме в Дижоне.
В 1813 году Ж.-Л.Гей-Люссак подробно изучил этот элемент и дал ему современное название. Название "иод" происходит от греческого слова "иодэс" - "фиолетовый" (по цвету паров).
Бернар Куртуа (1777 – 1838 г. )
2 NaI + 2 H 2 SO 4 = I 2 + SO 2 + Na 2 SO 4 + 2 H 2 O
История открытия астата
В 1869 г Д.И.Мендеелеев предсказал его существование и возможность открытия в будущем (как «эка-иод»).
Впервые астат был получен искусственно в 1940 г. открыт Д.Корсоном, К.Маккензи и Э.Сегре (Калифорнийский университет в Беркли). Для синтеза изотопа 211 At они облучали висмут альфа-частицами.
Астат является наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится всего 70 мг астата.
209 83 Bi + 4 2 He → 211 85 At + 2 1 0 n
Эрст Сегре
(1914 – 1985 г.)
Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический состав
Цвет
CaF 2 (флюорит)
Бесцветный,
желтый, голубой, фиолетовый
Плотность
Твердость
3,4—4,9 г/см 3
3,3
Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический состав
Цвет
3 Ca(PO 4 ) 2 *CaF 2 ( апатит)
Бесцветный,
фиолетовый
Плотность
Твердость
3,9—5,6 г/см 3
3,7
Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический состав
Цвет
Na С l (галит)
Бесцветный, красный, желтый, синий, голубой
Плотность
Твердость
2,2—2,3 г/см 3
2,5
Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический состав
Цвет
AgBr ( бромаргирит ) - примеси к другим минералам
Бесцветный, розовый, желтый
Плотность
Твердость
5,1—6,3г/см 3
1,9
Нахождение галогенов в природе
Фотография
Характеристика минерала
Химический состав
Цвет
AgI ( йодаргирит ) - примесь к другим минералам
Бесцветный, красный, желтый
Плотность
Твердость
5,8—7,1 г/см 3
1,7
ФТОР
Периоды
Ряды
Группы элементов
VI
VII
V
IV
VIII
II
III
I
I
1
Фтор/Fluorum (F)
Внешний вид простого вещества
Бледно-жёлтый газ. Очень ядовит.
Электронная конфигурация
[He] 2s 2 2p 5
ЭО (по Полингу)
4 (САМЫЙ ЭО ЭЛЕМЕНТ)
Степень окисления
− 1 (ВСЕГДА)
Плотность
(при −189 °C)
1,108 г/см ³
Температура плавления
53,53К
Температура кипения
85,01 К
II
2
III
3
4
IV
5
V
6
7
VI
8
F 2
9
10
VII
16
ХЛОР
Периоды
Ряды
Группы элементов
VII
VI
V
IV
VIII
II
III
I
1
I
Хлор / Chlorum (Cl)
Внешний вид простого вещества
Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит .
Электронная конфигурация
[Ne] 3s 2 3p 5
ЭО (по Полингу)
3,16
Степень окисления
+7, +6, +5, +4, +3, +1, −1
Плотность
(при −33.6 °C)
1,56 г/см ³
Температура плавления
172.2 К
Температура кипения
238.6 К
II
2
III
3
4
IV
5
V
6
7
VI
8
Cl 2
9
10
VII
БРОМ
Периоды
Ряды
Группы элементов
II
VIII
IV
V
VI
III
I
VII
1
I
Бром / Bromum (Br)
Внешний вид простого вещества
Электронная конфигурация
Красно-бурая жидкость с резким запахом
ЭО (по Полингу)
[Ar] 3d 10 4s 2 4p 5
Степень окисления
2,96
Плотность
+7, +5, +3, +1, -1
Температура плавления
3,12 г/см³
Температура кипения
265,9 К
331,9 К
II
2
3
III
4
IV
5
6
V
7
VI
8
Br 2
9
10
VII
ЙОД
Периоды
Ряды
Группы элементов
II
VIII
IV
V
VI
III
I
VII
1
I
Ио́д / Iodum (I)
Внешний вид простого вещества
Электронная конфигурация
Черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском
ЭО (по Полингу)
[Kr] 4d 10 5s 2 5p 5
Степень окисления
2,66
Плотность
+7, +5, +3, +1, -1
Температура плавления
4,93г/см³
Температура кипения
386,7 К
457,5 К
II
2
3
III
4
IV
5
6
V
7
VI
8
I 2
9
10
VII
АСТАТ
Периоды
Ряды
Группы элементов
II
VIII
IV
V
VI
III
I
VII
1
I
Аста́т / Astatium (At)
Внешний вид простого вещества
Электронная конфигурация
Нестабильные чёрно-синие кристаллы
ЭО (по Полингу)
[Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5
Степень окисления
2,2
Плотность
+7, +5, +3, +1, −1
Температура плавления
Предположительно 6, 4 г/см³
Температура кипения
517 К
582 К
II
2
3
III
4
IV
5
6
V
7
VI
8
At 2
9
10
VII
Сравнение физических свойств
F 2
светло-желтый газ
- Интенсивность цвета усиливается
- Плотность увеличивается
- Температуры плавления и кипения увеличиваются
Cl 2
желто-зеленый газ
Br 2
красно-бурая
жидкость (возгоняется)
I 2
фиолетовые кристаллы
с металлическим блеском
At 2
черно-синие кристаллы
Возгонка йода
Кристаллический йод обладает способностью при нагревании переходить из твердого состояния в газообразное , минуя жидкое ( возгонка ), превращаясь в фиолетовые пары.
Химические свойства фтора
F 2 –САМЫЙ РЕАКЦИОНОСПОСОБНЫЙ , реакции идут на холоде, при нагревании – даже с участием Au, Pt, Xe.
Фтор
F 2
С неметаллами,
кроме кислорода
Со сложными
веществами
С металлами
(даже с
благородными)
Проверить
23
Химические свойства фтора
С простыми веществами:
С МЕ таллами С Не металлами
2Na + F 2 → 2NaF H 2 + F 2 → 2HF
Mo + 3F 2 → MoF 6 Xe + 2F 2 → XeF 4
Со сложными веществами:
2 H 2 O + 2F 2 → 4 HF + O 2
2KCl + F 2 → Cl 2 + 2К F
2KBr + F 2 → Br 2 + 2К F
2KI + F 2 → I 2 + 2К F
F 2
Фтор вытесняет любой галоген из соли
Вода горит во фторе фиолетовым пламенем
23
Химические свойства хлора
Cl 2 - сильно реакционоспособен (искл. C, O 2 , N 2 и некот. др.).
Отбеливает ткани и бумагу.
Хлор
Cl 2
Со сложными
веществами
С металлами
(кроме
благородных)
С неметаллами,
кроме кислорода
и азота,углерода
Химические свойства хлора
С простыми веществами:
С МЕ таллами С НЕ металлами
2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 H 2 + Cl 2 → 2HCl (tº, hυ)
Cu + Cl 2 → Cu Cl 2 2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 ( tº, в изб. Сl 2 )
Со сложными веществами:
H 2 O + Cl 2 → HCl+HClO
2NaOH + Cl 2 → NaOCl + NaCl + H 2 O жавелевая вода
2KBr + Cl 2 → Br 2 + 2КCl
2KI + Cl 2 → I 2 + 2КCl
Cl 2
Хлор отбеливает ткани за счет атомарного кислорода, выделяемого из Н ClO
Горение железа в хлоре
Химические свойства брома
Br 2 - умеренно реакционоспособен.
Вытесняется из солей фтором и хлором.
Бром
Br 2
Со сложными
веществами
С неметаллами,
кроме кислорода
и азота, серы,
бора, углерода
С металлами
(кроме
благородных)
при Т
Химические свойства брома
С простыми веществами:
С МЕ таллами С НЕ металлами
2Fe + 3 Br 2 → 2Fe Br 3 H 2 + Br 2 → 2HBr
Cu + Br 2 → Cu Br 2 2P + 5Br 2 → 2PBr 5
Со сложными веществами:
Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO
2KI + Br 2 → I 2 + 2К Br
Br 2
Обладает высокой селективностью (избирательностью)
Чаще чем фтор и хлор используется в органическом синтезе
27
Химические свойства йода
I 2 - мало реакционоспособен.
Вытесняется из солей фтором, хлором и бромом.
Йод
I 2
Со сложными
веществами
при Т
С металлами
(кроме
благородных)
при Т
С активными
неметаллами
при Т
Химические свойства йода
С простыми веществами:
С ме таллами С не металлами
Hg + I 2 → HgI 2 H 2 + I 2 → 2HI (tº)
2Al + 3I 2 → 2AlI 3 2P + 3I 2 → 2PI 3
Со сложными веществами:
I 2 + H 2 O → HI + HIO (практически не идет)
I 2 + р-р крахмала → темно-синее окрашивание
I 2
Окисляется конц. серной и азотной кислотами
29
Определение галогенид-ионов
AgNO 3
Добавим нитрат серебра.
Уравнения реакций:
AgCl + MeNO 3
AgNO 3 + MeCl
AgBr + MeNO 3
AgNO 3 + MeBr
I
IV
III
II
AgI + MeNO 3
AgNO 3 + MeI
AgNO 3 + MeF
AgF + MeNO 3
растворим
AgCl -белый осадок
AgBr -светло-желтый
AgI -желтый
AgF -растворим
AgF
AgI
AgCl
AgBr
С l
Кровь, желудочный сок
F
Скелет,
зубы
Br
I
Регуляция нервных процессов
Регуляция обмена веществ
31
Тефлон
(посуда)
Применение фтора
Заменитель крови
Фреон-
CF 2 Cl 2
(хладогент)
Фториды в зубных пастах
Окислитель ракетного топлива
31
Дезинфекция воды
Органические растворители
О тбеливатели
Хлорирование органических веществ
Применение хлора
Лекарственные препараты
Получение неорганических хлоридов
Производство
HCl
Получение брома, йода
31
Лекарственные препараты
Ветеринарные препараты
Фотография
Применение брома
Присадки к бензину
Красители
Ингибиторы
коррозии
31
AgI для создания искусственных осадков
Лекарственные препараты
Применение йода
Красители
Фотография
Галогеновые
электролампы
31
HF
НIO
Домашнее задание
- Составьте кроссворд Ключевым словом является слово «ГАЛОГЕНЫ».