Соляная кислота –раствор хлороводорода в воде.

Тема урока: Галогены: физические и химические свойства

Цель: повторить свойства неметаллов, систематизировать и углубить знания о галогенах на основании их сравнительной характеристики.

.

Ход занятия

I Организационный этап: приветствие

II. Актуализация знаний: Тестирование.

III. Изучение нового материала.

История открытия галогенов.

VIIA-подгруппа периодической системы (главная подгруппа) объединяет элементы, носящие общее название галогенов: фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I, астат At.

Хлор	1774 г.	“Хлорос” - желто-зеленый, открыл Шееле
Иод	1811 г.	“Иодэс” - фиолетовый, открыл Куртуа. Любимый кот ученого прыгнул на бутылки, содержащие золу морских водорослей в спиртовом растворе и концентрированную серную кислоту. Бутылки разбились, жидкости смешались, с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, который и оказался иодом.
Бром	1826 г.	“Бромос” - зловонный, открыл Балар. Получен при исследовании жидкости из растворенной в воде золы морских водорослей (при пропускании через нее хлора).
Фтор	1866 г.	“Фторос” - разрушающий. Анри Муассан был удостоен Нобелевской премии за открытие фтора. Однако, когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз его был закрыт черной повязкой. В истории фтора немало трагических страниц.

Строение атомов галогенов.

в) Возможные степени окисления.

Спаренные электроны атома фтора из-за отсутствия d-орбиталей возбудить невозможно. В связи с этим ва­лентность фтора может быть не больше 1; в то же время спарен­ные электроны у атомов остальных галогенов возбуждению под­даются, и валентность их можно повысить до 3, 5 и даже 7. Так что в соединениях с кислородом степень окисления галогенов, за ис­ключением фтора, выражается окислительными числами +3, +5, + 7. Единственный валентный электрон в атоме фтора настолько прочно связан с ядром, что оттянуть его при воздействии на него других атомов невозможно. В силу этого фтор в соединениях всегда проявляет степень окисления — 1. Такова же степень окисления остальных галогенов в соединениях с менее электроотрицательны­ми элементами.

Строение вещества: вид химической связи, тип кристаллической решетки, агрегатное состояние цвет.

В свободном состоянии, т. е. в виде простых веществ, галогены; состоят из двухатомных молекул. Заполненная наполовину р-орбиталь используется для образования одной ковалентнои связи, в ре­зультате чего и получается двухатомная молекула.

Изменение структуры электронной оболочки (увеличение числа энергетических уровней) атомов галогенов вызывает последова­тельное и закономерное изменение их свойств. Так, меняются интенсивность окраски и агрегатное состояние. В твердом состоянии галогены имеют кристаллическую решетку молекулярного типа. Поэтому они легкоплавки и летучи. Температуры плавления и ки­пения резко повышаются от фтора к иоду. В таком же направлении наблюдается и увеличение плотности галогенов.

Химические свойства.

На первом месте по окислительной способности среди всех из­вестных элементов стоит фтор. Он непосредственно образует соеди­нения почти со всеми элементами и даже с некоторыми благород­ными газами (ксенон, криптон). Элементарный фтор непосредст­венно не окисляет лишь кислород и азот, хотя соединения этих элементов с фтором известны. Почти все элементарные вещества воспламеняются в атмосфере фтора.

Хлор — очень активный окислитель, хотя и уступает фтору.

Бром по окислительной способности уступает хлору. Соединяет­ся непосредственно со многими металлами и неметаллами. Так, фосфор и алюминий вспыхивают в парах брома.

Иод как окислитель менее активен по сравнению с хлором и бромом. Однако он энергично соединяется со многими метал­лами.

 

Взаимодействие с металлами:

Сu + С1₂ = СuС1₂ (хлорид меди (II)).

Взаимодействие с неметаллами:

При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету.
Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый.

Н₂ + С1₂ = 2 НС1 (хлороводород);

Si + 2 С1₂ = SiCl₄ (хлорид кремния (IV))

2 Р + 5 С1₂ = 2 РС1₅ (хлорид фосфора (V)).

С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосред­ственное взаимодействие не встует.

Взаимодействие с водой:

По отношению к воде фтор ведет себя агрессивно: вода загора­ется в струе фтора, направленной на ее поверхность. Реакция про­текает по уравнению

2H₂O + 2F₂ = 4HF + O₂

Другие галогены относятся к воде более спокойно. Раствор хлора в воде называется хлорной водой, которая обладает белящими свойствами. Хлор медленно реагирует с водой, образуя хлороводород НСl и хлорноватистую кислоту НС1О:

C1₂ + Н₂О = HCl + НСlO.

Хлорноватистая кислота постепенно распадается на хлороводород и кислород:

2НСlO = 2НС1 + O₂

Взаимодействие с щелочами:

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот

С1₂ + 2 NaOH = NaCl + NaCIO + Н₂О.

Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами и применяется для отбеливания тканей и бумаги.

Взаимодействие с солями других галогенов:

Активный галоген вытесняет менее активный из его солей.

2NaCl + F₂ = 2NaF + Cl₂

 

Получение. В лабораторных условиях хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на различные окислители, например, диоксид марганца (при нагревании), перманганат калия или бертолетову соль

МnО₂ + 4 НС1 = МnС1₂ + С1₂ + 2 Н,О;

2 КМnО₄ + 16 НС1 = 2 КС1 + 2 МnС1₂ + 5 С1₂ + 8 Н₂О;

КСlO₃ + 6 НС1 = КС1 + 3 С1₂ + 3 Н₂О.

В промышленности хлор получают электролизом растворов или расплавов хлоридов щелочных металлов.

Качественная реакция на галогенид – ионы:

AgNO₃ + KCl = KNO₃ + AgCl (Выпадение белого творожистого осадка, АgBr – бледно-желтый, AgI – ярко желтый)

Соединения галогенов.

Галогеноводороды, – Это едкие газы с резким запахом, хорошо раствормые в воде: (HF, HCl, HBr,HI). Галогеноводородные кислоты образуются при растворении галогеноводородов в воде.

Фтороводородная кислота (плавиковая) HF. Хлороводородная кислота (соляная) HCl. Бромоводородная кислота HBr. Йодоводородная кислота HI.

Соляная кислота –раствор хлороводорода в воде.

Хлороводород представляет собой бесцветный газ с резким, удушливым запахом, легко растворяющийся в воде.

В лабораторных условиях хлороводород получают действием концентрированной серной кислоты на сухой хлорид натрия:

NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HClt.

В промышленности хлороводород получают сжига­нием водорода в атмосфере хлора:

Н₂ + С1₂=2 HClt.

Раствор хлороводорода в воде называется соляной кислотой. Это сильная кислота, она реагирует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водоро­да, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями:

Fe + 2 НС1 = FeCl₂ + Н₂;

CuO + 2 НС1 = CuCl₂ + H₂O;

ZnO + 2 HC1 = ZnCl₂ + H₂O;

Fe(OH)₃ + 3 HC1 = FeCl₃ + 3 H₂O;

AgNO₃ + HC1 = AgCl + HNO₃.

Соли соляной кислоты называются хлоридами. Боль­шинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует на ионы. Слабо растворимыми являются, хлорид свинца (РЬС1₂), хлорид серебра (AgCl), хлорид ртути (I) (Hg₂Cl₂ каломель) и хлорид мели (I) (CuCl).

Хлор образует 4 кислородсодержащие кислоты

Оксокислоты:

· Хлорная – НСlO₄ Сl₂O₇

· Хлорноватая – НСlO₃ Сl₂O₅

· Хлористая – НСlO₂ Сl₂O₃

· Хлорноватистая - НСlO Сl₂O.

Задание: Определите степени окисления хлора в оксокислотах и оксидах.

 

Кислородсодержащие кислоты галогенов

 

Степень окисления галогена	Формула кислоты	Название кислоты	Кислотные свойства	Название солей
+1	HClO HВrO HIO	хлорноватистая бромноватистая иодноватистая	слабая слабая амфотер	гипохлориты гипобромиты гипойодиты
+3	HClO2	Хлористая	средней силы	хлориты
+5	HClO3 HВrO3 HIO3	Хлорноватая бромноватая иодноватая	сильная сильная средней силы	хлораты броматы иодаты
+7	HClO4 HВrO4 H5IO6	Хлорная бромная иодная (ортоиодная)	Сильная сильная слабая	перхлораты перброматы периодаты

 

Оксокислоты – сильные окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением степени окисления и атомного номера галогена (при одинаковой степени окисления).

Домашнее задание:

1.Ответить на вопросы

· Какой газ входит в состав зубной эмали.

· В жидком состоянии его впервые получил Майкл Фарадей, охлаждая в смеси поваренной соли со льдом.

· Галоген, которого практически нет в природе.

· Академик А. е. Ферсман назвал его «вездесущим».

· Мурид – так назвал его первооткрыватель Антуан Балар.

 

2.В склянку, ярко освещенную солнечными лучами, ввели равное количество газов хлора и водорода, затем закрыли ее хорошо притертой пробкой – что может произойти в подобных условиях?