перескажи что на эти фотографиях
Сверь числа и знаки с фото.
§ 11. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ VIIA-ГРУППЫ — ГАЛОГЕНОВ В чём сходство и различие строения атомов галогенов? Как особенности строения атомов галогенов отражаются на их свойствах? VIIA-группу периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева составляют шесть элементов: фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At и теннессин Ts. Все эти элементы имеют общее групповое название галогены. Нужно отметить, что астат — редкий радиоактивный элемент, его свойства плохо изучены. Ещё менее изучен недавно полученный элемент теннессин. Строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомов галогенов расположено семь электронов, следовательно, до получения восьмиэлектронного слоя им недостаёт 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 в соединениях равна +7, в частности, в высших оксидах \( \mathrm{Г_2O_7} \), 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, \( \mathrm{CaF_2} \) (рис. 13), криолит \( \mathrm{Na_3AlF_6} \), каменная соль, или галит, \( \mathrm{NaCl} \) (подробнее о нём будет рассказано в параграфе 37, см. рис. 97), сильвин \( \mathrm{KCl} \) (рис. 14). Большинство соединений брома и иода хорошо растворяется в воде, ... [Рисунок: слева внизу — сине-зелёные кристаллы; подпись «Рис. 13. Кристаллы флюорита». Ниже — розовато-оранжевый минерал; подпись «Рис. 14. Минерал сильвин — природный ... калия».]
Галогены — простые вещества. Галогены имеют молекулярное строение. Молекулы, образованные за счёт ковалентной неполярной связи: \( \mathrm{F_2} \), \( \mathrm{Cl_2} \), \( \mathrm{Br_2} \), \( \mathrm{I_2} \). В твёрдом состоянии галогены образуют молекулярную кристаллическую решётку. При обычных условиях светло-жёлтый фтор — газ, жёлто-зелёный хлор — газ, бром — тяжёлая красно-коричневая жидкость, а иод — твёрдое чёрно-серое вещество с металлическим блеском. В промышленности фтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов солей (см. § 26, 36). В лаборатории хлор получают окислением соляной кислоты подходящим сильным окислителем — соединениями марганца или хрома при нагревании: \[ 4\mathrm{HCl} + \mathrm{MnO_2} = \mathrm{MnCl_2} + \mathrm{Cl_2}\uparrow + 2\mathrm{H_2O} \] \[ 16\mathrm{HCl} + 2\mathrm{KMnO_4} = 2\mathrm{MnCl_2} + 2\mathrm{KCl} + 5\mathrm{Cl_2}\uparrow + 8\mathrm{H_2O} \] \[ 14\mathrm{HCl} + \mathrm{K_2Cr_2O_7} = 2\mathrm{CrCl_3} + 2\mathrm{KCl} + 3\mathrm{Cl_2}\uparrow + 7\mathrm{H_2O} \] Фтор, хлор и бром очень ядовиты. Они вызывают паралич дыхания, поражают кожу и слизистую оболочку глаз. Хлор — первое боевое отравляющее вещество, которое применили германские войска в Первую мировую войну. Химические свойства галогенов. Для галогенов наиболее характерны окислительные свойства.
- Галогены взаимодействуют с металлами с образованием солей — галогенидов. Напомним, что сам термин «галогены» (от греч. halos — соль, genes — рождающий) дословно переводится как «рождающие соли». Даже металлы средней активности, такие, как железо, горят в атмосфере хлора (рис. 15): \[ 2\mathrm{Fe} + 3\mathrm{Cl_2} = 2\mathrm{FeCl_3} \] Иод — более слабый окислитель, чем фтор, хлор и бром, поэтому для его реакции с металлами требуется нагревание или присутствие катализатора. В качестве катализатора реакции иода с алюминием выступает обыкновенная вода (рис. 16): \[ 2\mathrm{Al} + 3\mathrm{I_2} \xrightarrow{\mathrm{H_2O}} 2\mathrm{AlI_3} \] [Рисунок справа: цилиндр с реакцией железа с хлором; подпись «Рис. 15. Реакция железа с хлором».]
[Сверху обрезано:] ... чёрного порошка, попадая в атмосферу хлора, сгорает красными искрами-звёздочками: \[ 2\mathrm{Sb} + 5\mathrm{Cl_2} = 2\mathrm{SbCl_5} \] 2. Одна из важнейших реакций галогенов — их взаимодействие с водородом. В результате образуются летучие водородные соединения — галогеноводороды с общей формулой \( \mathrm{HHal} \), например: \[ \mathrm{H_2} + \mathrm{Cl_2} = 2\mathrm{HCl} \] Иод с водородом реагирует только при нагревании, причём реакция обратима: \[ \mathrm{H_2} + \mathrm{I_2} \rightleftarrows 2\mathrm{HI} \] 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: \[ 2\mathrm{KI} + \mathrm{Br_2} = 2\mathrm{KBr} + \mathrm{I_2} \] Хлор, в свою очередь, способен вытеснять из растворов солей как иод, так и бром: \[ 2\mathrm{KI} + \mathrm{Cl_2} = 2\mathrm{KCl} + \mathrm{I_2} \] \[ 2\mathrm{KBr} + \mathrm{Cl_2} = 2\mathrm{KCl} + \mathrm{Br_2} \] А вот фтор в подобную реакцию брать нельзя, так как он настолько активен, что реагирует даже с водой (рис. 17): \[ 2\mathrm{H_2O} + 2\mathrm{F_2} = 4\mathrm{HF} + \mathrm{O_2} \] 4. Галогены, как и некоторые другие неметаллы, способны реагировать с растворами щелочей. Важно запомнить, что состав продуктов реакции зависит от температуры. При 20 °C от одного атома галогена к другому переходит только один электрон: \[ \mathrm{Br_2} + 2\mathrm{NaOH} = \mathrm{NaBr} + \mathrm{NaBrO} + \mathrm{H_2O} \] [Под формулами: бромид натрия; гипобромит натрия.] [Рисунок слева: фиолетовый дым над чашей; подпись «Рис. 16. Взаимодействие иода с алюминием». Рисунок ниже: струя газа направлена на воду, голубое пламя; подпись «Рис. 17. Струя фтора, направленная на поверхность воды, вызывает появление голубого пламени».]
При повышении температуры окисление атома галогена протекает уже до степени окисления +5: \[ 3\mathrm{Br_2} + 6\mathrm{NaOH} = 5\mathrm{NaBr} + \mathrm{NaBrO_3} + 3\mathrm{H_2O} \] [Под формулами: бромид натрия; бромат натрия.] Биологическая роль и применение галогенов. Галогены играют важную роль в жизнедеятельности живых организмов; также их используют во многих отраслях промышленности. Фтор участвует в формировании зубной эмали, придающей зубам твёрдость, поэтому в состав многих зубных паст входят соединения этого галогена. Важное значение имеет фтор и в промышленном производстве: это его соединение — политетрафторэтилен (запатентованное название — тефлон). Это уникальный полимерный материал. Он устойчив к действию практически всех веществ и в то же время очень гладкий. Спектр его применения очень широк: от сковородок до медицинских имплантатов. Хлор относят к макроэлементам. В живых организмах он содержится в виде солей — около 0,25 %. Хлорид-ионы обеспечивают водно-солевой обмен, поддерживают внутриклеточное давление. Соляная кислота входит в состав желудочного сока, играя важнейшую роль в процессе пищеварения: она поддерживает определённый уровень кислотности, необходимый для расщепления пищевых веществ, губительно действует на болезнетворные микроорганизмы. По масштабам промышленного применения хлор превосходит все остальные галогены (рис. 18). Хлор и его соединения необходимы для отбеливания тканей и бумаги. С использованием хлорсодержащих веществ производят пластмассы, каучуки, красители, растворители, лекарственные препараты. Соединения хлора — эффективные препараты для борьбы с сельскохозяйственными вредителями, в больших количествах соединения хлора используют для обеззараживания (хлорирования) питьевой воды. Бром (в форме бромид-ионов) участвует в формировании тканей у животных и в некоторых реакциях клеточного иммунитета. Ионы брома оказывают тормозящее влияние на центральную нервную систему, поэтому препараты брома раньше использовали в качестве успокоительных средств. Сейчас соединения брома в медицине практически не используют в связи с их нейротоксическим действием. Соединения брома используют в нефтедобыче, для противопожарной пропитки деревянных конструкций, в качестве средств защиты растений от сельскохозяйственных вредителей. Иод относят к микроэлементам. В организме человека содержится \(4 \cdot 10^{-5}\) % иода, из них больше половины находится в щитовидной железе — в состав гормонов тироксина и трийодтиронина. Недостаток иода в пище снижает выработку гормонов щитовидной железы и приводит к тяжёлым заболеваниям. Ведь эти гормоны регулируют мышечную деятельность, работу сердца и мозга, влияют на аппетит и пищеварение. Спиртовой раствор иода, известный под названием «иодная настойка», применяют для обработки небольших ран.
На четырёх фото — страницы учебника химии по теме «Общая характеристика элементов VIIA-группы — галогенов». Кратко:
Фото 1 — начало параграфа. Перечислены галогены: фтор, хлор, бром, иод, астат и теннессин. Объяснено строение их атомов: на внешнем уровне 7 электронов, поэтому галогены — сильные окислители и обычно принимают один электрон (степень окисления –1). Указано, что высшая степень +7 возможна не у всех: фтор её не проявляет. Далее — нахождение в природе и минералы: флюорит, криолит, галит, сильвин; есть фотографии кристаллов.
Фото 2 — простые вещества галогенов и их свойства. Сказано, что фтор и хлор при обычных условиях — газы, бром — тяжёлая красно-коричневая жидкость, иод — твёрдое вещество с металлическим блеском. Приведены способы получения фтора и хлора, отмечена их ядовитость. Начаты химические свойства: реакции с металлами, например с железом и алюминием.
Фото 3 — продолжение химических свойств галогенов: реакции с водородом, вытеснение иода и брома более активными галогенами, реакция фтора с водой, взаимодействие со щелочами. Показаны рисунки опытов: взаимодействие иода с алюминием и струя фтора над водой.
Фото 4 — окончание темы. Приведено уравнение реакции брома со щёлочью при нагревании, затем рассказ о биологической роли и применении галогенов: фтор — зубная эмаль и тефлон; хлор — водно-солевой обмен, желудочный сок и промышленность; бром — нервная система, нефтедобыча и защита растений; иод — гормоны щитовидной железы и иодная настойка.
Что важно понять: у всех галогенов по 7 внешних электронов, поэтому они стремятся принять один электрон и работают как окислители. При движении от фтора к астату радиус атома увеличивается, а окислительная способность уменьшается: фтор — самый сильный окислитель, иод — более слабый.
Обсуждение
4 сообщениянапиши этот параграф как конспет
Конспект: Галогены — элементы VIIA-группы
1. Состав группы
Галогены: F — фтор, Cl — хлор, Br — бром, I — иод, At — астат, Ts — теннессин.
- Астат и теннессин — радиоактивные, в природе практически не встречаются (теннессин получен искусственно).
2. Строение атомов
- На внешнем энергетическом уровне — 7 электронов (\(ns^2np^5\)).
- До завершения уровня не хватает одного электрона → галогены сильные окислители, чаще всего принимают 1 электрон.
- Типичная степень окисления в соединениях — −1.
- В соединениях с более электроотрицательными элементами (в основном с кислородом) проявляют +1, +3, +5, +7.
- Фтор +7 не проявляет — он самый электроотрицательный элемент.
Закономерность: от F к I радиус атома растёт, притяжение внешних электронов слабеет → окислительная способность уменьшается. Фтор — сильнейший окислитель среди всех элементов.
3. Нахождение в природе
В свободном виде не встречаются — только в составе соединений (солей):
| Минерал | Формула |
|---|---|
| Флюорит (плавиковый шпат) | \(\mathrm{CaF_2}\) |
| Криолит | \(\mathrm{Na_3AlF_6}\) |
| Галит (каменная соль) | \(\mathrm{NaCl}\) |
| Сильвин | \(\mathrm{KCl}\) |
4. Простые вещества и физические свойства
| Галоген | Формула | Агрегатное состояние | Цвет |
|---|---|---|---|
| Фтор | \(\mathrm{F_2}\) | газ | бледно-жёлтый |
| Хлор | \(\mathrm{Cl_2}\) | газ | жёлто-зелёный |
| Бром | \(\mathrm{Br_2}\) | жидкость | красно-коричневый, тяжёлый |
| Иод | \(\mathrm{I_2}\) | твёрдое | тёмно-серый с металлическим блеском |
- Все галогены ядовиты, имеют резкий запах, раздражают дыхательные пути.
- Молекулы двухатомные (\(\mathrm{Г_2}\)), связь ковалентная неполярная.
5. Получение
- Фтор — электролиз расплава или раствора фторидов (из-за высокой активности его нельзя получить химическим вытеснением).
- Хлор — электролиз раствора \(\mathrm{NaCl}\), окисление \(\mathrm{HCl}\) или \(\mathrm{NaCl}\) оксидом марганца(IV), реакция с концентрированной соляной кислотой:
\[ \mathrm{MnO_2 + 4HCl \rightarrow MnCl_2 + Cl_2\uparrow + 2H_2O} \]
6. Химические свойства
а) С металлами — с образованием галогенидов
\[ \mathrm{2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3} \]
\[ \mathrm{2Al + 3I_2 \rightarrow 2AlI_3} \]
Реакция алюминия с иодом идёт бурно, если добавить каплю воды — она играет роль катализатора.
б) С водородом — с образованием галогеноводородов
\[ \mathrm{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2HCl} \]
Активность падает от фтора к иоду: с фтором реакция идёт со взрывом, с иодом — обратимо и только при нагревании.
в) Вытеснение менее активного галогена
Более активный галоген вытесняет менее активный из его солей:
\[ \mathrm{2NaBr + Cl_2 \rightarrow 2NaCl + Br_2} \]
\[ \mathrm{2KI + Cl_2 \rightarrow 2KCl + I_2} \]
г) Взаимодействие с водой
Фтор реагирует с водой с выделением кислорода (не так, как остальные):
\[ \mathrm{2F_2 + 2H_2O \rightarrow 4HF + O_2} \]
Хлор в воде частично растворяется с образованием хлорной воды (смесь \(\mathrm{Cl_2}\), \(\mathrm{HCl}\), \(\mathrm{HClO}\)).
д) Со щелочами
\[ \mathrm{Cl_2 + 2NaOH \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O} \]
При нагревании брома со щёлочью образуются соли двух кислот:
\[ \mathrm{3Br_2 + 6KOH \rightarrow 5KBr + KBrO_3 + 3H_2O} \]
7. Биологическая роль и применение
| Элемент | В организме | Применение |
|---|---|---|
| Фтор | входит в состав зубной эмали и костей | фторирование воды, тефлон, хладагенты |
| Хлор | водно-солевой обмен, желудочный сок (\(\mathrm{HCl}\)) | обеззараживание воды, отбеливание, получение пластмасс |
| Бром | работа нервной системы | нефтедобыча, средства защиты растений, лекарства |
| Иод | гормоны щитовидной железы | иодная настойка (антисептик), пищевые добавки |
Главное в одном предложении
Галогены — элементы с 7 внешними электронами, поэтому они жадно принимают один электрон и работают как окислители; от фтора к иоду их окислительная сила падает, а все типичные свойства — реакции с металлами, водородом, вытеснение более слабых галогенов — подчиняются этому правилу.
кратко
Галогены — краткий конспект
Состав: F, Cl, Br, I, At, Ts — элементы VIIA-группы.
Строение: на внешнем уровне 7 электронов → принимают 1 электрон, сильные окислители, типичная степень окисления −1. Высшая +7 у фтора невозможна. От F к I окислительная способность падает, фтор — сильнейший окислитель.
В природе: только в солях — \(\mathrm{CaF_2}\), \(\mathrm{Na_3AlF_6}\), \(\mathrm{NaCl}\), \(\mathrm{KCl}\).
Простые вещества: \(\mathrm{F_2}\) — газ, \(\mathrm{Cl_2}\) — жёлто-зелёный газ, \(\mathrm{Br_2}\) — красно-коричневая жидкость, \(\mathrm{I_2}\) — твёрдый с металлическим блеском. Все ядовиты.
Химические свойства:
- с металлами: \(\mathrm{2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3}\)
- с водородом: \(\mathrm{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2HCl}\)
- вытеснение слабого галогена: \(\mathrm{2NaBr + Cl_2 \rightarrow 2NaCl + Br_2}\)
- фтор с водой: \(\mathrm{2F_2 + 2H_2O \rightarrow 4HF + O_2}\)
- со щелочами: \(\mathrm{Cl_2 + 2NaOH \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O}\)
Применение: фтор — эмаль зубов, тефлон; хлор — обеззараживание воды, желудочный сок; бром — нервная система, нефтедобыча; иод — гормоны щитовидной железы, антисептик.
