Получение галогенов. применение галогенов и их соединений

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Астат Этот элемент был предсказан Д. И. Менделеевым под названием экайода и стал вторым (после технеция) синтезированным элементом. Его синтез провели американские ученые Д. Корсон, К. Мак-Кензи и Э. Сегре (1940).

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Астат В настоящее время известно 24 искусственных изотопа астата. Все они короткоживущие (отсюда и название элемента: по-гречески означает неустойчивый). неустойчивый Самый стабильный изотоп — его период полураспада около 8 ч. По своим свойствам астат похож и на йод, и на полоний, свинец — имеет выраженные металлические свойства.

Астат Атомы всех изотопов самого тяжелого галогена очень неустойчивы. Их ядра претерпевают быстрый радиоактивный распад, поэтому астата в земной коре чрезвычайно мало (по самым оптимистичным оценкам всего ~30 г), и его свойства остаются малоизученными.

Йод красой своей гордился, Твердым был, но испарился. Фиолетовый, как ночь, Далеко умчался прочь.

Йод был открыт французским химиком Б. Куртуа в 1811 г. Ученый наблюдал появление фиолетовых паров с запахом, похожим на запахом хлора, при действии концентрированной серной кислоты на золу морских водорослей. Название йод образовано от греческого — цвет фиалки, фиолетовый.

Йод Содержание йода — 4× 10 -5 % от массы земной коры. 61 -е место по распространенности. Источником йода служат подземные воды, сопутствующие залежам каменного угля и нефти. Йод плохо растворяется в воде, воде значительно лучше — в спирте и многих других органических растворителях. Спиртовой раствор йода широко применяют для дезинфекции небольших ран на коже.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Физические и химические свойства хлора

Оценим за полчаса!

Йод в нашем организме играет выдающуюся роль. Он обеспечивает нормальное функционирование щитовидной железы, от которой зависит, в железы частности, и способность человека к умственной работе.

Микроколичества йода поступают в организм с пищей, питьевой водой, некоторыми продуктами питания (особенно морского происхождения). В Нижегородской области люди страдают от дефицита йода — его слишком мало в питьевой воде.

Для того чтобы компенсировать дефицит йода, используют йодированную соль — поваренную соль, к которой в заводских условиях добавлены микроколичества йодида натрия или калия.

Йод Для того чтобы обезопасить щитовидную железу от накопления в ней атомов радионуклида 131 I, которые образуются при работе ядерного реактора и в результате аварии могут попасть в атмосферу, врачи рекомендуют выпить стакан молока, в который добавлена одна капля медицинской йодной настойки.

Объем щитовидной железы очень мал, и настойки этого количества йода достаточно, чтобы насытить ее и на неделю лишить способности дополнительно поглощать поступающий в организм йод.

После взрыва на Чернобыльской АЭС в нашей стране, к счастью, ни одной аварии, сопровождающейся выбросом в окружающую

Бром разлился океаном, Хоть зловонным, но румяным. Бил себя он грозно в грудь: «Я ведь бром! Не кто-нибудь!. . » Бром от греческого — зловоние.

Бром — тяжелая темно-красная жидкость ( ρ = 3, 1055 г/см 3), образующая желто-бурые пары с резким запахом, способные вызвать поражение дыхательных путей. При попадании жидкого брома на кожу образуются очень болезненные ожоги и трудно заживающие язвы.

Бром хранят в склянках с притертыми стеклянными пробками. Работать с бромом можно только под тягой в маске (очках) и резиновых перчатках.

При попадании брома на кожу следует быстро промыть пораженное место спиртом, большим количеством воды, а спиртом, затем многократно 2%-м раствором пищевой соды.

При случайном вдыхании паров брома соды необходимо вдыхать пары 2%-го раствора аммиака, а затем кислород или свежий воздух.

Бром Содержание брома в земной коре невелико. На долю брома приходится 1, 6× 10 -4 % от массы земной коры. Своих минералов практически не образует. В небольших количествах содержится в морской воде. Источником брома в промышленности служат воды некоторых озер.

Бром Физиологическая роль брома в организме незначительна. Все слышали, что врачи назначают «бром» как успокоительное средство. Понятно, что речь идет не о средство простом веществе бром (бром очень ядовит). Больным прописывают раствор бромида натрия или калия Бромом богаты чечевица, фасоль, стручки гороха. У животных бром обнаружен в крови, спинномозговой жидкости, гипофизе, надпочечниках.

Бромид серебра применяют в фотографии. Бромид натрия добавляют в дубильные растворы для получения более твердой кожи. Из прозрачных кристаллов KBr делают линзы, которые великолепно пропускают инфракрасные лучи и применяются в приборах ночного видения.

Бромид лития предотвращает коррозию в холодильных установках, обезвоживает минеральные масла, помогает кондиционировать воздух. В текстильной отрасли промышленности широко используют броминдиго, с помощью броминдиго которого получают целую гамму ярких и чистых цветов от синего до красного.

Хлор На долю хлора приходится 0, 017% от массы хлора земной коры. Хлор входит в состав минерала галита (Nа. Cl), сильвина (KCl), сильвинита (Na. Cl×KCl) и других. Хлор хвалился: «Нет мне равных! Галоген я самый главный. Зря болтать я не люблю: Все на свете отбелю!» Хлор от греческого — желто-зеленый. Хлор

Хлор Температура кипения хлора -33, 97 °C; хлор — зеленовато-желтый газ с резким запахом, в 2, 5 раза тяжелее воздуха; при повышенном давлении переходит в жидкое состояние (желтая жидкость) уже при комнатной температуре, поэтому его удобно транспортировать и хранить в жидком виде в баллонах. Баллоны с хлором выкрашены в зеленый цвет. Растворимость хлора в воде мала. Раствор, полученный при поглощении 2, 5 объемов Cl 2 одним объемом воды, называется хлорной водой.

Хлор При незначительном содержании газа в воздухе, когда ощущается лишь слабый запах, хлор оказывает обеззараживающее воздействие Однако длительное вдыхание воздуха с содержанием хлора выше 0, 01 мг/л вызывает сильное раздражение слизистых оболочек дыхательных путей, жжение во рту и кашель, а порой приводит к смерти от удушья.

Хлор относится к группе удушающих веществ Он был первым боевым отравляющим веществом, примененным немцами во время Первой мировой войны. Действие отравляющих веществ на организм различно.

Одни, как хлор, поражают главным образом органы дыхания, другие, как хлорпикрин Cl 3 CNO 2, преимущественно поражают глаза и вызывают сильное слезотечение (слезоточивые отравляющие вещества), некоторые, как иприт (С 2 Н 4 Cl)2 S и люизит СНCl=СНAs.

Cl 2, вызывают нарывы на коже (нарывные отравляющие вещества).

Хлор Впервые хлор был использован в медицине. Раствор Ca. Cl(OCl) в воде — хлорная известь — рекомендовался как дезинфицирующее средство врачам и студентам-медикам при работе в моргах.

Хлор С помощью соединений, содержащих хлор, легко и быстро отбеливают хлопчатобумажные, льняные ткани и целлюлозу (соответственно в текстильной и целлюлозу бумажной отраслях промышленности).

Ведь до появления этих соединений в некоторых европейских, особенно северных, странах весенней порой поля и луга устилали льняными тканями, которые под воздействием солнечных лучей и других природных факторов приобретали необходимую белизну.

Для лугового отбеливания ткани из Англии отправляли даже в Голландию, а купцы из французского города Бордо вывозили ткани на африканские побережья.

Хлор Суточная потребность взрослого человека в хлоре (2 -4 г) обеспечивается за счет пищевых продуктов. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме хлор играет большую роль, хлорид-ионы способствуют удержанию тканями воды при водносолевом обмене.

Хлор На высоте 15 -25 км над землей находится озоновый слой атмосферы, защищающий живые объекты от жесткого ультрафиолетового излучения. При попадании в атмосферу хлорсодержащие соединения диссоциируют под действием УФ-света с образованием атомов хлора, которые реагируют с озоном: . Cl + O 3 =. Cl. O + O 2 В 1987 г.

36 государств подписали Монреальский протокол о снижении производства фреонов как самых опасных разрушителей озона. Запуски космических челноков также сильно разрушают озоновый слой. При одном старте «Шаттла» в атмосферу попадает около 200 т хлора. Один атом хлора в состоянии уничтожить около 100 тыс. молекул озона: . Cl + O 3 —>. Cl.

O + O 2, O 3 —> O 2 + О. , . Cl. O + O. —>. Cl + O 2

Фтор В земной коре наиболее распространен фтор — 0, 065% по массе, 13 -е место, в основном встречается в составе двух минералов — плавикового шпата Са. F 2 и фторапатита 3 Са 3(PO 2)2×Ca. F 2

Фтор В периодической системе под № 9 находится элемент, образующий простое вещество с экстремальными свойствами. В мире он известен под двумя именами. За рубежом его называют флюором, что в переводе с латинского означает «текучий» . Это название берет начало от слова «флюорит» , т. е. плавиковый шпат.

Читайте также:  Формулы по физике

(Этот минерал способен снижать температуру плавления руды. ) Флюорит — первое из соединений фтора, которое использовал человек. В России его называют фтором. Значение фтора в современном мире трудно переоценить, но за ним тянется слава агрессивного, опасного, ядовитого разрушителя.

Фтор — от греческого phthoros — разрушение.

Фтор не зря называют неукротимым. Он Фтор неукротимым образует соединения со всеми химическими элементами. В токе фтора воспламеняются древесина, резина и даже… вода.

Такая активность обусловлена особенностями строения атома и молекулы фтора. Фтор единственный непосредственно реагирует и образует соединения с благородными металлами (золото, платина и др.

), а также с инертными газами (кроме гелия, неона и аргона).

Фтор Пластмассу тефлон называют органической платиной, перед ней бессильны «царская водка» и расплавленные щелочи, высокие и низкие температуры. В таких соединениях нуждается ракетная, атомная, авиационная техника.

Фтор — самый сильный окислитель, это окислитель свойство позволяет использовать его в качестве окислителя ракетного топлива. Фтор — верный слуга человека во многих отраслях промышленности.

Его соединения применяют в оптической и лазерной технике, при изготовлении полупроводниковых приборов и космической аппаратуры, в современных вычислительных устройствах и ядерной энергетике.

Фтор в составе фторапатита входит в состав зубной эмали, которая обеспечивает твердость наших зубов. При недостатке фтора защитный слой фторапатита разрушается, и появляется кариес. При избытке фтора наблюдается повышенная хрупкость костей.

Фтор входит в состав полимеров, лекарств, моющих средств, ядохимикатов, красителей, компонентов искусственной крови.

Еще во время Второй мировой войны были созданы боевые отравляющие вещества нервнопаралитического действия — зарин, зоман, содержащие в своем составе фтор. Фториды используются в медицине, растениеводстве и животноводстве.

С ними связывают перспективу лечения рака и регулирования наследственности, создание мощных психотропных средств, транквилизаторов, антибиотиков.

Домашнее задание § 20, записи в тетради Подготовиться к проверочной работе по теме «Галогены. Значение галогенов» .

Источник: https://present5.com/urok-na-temu-poluchenie-galogenov-biologicheskoe-znachenie-i/

Соединения галогенов

Соединения галогенов

Среди соединений галогенов следует выделить галогеноводороды. Само название  говорит о том, что в состав этих соединений входят атомы водорода и галогена.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Галогеноводороды представляют собой бесцветные газы, с резким запахом, они токсичны, очень хорошо растворяются в воде с образование соответствующих кислот.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Если растворить хлороводород в воде с лакмусом, то лакмус изменит свою окраску с фиолетовой на красную.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Галогеноводороды дымятся во влажном воздухе, потому что притягивают к себе водяные пары, находящиеся в воздухе, образуя, при это, туманное облако.

Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами. Так, HF – фтороводородная, или плавиковая кислота, HCl – хлороводородная, или соляная кислота, HBr – бромоводородная кислота, а HI – йодоводородная кислота.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

В ряду от плавиковой до йодоводородной кислоты сила кислот увеличивается, так как увеличивается их способность к электролитической диссоциации с образованием ионов водорода. Самая слабая из этих кислот плавиковая, а самая сильная – йодоводородная.

В HF расстояние между ядрами атомов маленькое, радиус атома фтора тоже, поэтому прочность связи высокая, поэтому и способность к диссоциации небольшая, а у HI радиусы атомов большие, расстояние между ядрами атомов тоже, поэтому эта кислота легко диссоциирует на ионы.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Наибольшее значение имеет хлороводород и соляная кислота. В промышленности хлороводород получают синтезом водорода и хлора.

  • Получение галогенов. Применение галогенов и их соединенийПолучение галогенов. Применение галогенов и их соединений
  • А в лаборатории хлороводород получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллический хлорид натрия.
  • Получение галогенов. Применение галогенов и их соединенийПолучение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Соляная кислота – это бесцветная жидкость, дымящаяся на воздухе. Тяжелее воды. В химических реакциях она проявляет свойства типичных кислот.

Соляная кислота реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до водорода. В реакции соляной кислоты с цинком образуется соль – хлорид цинка и газ – водород.

Это окислительно-восстановительная реакция, в которой атом цинка повышает свою степень окисления с 0 до +2, поэтому цинк – восстановитель, водород понижает свою степень окисления с +1 до 0, поэтому водород – окислитель.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Соляная кислота взаимодействует с основными оксидами. Так, в реакции оксида магния с соляной кислотой образуется соль – хлорид магния и вода.

Соляная кислота реагирует с основаниями. В этих реакциях образуется соль и вода.

В результате взаимодействия гидроксида натрия с соляной кислотой образуется соль – хлорид натрия и вода.

Соляная кислота реагирует с солями слабых кислот. Так в реакции соляной кислоты с карбонатом кальция образуется новая соль – хлорид кальция и слабая кислота – угольная, которая распадается на углекислый газ и воду.

Соляная кислота имеет большое значение. Её применяют для очистки поверхности металлов, при паянии, получении солей, в производстве пластмасс и других синтетических материалов, в получении лекарственных препаратов и красок.

Галогеноводородные кислоты образуют соли: фториды, хлориды, бромиды и йодиды. Хлориды, бромиды и йодиды многих металлов хорошо растворимы в воде. Для определения в растворе хлорид-, бромид- и йодид-ионов используют нитрат серебра. В результате взаимодействия иона серебра и хлорид-иона выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра.

  1. В результате взаимодействия иона серебра с бромид-ионом образуется осадок светло-жёлтого цвета.
  2. В реакции иона серебра с йодид-ионом образуется осадок жёлтого цвета.

Для распознавания фторид-иона используют ионы кальция, потому что фторид серебра – это растворимая в воде соль. В результате этой реакции выпадает осадок – фторид кальция – белого цвета.

  • Плавиковая кислота обладает уникальным свойством: при взаимодействии с оксидом кремния (IV), который входит в состав стекла, она плавит его.
  • SiO2 + 4HF = SiF4↑ + 2H2O

Эту реакцию используют для изготовления надписей и рисунков на стекле. На стекло наносят тонкий слой парафина, по которому процарапывают рисунок, а затем изделие погружают в раствор плавиковой кислоты. Некоторые художники это свойство используют при написании своих картин.

Галогены в природе существуют только в связанном виде. Наиболее распространены хлор и фтор. Важнейшее природное соединение хлора – галит – NaCl. Кроме галита, встречается и природный хлорид калия – KCl. Он входит в состав минерала сильвина и сильвинита.

  1. Фтор входит в состав природного минерала – флюорита или плавикового шпата – CaF2.
  2. Бром и йод своих минералов не образуют, они сконцентрированы в водах океанов и морей, в водорослях.

Источник: https://videouroki.net/video/18-soiedinieniia-ghaloghienov.html

Галогены в природе. Применение галогенов и их соединений — урок. Химия, 8–9 класс

Галогены — химически активные вещества, поэтому в природе они находятся только в виде соединений.

Фтор встречается в виде флюорита CaF2, криолита Na3AlF6 и некоторых других минералов.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Флюорит

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Криолит

Наиболее распространённые соединения хлоракаменная соль (галит) NaCl и сильвинит KCl⋅NaCl.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Галит

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Сильвинит

Бром и иод собственных минералов не образуют. Их соединения содержатся в морской воде и накапливаются водорослями.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Бурые водоросли

Галогены в живых организмах

Все галогены ядовиты, но их соединения жизненно необходимы живым организмам, в том числе и человеку.

Соединения фтора входят в состав костной ткани и эмали зубов. При недостатке фтора зубная эмаль разрушается, и появляется кариес.

Хлор относится к макроэлементам и необходим для нормального функционирования организмов. Хлорид натрия входит в состав плазмы крови, поддерживает деятельность всех клеток. Из него образуется соляная кислота, содержащаяся в желудочном соке.

https://www.youtube.com/watch?v=Rzk19Otkwrg

Соединения брома регулируют процессы торможения и возбуждения нервной системы.

Иод обязательно должен поступать в организм, так как участвует в образовании гормонов щитовидной железы, контролирующих обмен веществ. При его недостатке развивается зоб — заболевание щитовидной железы. Для профилактики зоба используют иодированную соль (в поваренную соль добавляют иодид калия).

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Применение галогенов и их соединений

Фторид кислорода применяется как окислитель ракетного топлива. Тефлон (фторосодержащий полимер) используется для термостойких покрытий.

Соединения фтора входят в состав зубных паст для профилактики кариеса.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Молекулярный хлор применяется для обеззараживания воды, для отбеливания тканей, бумаги, древесины.

Большое количество хлора расходуется при производстве соляной кислоты, а также пластмасс, каучуков, растворителей, красителей.

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединений

Поваренная соль добавляется в пищу, а калийную соль (хлорид калия) вносят в почву в качестве калийного удобрения.

Соединения брома и иода используются в медицине для лечения и профилактики некоторых заболеваний. Спиртовой раствор иода применяется при обработке ран и царапин.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/khimiia-nemetallov-157456/galogeny-khlor-i-ego-soedineniia-161110/re-959cd57c-8cf4-49a2-a128-1972118c302c

Галогены. Применение галогенов и их соединений — презентация, доклад, проект скачать

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Галогены. Применение галогенов и их соединений. Доклад-сообщение содержит 7 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединенийОписание слайда:

Галогены Выполнил студент группы СБ-101 Сидоров Виктор

Слайд 2

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединенийОписание слайда:

Этимология Термин «галогены» в отношении всей группы элементов (на тот момент были известны фтор, хлор, бром и иод) был предложен в 1841 году шведским химиком Й. Берцелиусом.

Первоначально слово «галоген» (в буквальном переводе с греческого — «солерод») было предложено в 1811 году немецким учёным И.

Швейггером в качестве названия для недавно открытого хлора, однако в химии закрепилось название, которое предложил Г. Дэви.

Слайд 3

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединенийОписание слайда:

Применение галогенов и их соединений Природное соединение фтора-криолит Na3AlF6-применяется при получении алюминия. Соединения фтора используются в качестве добавок в зубные пасты для предотвращения заболеваний кариесом.

Хлор широко используется для получения соляной кислоты, в органическом синтезе при производстве пластмасс и синтетических волокон, каучуков, красителей, растворителей и др. Многие хлорсодержащие соединения используют для борьбы с вредителями в сельском хозяйстве.

Хлор и его соединения применяются для отбеливания льняных и хлопчатобумажных тканей, бумаги, обеззараживания питьевой воды. Правда, применение хлора для обеззараживания воды далеко не безопасно, для этих целей лучше использовать озон.

Простые вещества и соединения брома и иода используются в фармацевтической и химической промышленности.

Слайд 4

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединенийОписание слайда:

Получение галогенов 1)Важнейший способ получения фтора — электролиз расплавов фторидов, где фтор выделяется на аноде:2F—2e-F2 В качестве основного источника получения используется гидрофторид KHF2. 2) Хлор в лабораторных условиях получают из соляной кислоты при взаимодействии ее с оксидом марганца (IV). Реакция прорекает при нагревании.

4HСl-1+Mn+4O2=Сl02-+Mn+2Сl2+2Н2O 3)Для получения брома чаще применяют реакцию замещения его в бромидах. 2KBr+Сl2=2KСl+Br2 4) Основные источники получения йода — это морские водоросли и нефтяные буровые воды.

2NaI+MnO2+3H2SO4=I2+2NaHSO4+MnSO4+2Н2О Получение йода из его природных источников сводится к переводу его в молекулярный: 2NaI+2NaNO2+2H2SO4=I2+2H2O+2NO+2Na2SO4.

Слайд 5

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединенийОписание слайда:

Физические свойства галогенов 1)С ростом атомного номера элементов растут плотность, температуры кипения и плавления, усиливается интенсивность окраски. 2) Все галогены имеют резкий запах. 3) Галогены малорастворимы в воде, причем их растворимость от хлора к иоду уменьшается. 4) В твердом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку.

Слайд 6

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединенийОписание слайда:

Химические свойства галогенов 1) Атомы галогенов на внешнем энергетическом уровне имеют 7 электронов. Легко присоединяют недостающий один электрон и проявляют окислительные свойства. 2) Галогены – типичные окислители и неметаллы.

Фтор – самый активный неметалл и самый сильный окислитель, т.к. его атом имеет наименьший радиус среди атомов галогенов. 3) Галогены имеют отрицательную степень окисления –1, проявляют ее в соединениях с водородом и металлами.

4) Ионы галогенов Г– способны только отдавать электроны, поэтому являются восстановителями. 5) С водородом галогены образуют летучие водородные соединения HГ, которые хорошо растворяются в воде. 6) Устойчивость галогеноводородов от HF к HI уменьшается.

7) Восстановительная активность атомов галогенов в степени окисления –1 (Г) увеличивается в ряду: -1 -1 -1 -1 F Cl Br I.

Слайд 7

Получение галогенов. Применение галогенов и их соединенийОписание слайда:

Соединения
галогенов Все галогены реагируют с металлами не посредственно, образуя соли, ионный характер которых зависит и от галогена, и от металла. Так, фтор иды металлов, особенно металлов подгрупп IA и IIA, являются ионными соединениями.

Степень ионности связи убывает с увеличением атомной массы галогена и уменьшением реакционной способности металла. Галогениды с ионным типом связи кристаллизуются в трехмерных кристаллических решетка.

Например, NaCl (столовая соль) имеет кубическую решетку.

Источник: https://mypresentation.ru/presentation/galogeny-primenenie-galogenov-i-ix-soedinenij

Применение галогенов в промышленности

Галогены – простые вещества.

Все галогены существуют в свободном состоянии в виде двухатомных молекул с ковалентной неполярной химической связью между атомами. В твердом состоянии F2 , CI2 , Br2 , I2 , имеют молекулярные кристаллические решетки, что и подтверждается их физическими свойствами (таблица в тетради)

Как можно заметить, с увеличением молекулярной массы галогенов повышаются их температуры плавления и кипения, возрастает плотность: фтор и хлор – газы, бром – жидкость, иод – твердое вещество. Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и молекул галогенов возрастают силы молекулярного взаимодействия между ними.

От фтора к иоду усиливается интенсивность окраски галогенов. У кристаллов иода появляется металлический блеск.

Химические свойства галогенов.

Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к иоду ослабевает. Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. Окислительные свойства галогенов отчетливо появляются при их взаимодействии с металлами. При этом ,как вы уже знаете, образуются соли.

Читайте также:  Валентные возможности атомов химических элементов

А) отношение галогенов к металлам.

Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании – и с золотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.

Zn + F2 = ZnF2

Остальные галогены реагируют с металлами в основном при нагревании.

Если в тугоплавкой трубке нагревать кусочек натрия в атмосфере хлора, то трубка изнутри покроется белым налетом. Это образуются кристаллы поваренной соли NaCI – хлорида натрия.

  • 2Na + CI2 = 2NaCI
  • Так. В колбе, наполненной хлором, красиво вспыхивают и сгорают кристаллики измельченной сурьмы, образуя при этом смесь двух хлоридов сурьмы (III) и (II):
  • 2Sb + 3CI2 = 2SbCI3
  • В парах брома сгорает раскаленная медная проволока:
  • Cu + Br2 = CuBr2
  • Иод окисляет металлы медленнее, но в присутствии воды, которая является катализатором, реакция иода с порошком алюминия протекает очень бурно:
  • 2AI + 3 I2 = 2 AI I3
  • Б) отношение галогенов к водороду.
  • С водородом соединяются все галогены, но при разных условиях.
  • H2 + F2 = 2HF реакция идет даже в темноте со взрывом.
  • H2 + CI2 = 2 HCI реакция идет при горении спокойно,
  • смесь на свету реагирует со взрывом.
  • H2 + Br2 = 2HBr реакция идет при горении водорода в парах брома при нагревании.
  • H2 + I2↔ 2HI реакция обратимая, идет при нагревании иода и горении в его парах водорода.
  • В) отношение галогенов к сложным веществам.
  • Познакомимся с реакциями окисления галогенами сложных веществ.

К таким веществам можно отнести воду. Фтор с водой реагирует так энергично, что происходит возгорание. Вода горит во фторе!

Растворим хлор в воде, пропуская его в колбу с водой. Мы получим так называемую хлорную воду, которая обладает отбеливающим и обеззараживающими свойствами.

  1. CI2 +H2O = 2HCI + O
  2. атомарный кислород-сильный окислитель
  3. Здесь кислород выступает в непривычной для себя роли восстановителя.
  • Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к иоду можно судить и по их способности вытеснять друг друга из растворов солей.
  • Так, хлор вытесняет бром и иод из растворов их солей, например:
  • CI2 + 2NaBr = 2NaCI + Br2
  • Свободный бром вытесняет иод из солей.
  • Br2+ 2KI = 2KBr + I2
  • Для фтора эта реакция не характерна, так как она протекает в растворе, а фтор взаимодействует с водой, вытесняя из нее кислород.
  • Биологические свойства галогенов.

Все галогены – токсичные вещества. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообразный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыхательную систему.

Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту.

Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровяная мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония.

Галогены – элементы, важные для жизни и здоровья человека. Фтор входит в состав зубной эмали, придавая ей прочность. Вы, конечно, не раз обращали внимание на то, что на этикетках зубных паст часто есть слово «фторсодержащие». Одна из зубных паст названа «Фтородент». Препаратами, содержащими химический элемент фтор, защищают зубную эмаль от кариеса.

Фтор и хлор образуют искусственные жидкости – фреоны (CF4, CCI2F2),применяемые в холодильных установках, в том числе и во многих домашних холодильниках.

Некоторые растения накапливают бром и иод. Это бобовые (горох, фасоль), а также морские водоросли. Бром и иод есть в теле рыб и других морских животных. Атомы брома есть в мозге человека. При переутомлении, бессоннице врачи назначают лекарства, содержащие атомы брома, например бромид натрия (NaBr) понижающий возбуждение нервной системы.

Химический элемент иод играет важную роль в обмене веществ в организме. Иод накапливается в щитовидной железе. При ее заболевании назначают иодосодержащие препараты. Морская капуста, креветки – продукты, поставляющие иод в организм человека.

Применение галогенов в промышленности.

Галогены и их соединения применяют и в промышленности. Фтор используют в производстве химически стойких пластмасс – фторопластов. Хлор используют как отбеливающее средство в производстве бумаги и тканей, а также для обеззараживания сточных вод. Много хлора расходуется для получения соляной кислоты в промышленности. Бром и иод применяют для получения лекарств.

Соляную кислоту применяют для очистки поверхности металлов при проведении сварочных работ.

Всем известно применение поваренной соли – хлорида натрия NaCI. Оказывается, ее используют не только в пищу, но и как сырье для получения натрия, хлора, щелочи.

В качестве калийного удобрения иногда применяют хлорид калия KCI.

5.Открытие галогенов.

Фтор в свободном виде получил впервые в 1886 г. французский химик Анри Муассан, который был удостоен за это Нобелевской премии. Свое название элемент получил от греческого фторос – «разрушающий».

Хлор открыт шведским химиком К. Шееле в 1774 г. Элемент получил название за свой цвет (греч. хлорос – желто – зеленый ). В жидком состоянии его впервые получил Майкл Фарадей.

Бром открыт 1826 г. французским химиком А. Баларом. Элемент назван так за свой запах ( греч. бромос – зловонный). Кроме того А. Балар назвал данный элемент мурид .

Иод получен в 1811 г. французским ученым Б. Куртуа, а название получил за цвет своих паров

Дата добавления: 2019-02-22; просмотров: 486;

Источник: https://studopedia.net/13_34505_primenenie-galogenov-v-promishlennosti.html

Что такое галогены в химии и каково их биологическое значение в жизни человека

Элементы, которые относятся к 17-й группе периодической системы, применяются во многих отраслях народного хозяйства, а вещества, содержащие их соединения, широко используются в быту.

Вряд ли можно представить жизнь без этих химических элементов. Хотя все они являются токсичными, без микроскопических количеств галогенов в воде и продуктах невозможно нормальное существование организмов.

Рассмотрим, что такое галогены, и каково их значение в химии и биологии.

Что такое галогены

Пожалуй, многих не раз интересовал вопрос, что такое галогены в химии. Это элементы, относящиеся к XVII группе таблицы Менделеева. Раньше их причисляли к главной подгруппе VII группы. К галогенам относят фтор, хлор, бром, йод, астат.

Некоторые химики причисляют к ним искусственно синтезированное вещество теннесин с номером 117. Это пример галогена, который обладает радиоактивностью.

Вещества этой группы причисляют к неметаллам. Они считаются сильнейшими окислителями, причем это химическое свойство галогенов изменяется по мере уменьшения порядкового номера.

 Наиболее активным окислителем является фтор, который способен взаимодействовать даже с кислородом с образованием фторида. Способны проявлять свойства восстановителя со степенью окисления +7 (высшая).

Недаром раньше таблица Менделеева помещала галогены в 7 группу.

В процессе химического взаимодействия с металлами образуют соли (отсюда и название). На внешней оболочке содержится 7 электронов. Атомы присоединяют недостающий электрон и таким образом заполняют ее. Следовательно, степень их окисления равна -1. Однако хлор, бром, йод, астат могут иметь степени окисления 1, 3, 5, 7 со знаком плюс (являясь восстановителем).

В этом кроется ответ на вопрос, с чем взаимодействует галоген. Особенности строения этих веществ таковы, что они реагируют практически со всеми элементами.

Интересно! Название «фтор» происходит от греческого «разрушение». Это сильнейший окислитель, который взаимодействует почти с любыми веществами. Атомы фтора не реагируют с неоном, гелием и аргоном и некоторыми фторидами.

Характеристика веществ

Узнаем, что такое галогены в химии. Характеристика списка галогенов следующая:

  • строение внешнего слоя электронов — nS2nP5;
  • по мере роста номера в таблице радиус атома становится больше, электроотрицательность падает, свойства неметалла снижаются;
  • являются выраженными окислителями, причем эта способность элементов снижается по мере увеличения массы атома (единственное, с чем не реагирует галоген, — это благородные газы);
  • все молекулы содержат 2 атома;
  • сила кислот увеличивается по мере роста относительной массы атома.

Периодическая таблица показывает, что чем выше находится элемент, тем сильнее его окислительные способности.

Окислительные свойства атомов

Фтор

При нормальных условиях является бледно-желтым газом. Можно получить путем электролиза КНF2. Реагирует с водой с образованием фтороводорода и кислорода. Реакция водорода и фтора происходит очень активно. Взаимодействует с металлами и неметаллами.

  • Хлористоводородная кислота является слабой, фтороводород обратимо диссоциирует в воде с выходом ионов Н+ и F-.
  • Фтороводородная кислота способна растворить стекло:
  • SiO2 + 4НF → SiF4 + 2Н2О.

Хлор

Является газом зеленоватого цвета с удушающим запахом. Примеры реакций, с помощью которых можно его получить:

  • МnO2 + 4НCl → МnСl2 + Сl2+ 2Н2O;
  • 2КМnO4 + 16НCl → 2МnСl2 + 5Сl2 + 2КСl + 8Н2O.

Узнаем, каковы химические свойства хлора:

  1. Взаимодействие с металлами: 2К + Сl2 → 2КСl.
  2. Реакция с неметаллами: 2Р + 3Сl2 → 2РСlЗ.
  3. Реакции с щелочами: Сl2 + Сa(ОH)2 → CaОCl2 + H2O.
  4. Вытеснение йода: Cl2 + 2→ 2 + I2.

Список распространенных кислот:

  • хлорноватистая кислота HClO (степень окисления хлора +1);
  • хлористая кислота HClO2 (степень окисления +3);
  • хлорноватая кислота HClO3 (степень окисления +5);
  • хлорная кислота HClO4 (степень окисления +7).

Это интересно! Для чего делают и что это такое гидролиз солей

Бром

Бром представляет собой тяжелую темную жидкость с плохим запахом. Многих интересует, с чем он реагирует. Этот элемент вступает в реакцию с:

  • металлами: 2Nа + Вr2 → 2NаВr;
  • неметаллами: Н2 + Вr2 → 2НВr;
  • водой: Н2 + H2O → НВr + НВrO;
  • восстановителями: Вr2 + Н2S → S + 2НВr.

Бромистый водород хорошо реагирует с солями, основаниями, окисями металлов.

Йод

Йод — кристаллическое вещество темного фиолетового оттенка. Растворяется в спирте, четыреххлористом углероде. Молекулы взаимодействуют с:

  • металлами: К + I → KI;
  • водородом: H2 + I2 → 2HI;
  • основаниями: 3I2 + 6КOH → 5КI + КIO3 + 3H2O.

Йодистоводородная кислота является сильнейшим восстановителем. При реакции солей с ляписом образуется нерастворимое йодистое серебро. Йодная кислота является очень сильным окислителем (степень окисления йода +7).

Что касается астата, его можно получить только искусственным путем. Восстанавливается с помощью диоксида серы, осаждается сероводородом. Реагирует с йодом и бромом. Растворяется слабой соляной и азотной кислотой.

Физические и химические свойства элемента теннесин изучены мало ввиду малой продолжительности существования его изотопов. Предполагается, что тяжелые радиоактивные элементы могут обладать восстановительной активностью.

Источник: https://znaniya.guru/himiya/uroki-himii.html

§ 24. Получение галогенов. Биологическое значение и применение галогенов и их соединений —

1. Вычислите объем хлора (н.у.) и массу натрия, которые можно получить при электролизе 585 г хлорида натрия, содержащего 2% примесей.2. Рассчитайте, сколько граммов 40%-го раствора щелочи можно получить из натрия, массу которого вы определили в предыдущей задаче.3. Французский химик К. Шееле получил хлор по реакции оксида марганца (IV) с соляной кислотой. В результате этой реакции образуются также хлорид марганца (II) и вода. Составьте уравнение этой реакции, рассмотрите окислительно-восстановительные процессы и рассчитайте массу оксида марганца (IV) и количество хлороводорода, необходимых для получения 100 л хлора (н.у.), если выход его составляет 95% от теоретически возможного.4. Подготовьте сообщение о положительном и отрицательном значении галогенов и их соединений в жизни человека.5. Извечная заповедь медицины: «Малые дозы — лекарства, а большие — яд». Докажите ее на примерах из химии галогенов.6. Английский поэт Уилфред Оуэн, погибший в сражениях Первой мировой войны, написал такие строки: Какое событие описывает поэт? Какой галоген выступает в страшной роли убийцы? Какие его свойства упоминаются в стихотворении?

Газ! Газ! Скорей! — неловкие движенья, Напяливание масок в едкой мгле!

Один замешкался, давясь и спотыкаясь, Барахтаясь, как в огненной смоле,В просветах мутного зеленого тумана.Бессильный, как во сне, вмешаться и помочь,Я видел только — вот он зашатался,Рванулся и поник — бороться уж невмочь.В роли убийцы выступает галоген — хлор — газ с едким запахом, бледно зеленого цвета, ядовит. Описывается применение в войне химического оружия.7. Используя свои знания по химии галогенов, напишите сочинение на тему «Художественный образ вещества или процесса». Для того чтобы иметь представление, как это делают другие ученики, прочитайте сочинение ученика 9 класса 531-й школы Москвы (1990) Ильи Горшкова «Самый сильный окислитель». Какие химические понятия осветил Илья в своем сочинении? Выпишите их и дайте их определения.

Самый сильный окислитель.

Жил-был Кислород. И был он таким сильным, что, с кем ни встретится, сразу окислит. И назвали Кислород окислителем, а вещества, получающиеся в реакции с Кислородом, — оксидами, сам процесс — окислением. Ходит Кислород по таблице Менделеева и со всеми в реакцию вступает. Стал он хвастливым, заносчивым и решил, будто в химическом мире нет никого сильнее его.

И все же Кислород ошибся. Как-то раз встретил он в таблице Фтор. Решил Кислород окислить Фтор. Позвал он на помощь Водород и, образовав в соединении с ним воду, пошел в наступление на Фтор. И произошло чудо. Вода, которой тушат пожары, сама загорелась во Фторе. Кислород, считавшийся окислителем, в этой реакции стал восстановителем.

Так Фтор превзошел Кислород и оказался самым сильным из окислителей.

Источник: https://gdz-himiya.ru/9-klass/gdz-po-himii-9-klass-gabrielyan/24.-poluchenie-galogenov.-biologicheskoe-znachenie-i-primenenie-galogenov-i-ih-soedinenij.html

Ссылка на основную публикацию