ГДЗ по химии 9 класс, базовый уровень учебник Габриелян, Остроумов — страница 67

   Галогены расположены в VIIА-группе Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, и этими элементами являются: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At и теннессин Ts. Все эти элементы имеют общее название галогены. Нужно отметить, что астат — редкий радиоактивный элемент, его свойства плохо изучены. Еще менее изучен недавно полученный теннессин.
   Строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомов галогенов расположено семь электронов, следовательно, до получения восьмиэлектронного слоя им недостает только одного электрона. По этой причине галогены — сильные окислители; присоединяя недостающий электрон, их атомы приобретают степень окисления −1.
   С увеличением радиуса атомов от фтора к астату уменьшается электроотрицательность галогенов и, следовательно, их окислительная способность.
   Семь электронов на внешнем энергетическом уровне атомов галогенов позволяют предположить, что максимальная степень окисления галогенов равна +7, в частности, в высших оксидах Г₂О₇, где Г — общий символ для галогенов. Этот вывод будет справедлив лишь отчасти. Дело в том, что фтор — самый электроотрицательный химический элемент и положительных степеней окисления не проявляет.

   Галогены в природе встречаются только в виде соединений. Наиболее известные из них — флюорит, или плавиковый шпат, CaF₂, криолит K₃AlF₆, каменная соль, или галит NaCl, сильвин KCl. Большинство соединений брома и иода хорошо растворимы в воде.
   Поэтому чаще всего эти галогены встречаются не в виде минералов, а в водах морей и океанов. Некоторые бурые водоросли, например ламинария (морская капуста), накапливают значительное количество иода. Отсюда и польза их употребления в пищу, и использование в качестве сырья для получения этого галогена.

   Галогены — простые вещества имеют двухатомные молекулы, образованные за счет ковалентной неполярной связи: F₂, Cl₂, Br₂ и т. д. В твердом состоянии галогены образуют молекулярную кристаллическую решетку. При обычных условиях светло-желтый фтор и желто-зеленый хлор — газы, бром — буровато-коричневая жидкость, а иод — твердое черно-серое вещество с металлическим блеском. Плотность возрастает от фтора к иоду.

   Иод — ковалентная неполярная связь, молекулярная кристаллическая решетка.
   Хлорид калия — ионная связь, ионная кристаллическая решетка.
   Бромоводород — ковалентная полярная связь, молекулярная кристаллическая решетка.

1. Галогены взаимодействуют с металлами с образованием солей — галогенидов.

      2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

    Иод — более слабый окислитель, чем фтор, хлор и бром, поэтому для его реакции с металлами требуется нагревание или присутствие катализатора.

    Порошок сурьмы, попадая в атмосферу хлора, сгорает красивыми искрами — звездочками:

      2Sb⁰ + 5Cl₂⁰ = 2Sb⁺⁵Cl₅⁻¹

2. Одна из важнейших реакций галогенов — их взаимодействие с водородом. В результате образуются летучие водородные соединения — галогеноводороды с общей формулой НГ, например:

      H₂ + Cl₂ = 2HCl

    Иод с водородом реагирует только при нагревании, причем реакция обратима:

      H₂ + I₂ ⇄ 2HI

3. Усиление окислительной способности галогенов от иода к фтору проявляется в реакциях их взаимного замещения. Бром, как более активный неметалл и более сильный окислитель, способен вытеснять иод из растворов иодидов:

      2KI⁻¹ + Br₂⁰ = 2KBr⁻¹ + I₂⁰

    Хлор, в свою очередь, способен вытеснять из растворов солей как иод, так и бром:

      2KI⁻¹ + Cl₂⁰ = 2KCl⁻¹ + I₂⁰
      2KBr⁻¹ + Cl₂⁰ = 2KCl⁻¹ + Br₂⁰

    А вот фтор в подобную реакцию брать нельзя, так как он настолько активен, что реагирует даже с водой:

      2Н₂О + F₂ = 2HF + O₂

4. Галогены, как и некоторые другие неметаллы, способны реагировать с растворами щелочей. Важно запомнить, что состав продуктов реакции зависит от температуры. При 20°С от одного атома галогена к другому переходит только один электрон:

    При повышенной температуре окисление атома галогена протекает уже до степени окисления +5:

а) NaCl→ HCl →FeCl₂→ FeCl₃→ AgCl
    NaCl + H₂SO₄ (концентр) = HCl↑ + NaНSO₄
    Na⁺ + Cl⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = HCl↑ + Na⁺ + НSO₄⁻
    Cl⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = HCl↑ + НSO₄⁻
    2HCl + Fe(OH)₂ = FeCl₂ + 2H₂O
    2Cl⁻ + 2H⁺ + Fe(OH)₂ = Fe²⁺ + 2Cl⁻ + 2H₂O
    2H⁺ + Fe(OH)₂ = Fe²⁺ + 2H₂O
    2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃

     FeCl₃ + 3AgNO₃ = 3AgCl↓ + Fe(NO₃)₃
     Fe³⁺ + 2Cl⁻+3Ag⁺ + 2NO₃⁻ = 3AgCl↓ + Fe³⁺ + 3NO₃⁻
     2Cl⁻+3Ag⁺ = 3AgCl↓

б) KBr →Br₂→ ZnBr₂ →Br₂ → NaBrO₃
     2KBr⁻¹ + Cl₂⁰ = 2KCl⁻¹ + Br₂⁰

    Br₂⁰+Zn⁰ = Zn⁺²Br₂⁻¹

    ZnBr₂⁻¹ + Cl₂⁰ = ZnCl₂⁻¹ + Br₂⁰

    3Br₂⁰ + 6NaOH = 5NaBr⁻¹+ NaBr⁺⁵O₃ + 3H₂O⁰

   Найдем количество вещества соляной кислоты:
   n(HCl) = m/M = 28 г/(1+35) г∕моль = 0,78 моль

   16HCl + 2KMnO₄ = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

   Рассчитаем количество вещества хлора, образующегося в результате реакции с перманганатом калия:
   по уравнению реакции из 16 моль HCl образуется 5 моль Cl₂
   по условию задачи из 0,78 моль HCl образуется х моль Cl₂

   n(Cl₂) = x = 0,78 моль · 5 моль/16 моль = 0,24 моль

   Найдем объем хлора:
   V1(Cl₂) = Vm · n = 22,4 л/моль · 0,24 моль = 5,38 л
   4HCl + MnO₂ = MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

   Рассчитаем количество вещества хлора, образующегося в результате реакции с оксидом марганца (IV):
   по уравнению реакции из 4 моль HCl образуется 1 моль Cl₂
   по условию задачи из 0,78 моль HCl образуется х моль Cl₂

   n(Cl₂) = x = 0,78 моль · 1 моль/4 моль = 0,195 моль

   Найдем объем хлора:
   V2(Cl₂) = Vm · n = 22,4 л/моль · 0,195 моль = 4,36 л
   Ответ: V1(Cl₂) = 5,38 л; V2(Cl₂) = 4,36 л. Полученные объемы имеют разное значение.

      Сообщение на тему: «История открытия, свойства и применение фтора»
   Открытие фтора включает в себя несколько работ разных ученых. Первым был Карл Шееле, он получил плавиковую кислоту (фтороводород) при обработке флюорита серной кислотой и это считается первым открытием фтора. Вторым был Андре Ампер, он в 1810 году предположил, что в плавиковой кислоте содержится элемент, аналогичный хлору, он же и предложил название «фтор», что в переводе с греческого означает разрушительный. И в 1886 году Анри Муассан впервые смог получить чистый фтор путем электролиза безводного фтористого водорода с примесью кислого фторида калия. За это он получил Нобелевскую премию.
   Фтор при нормальных условиях является двухатомным газом бледно-желтого цвета с резким запахом, похожим на озон или хлор. Обладает очень низкой температурой кипения минус 188,12°С и низкой температурой плавления минус 219,7°С. По своим химическим свойствам является самым сильным окислителем и самым активным неметаллом. Реакции фтора практически со всеми веществами протекают бурно, часто с горением и взрывом. Не вступает в реакции с гелием, азотом, неоном, аргоном, кислородом, тетрафторметаном.
   Применяется в производстве фторорганических соединений, таких как тефлон. Соединения фтора добавляются в некоторые зубные пасты для укрепления зубной эмали и предотвращения кариеса. В ядерной промышленности гексафторидом урана обогащают уран, что имеет большое значение при производстве ядерного топлива и оружия. В медицине и фармацевтике используются лекарственные препараты, содержащие фтор, например для лечения щитовидной железы, сахарного диабета, рака, глаукомы, ревматизма. В металлургии фтористые соединения используются в производстве алюминия. Чистый фтор используют для очистки и травления полупроводниковых материалов. В сельском хозяйстве применяются средства, содержащие фтор, для травления грызунов и других вредителей. Также фтор применяют в эксимерных лазерах.
   Важно помнить, что фтор очень ядовит и вызывает серьезные ожоги глаз и кожи, поэтому работать с ним нужно особенно осторожно.

Слайд 1:
      Применение соединений хлора в быту
   • Хлор.
   • Хлорный порошок.
   • Хлорный спрей.
   • Таблетки для очистки воды.

Слайд 2:
      Применение соединений хлора в промышленности
   • Хлорид натрия используется в производстве бумаги и стекла.
   • Производство хлора для отбеливания бумаги.
   • Использование соединений хлора в производстве пластмасс.
   • Применение соединений хлора в фармацевтике.

   Шееле смешал порошок пиролюзита с концентрированной соляной кислотой, при этом началось бурное выделение газа, который имел резкий раздражающий запах, обладал сильными окислительными свойствами и поддерживал горение. Эти свойства отличались от поведения других газов, это и навело ученого на мысль, что пиролюзит содержит не железо, а неизвестный металл. Полученным газом был хлор.