Сообщение о неметаллах и галогенах сера фосфор азот кремний хлор фтор бром и йод

Обновлено: 15.05.2024

Галогены — простые вещества

Все галогены существуют в свободном состоянии в виде двухатомных молекул с ковалентной неполярной химической связью между атомами. В твердом состоянии F₂, Сl₂, Br₂, I₂ имеют молекулярные кристаллические решетки, что и подтверждается их физическими свойствами.

Физические свойства галогенов

С увеличением молекулярной массы галогенов температуры плавления и кипения повышаются, возрастают плотности: бром — жидкость, иод — твердое вещество, фтор и хлор — газы. Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и молекул галогенов возрастают силы межмолекулярного взаимодействия между ними. От F₂ к I₂ усиливается интенсивность окраски галогенов (табл. 7).

Агрегатное состояние при обычных условиях

t плавления, о с

Газ, не сжижается при обычной температуре

Газ, сжижающийся при обычной температуре под давлением

Черно-фиолетовый с металлическим блеском

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к иоду ослабевает, у кристаллов иода появляется металлический блеск.

Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. Окислительные свойства галогенов отчетливо проявляются при их взаимодействии с металлами. При этом образуются соли. 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:

Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании. Нагретый порошок железа также загорается при взаимодействии с хлором. Опыт можно провести, как с сурьмой, но только железные опилки нужно предварительно накалить в железной ложечке, а затем высыпать их небольшими порциями в колбу с хлором. Так как хлор является сильным окислителем, то в результате реакции образуется хлорид железа (III):

В парах брома сгорает раскаленная медная проволока:

- ЗАПОМНИ. Температуры кипения:

Иод окисляет металлы медленнее, но в присутствии воды, которая является катализатором, реакция иода с порошком алюминия протекает очень бурно:

Реакция сопровождается выделением фиолетовых паров иода.

Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к йоду можно судить и по их способности вытеснять друг друга из растворов их солей, а также оно наглядно проявляется при взаимодействии их с водородом. Уравнение этой реакции можно записать в общем виде так:

(Г — условное химическое обозначение галогенов).

Если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то смесь хлора с водородом реагирует только при поджигании или облучении прямым солнечным светом, бром взаимодействует с водородом при нагревании и без взрыва. Эти реакции — экзотермические. Реакция же соединения иода с водородом слабо эндотермическая, она протекает медленно даже при нагревании.

В результате этих реакций образуются соответственно фтороводород HF, хлороводород HCl, бромоводород HBr и иодоводород HI.

Фтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов их солей. Например, процесс электролиза расплава хлорида натрия можно отразить уравнением:

При получении хлора электролизом раствора хлорида натрия кроме хлора образуется также водород и гидроксид натрия:

Все галогеноводороды (общую формулу можно записать как НГ) — бесцветные газы, с резким запахом, токсичны. Очень хорошо растворяются в воде и дымятся во влажном воздухе, т. к. притягивают находящиеся в воздухе водяные пары, образуя при этом туманное облако.

Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами: это HF — фтороводородная, или плавиковая кислота, HCl — хлороводородная, или соляная кислота, HBr — бромоводородная кислота, HI — иодоводородная кислота. Способность их к электролитической диссоциации с образованием катионов водорода растет от HF к HI.

Самая сильная из галогеноводородных кислот — иодоводородная, а самая слабая — фтороводородная. Большая прочность химической связи H—F (поэтому фтороводородная кислота слабо диссоциирует в воде) обусловлена малым размером атома F и соответственно малым расстоянием между ядрами атомов водорода и фтора. С ростом радиуса атома от F к I растет и расстояние H—F, прочность молекул уменьшается и, соответственно, способность к электролитической диссоциации увеличивается.

Наиболее технически важным являются хлороводород и соляная кислота. В промышленности хлороводород получают синтезом из водорода и хлора:

В лабораторных условиях для получения HCl используют реакцию, проводимую при нагревании:

Необратимому протеканию этой реакции способствует летучесть HCl.

Соляная кислота представляет собой бесцветную, дымящуюся на воздухе жидкость, она несколько тяжелее воды. Это типичная кислота, взаимодействует с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями.

Соляная кислота находит широкое применение в промышленности страны. Ее используют для получения солей, при паянии, для очистки поверхности металлов в гальваностегии, при производстве красок, приготовлении лекарственных препаратов, а также пластмасс и других синтетических материалов.

Соли галогеноводородных кислот

Галогеноводородные кислоты образуют соли: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Хлориды, бромиды и иодиды многих металлов хорошо растворимы в воде.

Для определения в растворе хлорид-, бромид- и иодид-ионов и их различий используют реакцию с нитратом серебра AgNO₃. В результате реакции хлоридов (и самой соляной кислоты) с этим реактивом выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра, сокращенное ионное уравнение этой реакции записывается так:

В реакциях с бромоводородной кислотой и ее солями и с иодоводородной кислотой и ее солями также образуются осадки, но только желтого цвета, которые различаются оттенками:

А вот для распознавания фтороводородной кислоты и фторидов нитрат серебра в качестве реактива непригоден, т. к. образующийся AgF растворим в воде. Для доказательства присутствия в растворе фторид-ионов F - можно использовать реакцию с ионами Са 2+ , поскольку CaF₂ выпадает в осадок.

Эту реакцию используют для изготовления надписей и рисунков на стекле.

Библиотека образовательных материалов для студентов, учителей, учеников и их родителей.

Наш сайт не претендует на авторство размещенных материалов. Мы только конвертируем в удобный формат материалы из сети Интернет, которые находятся в открытом доступе и присланные нашими посетителями.

Если вы являетесь обладателем авторского права на любой размещенный у нас материал и намерены удалить его или получить ссылки на место коммерческого размещения материалов, обратитесь для согласования к администратору сайта.

Разрешается копировать материалы с обязательной гипертекстовой ссылкой на сайт, будьте благодарными мы затратили много усилий чтобы привести информацию в удобный вид.

К га­ло­ге­нам от­но­сят фтор, хлор, бром, йод и астат. Они об­ра­зу­ют VIIА-груп­пу Пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­мы хи­ми­че­ских эле­мен­тов.

Со­дер­жа­ние га­ло­ге­нов в зем­ной коре сни­жа­ет­ся от фтора к аста­ту. При­чем, если фтор, бром и йод можно от­не­сти к рас­про­стра­нен­ным хи­ми­че­ским эле­мен­там, то со­дер­жа­ние аста­та в зем­ной коре крайне мало. Га­ло­ге­ны вхо­дят в со­став мно­гих ми­не­ра­лов. Ис­клю­че­ние со­став­ля­ет астат. Астат об­на­ру­жен в про­дук­тах ра­дио­ак­тив­но­го рас­па­да урана.

Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.

В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.

Физические свойства галогенов: F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижаются. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы Н Г, что связано с ростом межъядерного расстояния. Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается:

Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде. Все галогены в свободном состоянии – окислители . Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель . Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.

1. Взаимодействие с ксеноном. Наибольшей химической активностью обладает фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными газами:

2. Взаимодействие с металлами. Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:

3. Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.

4. Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:

5. Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:

Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.

10. Взаимное замещение галогенов. Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:

История открытия:

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты.
Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Название элемента происходит от греческого clwroz - "зелёный".

Нахождение в природе, получение:

Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35 Cl и 37 Cl. В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl₂·6H₂O, карналлита KCl·MgCl₂·6Н₂O, каинита KCl·MgSO₄·3Н₂О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.
В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:

Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):

4HCl + O₂ = 2H₂O + 2Cl₂
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO₄ + 16HCl = 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl +8H₂O
K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 3Cl₂ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂O

Физические свойства:

При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде ("хлорная вода"). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.

В отсутствии влаги хлор довольно инертен, но в присутствии даже следов влаги активность его резко возрастает. Он хорошо взаимодействует с металлами:

Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClO - и применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:

При нагревании хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами. В предельных и ароматических углеводородах он замещает водород, образуя хлорорганическое соединение и хлороводород, а к непредельным присоединяется по месту двойной или тройной связи.

При очень высокой температуре хлор полностью отбирает водород у углерода. При этом образуются хлороводород и сажа. Поэтому высокотемпературное хлорирование углеводородов всегда сопровождается сажеобразованием.

Хлор - сильный окислитель, поэтому легко взаимодействует со сложными веществами, в состав которых входят элементы, способные окисляться до более высокого валентного состояния:

Важнейшие соединения:

Хлороводород HCl - бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли - хлориды - твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления.
Ковалентные хлориды - соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:

Оксид хлора(I) Cl₂O., газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту.
Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли - гипохлориты, малоустойчивы (NaClO*H₂O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь, смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO₂, в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли - хлориты, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO₂.
Оксид хлора(IV) ClO₂, - зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, .
Хлорноватая кислота , HClO₃ - в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO₂ и HClO₄. Соли -хлораты; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль) - KClO₃, использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO₄, в водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO₄ мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли -перхлораты, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Применение:

Биологическая роль и токсичность:

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.

Хлор в виде простого вещества ядовит, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую Мировую войну.

1. В сосуде, имеется смесь водорода и хлора. Как изменится давление в сосуде при пропускании через смесь электрической искры?

В результате этой реакции общее количество молекул в газовой фазе не изменяется, поэтому давление в сосуде также остается неизменным.

2. Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на 18,7 мл 14,6%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл), пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси?

Найдем количества веществ в первой реакции: m(р-ра НСl) = 18,7 . 1,07 = 20,0 г. m(НСl) = 20,0 . 0,146 = 2,92 г. v(НСl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль. v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль. Цинк находится в недостатке, поэтому количество выделившегося водорода равно:v(Н₂) = v(Zn) = 0,031 моль.

Во второй реакции в недостатке находится водород, поскольку v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 моль. В результате реакции 0,031 моль СuО превратится в 0,031 моль Сu, и потеря массы составит:

3. Напишите уравнения реакций, которые могут про­исходить при действии концентрированной серной кислоты на все твердые галогениды калия. Возможны ли эти реакции в вод­ном растворе?

При действии концентрированной серной кислоты на фторид и хлорид калия при нагревании выделяются, соответ­ственно,фтороводород и хлороводород:

Бромоводород и иодоводород — сильные восстановители и легко окисляются серной кислотой до свободных галогенов, при этом НBrвосстанавливает серную кислоту до SО₂, а НI (как бо­лее сильный восстановитель) — до Н₂S:

В водном растворе серная кислота уже не является сильным окислителем. Кроме того, все галогеноводородные кислоты — сильные (за исключением плавиковой кислоты), и серная кислота не может вытеснять их из солей. В водном растворе возможна единственная обменная реакция:

• Для учеников 1-11 классов и дошкольников
• Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Описание презентации по отдельным слайдам:

9 класс Бозаджи Н.М. учитель химии высшей категории

Удивить готов он нас - Он и уголь, и алмаз, Он в карандашах сидит, Потому что он — графит. Грамотный народ поймет То, что это … В чем горят дрова и газ, Фосфор, водород, алмаз? Дышит чем любой из нас Каждый миг и каждый час? Без чего мертва природа? Правильно, без … В воздухе он главный газ, Окружает всюду нас. Угасает жизнь растений Без него, без удобрений. В наших клеточках живет Важный элемент … КИСЛОРОДА АЗОТ УГЛЕРОД

НЕМЕТАЛЛЫ - это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего уровня.

Общая характеристика Кислород и кремний составляют 76% от массы земной коры (О – 49%, Si – 27%) C,H,O,N,P,S – биогенные элементы, составляют 98,5% от массы растений и 97,6% от массы тела человека

Общая характеристика В состав земной атмосферы входят простые и сложные вещества, образованные элементами-неметаллами (N2-75,5%, O2-23,2%, а также CO2,H2O и др.) Водород – главный элемент Вселенной (Солнце и другие звёзды, газовые облака и т.д.) Из каждых 100 атомов на Земле 17 – это атомы водорода.

R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 RO4 RH4 RH3 H2R HR Высшие оксиды ЛВС 3.Положение НеМе в ПСХЭ Д.И. Менделеева период

Н Водород 1 1.008 Периоды B C N As He Se Te F Br I At Ne Kr Xe Rn Бор Углерод Азот Мышьяк Селен Теллур Фтор Бром Иод Астат Криптон Ксенон Радон 5 6 7 9 2 10 Нелетучие водородные соединения Летучие водородные соединения ЛВС 33 35 36 52 53 54 85 86 10,811 12,011 14,00 74,922 15,998 78,96 127,60 18,998 79,904 126,906 (210) 4,003 20,179 83,80 131,30 (222) Гелий Неон RH4 RH3 H2R HR RH RH2 RH3

Н Водород 1 1.008 Периоды B C N As He Se Te F Br I At Ne Kr Xe Rn Бор Углерод Азот Мышьяк Селен Теллур Фтор Бром Иод Астат Криптон Ксенон Радон 5 6 7 9 2 10 ВО ЛВС 33 35 36 52 53 54 85 86 10,811 12,011 14,00 74,922 15,998 78,96 127,60 18,998 79,904 126,906 (210) 4,003 20,179 83,80 131,30 (222) Гелий Неон R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 RO4 RH4 RH3 H2R HR

10.Выводы: Изменение св-в НеМе в главной подгруппе: 1.число электронов на внешнем слое не изменяется 2.радиус атома увеличивается 3.ЭО уменьшается 4.окислительные свойства уменьшаются 5.НеМе св-ва уменьшаются Изменение св-в НеМе в периоде 1.радиусы атомов уменьш. 2.число электронов на внешнем слое уменьш. 3. электроотрицательность увеличивается 4.окислительные свойства увеличиваются 5.НеМе св-ва увеличиваются

1.Назовите распределение е на оболочках у:серы, фтора, хлора , брома S 2 8 6 F 2 7 Cl 2 8 7 Br 2 8 18 7 2.У какого из элементов ярче выражены НеМе свойства и почему: а) As - N б) Cl - S а) N – меньше радиус атома (больше значение электроотрицательности) б) Cl - меньше радиус атома, больше валентных электронов ( больше значение ЭО) Самостоятельная работа

11.НАХОЖДЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ В ПРИРОДЕ В свободном виде НеМе могут быть : Газообразные: Фтор-F₂ , хлор-Cl₂ , кислород-O₂ , азот-N₂ , водород -H₂ , инертные газы-8 гр,главная подгр Твёрдые: иод I₂, астат, сера, селен, теллур, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор, Жидкие состоянии существует (при комнатной температуре бром- Br₂. Распространёнными являются кислород, кремний, водород; редкими — мышьяк, селен, иод.

Агрегатное состояние Газы Жидкие Твердые Br2 I2, P4, C, Si, B, S8 12. Ф И З И Ч Е С К И Е С В НеМе

БЕЛЫЙ ЧЕРНЫЙ ФОСФОР ФОСФОР ГРАФИТ ЖЕЛТО-ЗЕЛЕНЫЙ ХЛОР

КРАСНЫЙ ЖЕЛТЫЙ ФИОЛЕТОВЫЙ ФОСФОР СЕРА ЙОД БЕСЦВЕТНЫЙ УГЛЕРОД

Чаще неметаллы находятся в химически связанном виде: вода, минералы, горные породы, различные соли силикаты, фосфаты, сульфиды. силикат натрия сульфид свинца

1.Какого газа ( по объему) больше всего в атмосфере Земли ? А З О Т А 2.Какого элемента-неметалла ( по массе) больше всего в литосфере? К И С Л О Р О Д А 3.Атомов какого элемента-неметалла (по массе) больше всего в живых организмах ? К И С Л О Р О Д А 13.Блиц-опрос

Гость из космоса пришел, в воздухе приют себе нашел ВОДОРОД 2.В доме выше всех живем, вдвоем тепло и свет даем. ВОДОРОД И ГЕЛИЙ 3.Он безжизненным зовется, но жизнь без него не создается АЗОТ 4.Красив в кристаллах и парах, на детей наводит страх. ЙОД 5.Из горы кусочек вынули, в деревянный ствол задвинули. ГРАФИТ(С) В КАРАНДАШЕ 6.Гордиться уголек невзрачный негорючим братом, и братом прозрачным. АЛМАЗ, ГРАФИТ

7.Прокаленный уголек дышать пожарнику помог. АКТИВИРОВАННЫЙ УГОЛЬ 8.Белый воздуха боится, покраснел чтоб сохраниться. БЕЛЫЙ И КРАСНЫЙ ФОСФОР 9.Хоть многие вещества превращает в яд, в химии она достойна всяческих наград. СЕРА 10.Какой неметалл является лесом? БОР 11.Какие химические элементы утверждают, что могут другие вещества рождать? ВОДОРОД, КИСЛОРОД, УГЛЕРОД

14.ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ Окислительные свойства простых веществ неметаллов: 1. Реагируют с металлами 2K + S⁰ = K₂S⁻² 3Ca + N₂⁰ = Ca₃N₂⁻³ 2Fe + 3 Cl₂⁰ = 2 FeCl⁻₃ 2. Реагируют с водородом H₂ + S⁰ = H₂S⁻² 3N₂⁰ + H₂ = 2N⁻³H₃ 3. Реагируют с некоторыми сложными веществами C⁻⁴H⁺₄ + 2 O⁰₂ = C⁺⁴O₂⁻² + 2 H₂⁺O⁻² 2 KI⁻ + Cl₂⁰ = 2 KCl⁻ + I₂⁰

Самостоятельная работа 1.Допишите уравнения реакций : Na + Br₂ → ? Mg + P → ? Na + Si → ? H₂ + Cl ₂ → ? P + Cl₂ → ? 2Na + Br₂⁰ = 2 NaBr⁻ 3Mg + 2P⁰ = Mg₃P₂⁻³ 4Na + Si⁰ = Na₄Si⁻⁴ H₂ + Cl₂⁰ = 2HCl⁻ 2P + 5Cl₂⁰ = 2PCl₅⁻

Самостоятельная работа 2.Допишите уравнения реакций : Si + F₂→ H₂ + WO₃ → Li + N₂ → Si + 2F₂ = SiF₄ 3H₂ + WO₃ = 3H₂O + W 6Li + N₂ = 2Li₃N

1.Неметаллы, расположенные в порядке усиления их неметалличности, - это азот, углерод, бор 2) сера, хлор, фтор 3) фтор, кислород, хлор 4) бор, кремний, водород 2. Неметаллические свойства элементов в ряду: углерод- азот- кислород-фтор: не изменяются усиливаются ослабевают 4) изменяются периодически 15.Т Е С Т

3. Ковалентная полярная связь образуется в соединении: 1) NaCl 2) 3) P₄ 4) BaCl₂ 15.Т Е С Т 5.Простое вещество сера-S реагирует с каждым из веществ ряда: 1) HCl, Na, O₂ 2) Mg, O₂, H₂ 3) K, Zn, Na₂SO₄ 4) Al, H₂O, O₂ NH₃

16.Р Е Б У С Ы Й О Д К Р Е М Н И Й

А З О Т У Г Л Е Р О Д

Разобрать и выучить конспект. Выучить параграф: §4.1 Выполнить упражнения: 5,6,7* стр. 73.

• подготовка к ЕГЭ/ОГЭ и ВПР
• по всем предметам 1-11 классов

Курс повышения квалификации

Дистанционное обучение как современный формат преподавания

• Сейчас обучается 933 человека из 80 регионов

Курс повышения квалификации

Инструменты онлайн-обучения на примере программ Zoom, Skype, Microsoft Teams, Bandicam

• Курс добавлен 31.01.2022
• Сейчас обучается 24 человека из 17 регионов

Курс повышения квалификации

Педагогическая деятельность в контексте профессионального стандарта педагога и ФГОС

• ЗП до 91 000 руб.
• Гибкий график
• Удаленная работа

Дистанционные курсы для педагогов

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

5 609 048 материалов в базе

Самые массовые международные дистанционные

Школьные Инфоконкурсы 2022

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Другие материалы

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

• 25.01.2016 2248
• PPTX 6.4 мбайт
• 11 скачиваний
• Рейтинг: 3 из 5
• Оцените материал:

Настоящий материал опубликован пользователем Бозаджи Надежда Михайловна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт

Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.

Автор материала

40%

• Подготовка к ЕГЭ/ОГЭ и ВПР
• Для учеников 1-11 классов

Московский институт профессиональной
переподготовки и повышения
квалификации педагогов

Дистанционные курсы
для педагогов

663 курса от 690 рублей

Выбрать курс со скидкой

Выдаём документы
установленного образца!

Учителя о ЕГЭ: секреты успешной подготовки

Время чтения: 11 минут

Минобрнауки и Минпросвещения запустили горячие линии по оказанию психологической помощи

Время чтения: 1 минута

Время чтения: 2 минуты

Рособрнадзор предложил дать возможность детям из ДНР и ЛНР поступать в вузы без сдачи ЕГЭ

Время чтения: 1 минута

Онлайн-тренинг: нейрогимнастика для успешной учёбы и комфортной жизни

Время чтения: 2 минуты

Отчисленные за рубежом студенты смогут бесплатно учиться в России

Время чтения: 1 минута

В приграничных пунктах Брянской области на день приостановили занятия в школах

Время чтения: 0 минут

Подарочные сертификаты

Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.

Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.

Галогены (греч. hals - соль + genes - рождающий) - химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

• F - 2s 2 2p 5
• Cl - 3s 2 3p 5
• Br - 4s 2 4p 5
• I - 5s 2 5p 5
• At - 6s 2 6p 5

Природные соединения

• NaCl - галит (каменная соль)
• CaF₂ - флюорит, плавиковый шпат
• NaCl*KCl - сильвинит
• 3Ca₃(PO₄)₂*CaF₂ - фторапатит
• MgCl₂*6H₂O - бишофит
• KCl*MgCl₂*6H₂O - карналлит

Простые вещества - F₂, Cl₂, Br₂, I₂

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте - HF - был впервые получен фтор.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность ;)

Br₂ + F₂ → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром - F - )

Br₂ + I₂ → IBr₃ (бром более электроотрицателен, чем йод - Br - )

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду - смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами - только при нагревании.

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

• HF - фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
• HCl - хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
• HBr - бромоводород, бромоводородная кислота
• HI - йодоводород, йодоводородная кислота
• HAt - астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI - газы, хорошо растворимые в воде.

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

HF - является слабой кислотой, HCl, HBr, HI - сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с плавиковой кислотой.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Читайте также:

  
• Сообщение на тему аскариды острицы
  
• Павел пантелеймонович лукьяненко сообщение
  
• Образ родной природы в стихах апухтина сообщение
  
• Сообщение о городе черногорске
  
• Михаил лазарев сообщение на английском