Выполни страницы 112-117 задания про галогены, только где часть 1

Я взял только разделы с пометкой «Часть I»: с. 112–115 («Галогены») и с. 117 («Соединения галогенов»). Задания «Часть II» на с. 116–117 не включаю.

С. 112–113

8. Изотопы водорода.

• протий: \({}^1_1H\) (или \({}^1H\));
• дейтерий: \({}^2_1H\) (или \({}^2H\), \(D\));
• тритий: \({}^3_1H\) (или \({}^3H\), \(T\)).

У всех по одному протону, но разное число нейтронов: 0, 1 и 2.

9. План презентации «Применение тяжёлых изотопов водорода». Источники: учебник химии, Большая российская энциклопедия, научно-популярные сайты по химии и физике.

1. Что называют тяжёлыми изотопами водорода: дейтерий и тритий.
2. Свойства \(D_2\), \(T_2\) и тяжёлой воды \(D_2O\); чем они отличаются от обычного водорода.
3. Способы получения дейтерия и трития.
4. Применение дейтерия: замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, изотопные метки, дейтерированные растворители, научные исследования.
5. Применение трития: термоядерные исследования, светящиеся составы, радиоизотопные индикаторы, контроль герметичности.
6. Меры безопасности при работе с радиоактивным тритием.
7. Вывод о значении тяжёлых изотопов водорода.

1. Строение атомов.

• Внешний электронный слой галогенов: \(ns^2np^5\). Например, у F: \(2s^22p^5\), у Cl: \(3s^23p^5\).
• Радиус атома \(R\) от F к I увеличивается (↑).
• Восстановительные свойства атомов усиливаются (↑). Но как простые вещества галогены прежде всего окислители; у галогенид-ионов восстановительная способность тоже растёт от \(F^-\) к \(I^-\).
• Степень окисления F в соединениях \(-1\). У остальных галогенов: \(-1\), а также \(+1,+3,+5,+7\). У хлора в кислородных соединениях возможны ещё \(+4\) и \(+6\).

2. Строение молекулы.

• Молекула галогена \(Г_2\) образована за счёт ковалентной неполярной химической связи.
• Молекулярная формула: \(Г_2\), например \(Cl_2\).
• Электронная формула: \(Г:Г\), у каждого атома три неподелённые пары.
• Структурная формула: \(Г-Г\), например \(Cl-Cl\).

3. Простые вещества. Все галогены — простые вещества имеют молекулярную кристаллическую решётку.

От \(F_2\) к \(I_2\):

• интенсивность цвета — ↑;
• плотность — ↑;
• металлические свойства — ↑;
• неметаллические свойства — ↓.

Агрегатное состояние:

• \(F_2\) — газ;
• \(Cl_2\) — газ;
• \(Br_2\) — жидкость;
• \(I_2\) — твёрдое вещество.

4. Химические свойства. Наиболее характерны окислительные свойства.

1. К металлам (рассматриваю на примере хлора): \[ 2Na+Cl_2=2NaCl \] \[ Ca+Cl_2=CaCl_2 \] \[ 2Fe+3Cl_2=2FeCl_3 \]

ОВР:

• \(Na^0-e^-\to Na^+\), \(Cl_2^0+2e^-\to2Cl^-\);
• \(Ca^0-2e^-\to Ca^{2+}\), \(Cl_2^0+2e^-\to2Cl^-\);
• \(Fe^0-3e^-\to Fe^{3+}\), \(Cl_2^0+2e^-\to2Cl^-\).

Хлор — окислитель, металлы — восстановители. С иодом железо даёт \(FeI_2\), а не \(FeI_3\).

2. К водороду: \[ H_2+F_2=2HF \quad (+Q) \] \[ H_2+Cl_2=2HCl \quad (+Q) \] \[ H_2+Br_2=2HBr \quad (+Q) \] \[ H_2+I_2\rightleftharpoons 2HI \quad (-Q) \]

Скорость реакции \(v\) от \(F_2\) к \(I_2\) уменьшается (↓). Причина: ослабевает окислительная способность галогенов; с иодом реакция становится обратимой и эндотермической.

3. К растворам солей: \[ Cl_2+2KBr=2KCl+Br_2 \] \[ Br_2+2NaI=2NaBr+I_2 \]

ОВР:

• \(Cl_2^0+2e^-\to2Cl^-\), \(2Br^--2e^-\to Br_2^0\);
• \(Br_2^0+2e^-\to2Br^-\), \(2I^--2e^-\to I_2^0\).

Более активный галоген вытесняет менее активный. Но фтор — исключение: \[ 2F_2+2H_2O=4HF+O_2 \] Фтор окисляет воду, поэтому не вытесняет галогены из водных растворов солей.

4. К менее электроотрицательным неметаллам: \[ 2P+3Cl_2=2PCl_3 \] при недостатке хлора; \[ 2P+5Cl_2=2PCl_5 \] при избытке хлора.

5. Соединения в природе. В свободном виде галогены не встречаются из-за высокой химической активности. В природе они находятся в виде галогенидов.

С. 114–115

7. Галогениды металлов IA и IIA групп.

• \(NaCl\) — хлорид натрия; поваренная соль, галит.
• \(KCl\) — хлорид калия; сильвин.
• \(MgCl_2\) — хлорид магния; бишофит (в виде кристаллогидрата).
• \(CaF_2\) — фторид кальция; флюорит, плавиковый шпат.
• \(NaBr\) — бромид натрия; встречается в морской воде.

6. Получение галогенов электролизом.

1. Растворов галогенидов, например \(NaCl\): \[ 2NaCl+2H_2O \rightarrow 2NaOH+H_2\uparrow+Cl_2\uparrow \] (электролиз раствора).

2. Расплавов галогенидов, например \(NaCl\): \[ 2NaCl \rightarrow 2Na+Cl_2\uparrow \] (электролиз расплава).

7. Схема «Применение хлора».

1. Обеззараживание питьевой воды и сточных вод.
2. Производство соляной кислоты.
3. Получение хлорной извести, гипохлоритов и хлоридов.
4. Отбеливание бумаги и тканей.
5. Производство пластмасс, например ПВХ, растворителей и других хлорорганических веществ.
6. Получение лекарств, красителей, ядохимикатов; хлорирование руд.

С. 117. «Соединения галогенов». Часть I

1. Галогеноводороды \(HГ\).

• Электронная формула: \(H:Г\), у галогена три неподелённые пары. Например, \(H:\ddot{Cl}:\).
• Структурная формула: \(H-Г\), например \(H-Cl\).
• Химическая связь: ковалентная полярная.
• Физические свойства: бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимы в воде, дымят на воздухе. HF образует водородные связи, поэтому у него аномально высокая температура кипения.
• Водные растворы \(HГ\) — это соответствующие бескислородные кислоты: HF — плавиковая, HCl — соляная, HBr — бромистоводородная, HI — иодоводородная.
• Прочность молекул \(HГ\) в ряду \(HF \rightarrow HCl \rightarrow HBr \rightarrow HI\) уменьшается (↓), а степень диссоциации \(\alpha\), то есть сила кислот, увеличивается (↑).

Проверка: во всех ОВР число отданных и принятых электронов одинаково, уравнения сбалансированы.

Главная логика: у галогенов 7 внешних электронов, им выгодно принять один электрон — поэтому они окислители. Вниз по группе радиус растёт, притяжение электрона слабеет: окислительные свойства уменьшаются, а восстановительные усиливаются. Связь \(H-Г\) вниз по группе ослабевает, поэтому кислоты \(HF \rightarrow HI\) становятся сильнее.