Выполни страницы 112-117 задания про галогены

Кратко: на с. 112–117 нужно заполнить блок «Галогены» — строение атома и молекулы, физические и химические свойства, получение и применение, затем тесты и уравнения. Ниже — ответы по порядку. На с. 112 ещё есть № 8–9 по водороду — привожу их кратко, чтобы страница была закрыта.

С. 112

№ 8. Три изотопа водорода:

• протий \({}^1_1\mathrm{H}\) — знак H;
• дейтерий \({}^2_1\mathrm{H}\) — знак D;
• тритий \({}^3_1\mathrm{H}\) — знак T.

№ 9. План презентации «Применение тяжёлых изотопов водорода»:

1. Что такое тяжёлые изотопы водорода.
2. Дейтерий и тритий: получение и свойства.
3. Тяжёлая вода, её применение.
4. Изотопные метки в науке и медицине.
5. Термоядерная энергетика и безопасность.

Галогены. 1. Строение атомов.

• Внешний электронный слой: \(ns^2np^5\), всего 7 электронов, один неспаренный.
• Радиус атома \(R\): ↑ от F к I.
• Восстановительные свойства: ↑ от F к I.
• Степень окисления F в соединениях: −1; у остальных галогенов: −1, а также +1, +3, +5, +7.

2. Строение молекулы.

• Молекула галогена, например \(\mathrm{Cl_2}\), образована за счёт ковалентной неполярной химической связи.
• Молекулярная формула: \(\mathrm{Cl_2}\) (общая — \(\mathrm{Г_2}\)).
• Электронная формула \(\mathrm{Cl_2}\): у каждого атома Cl три неподелённые пары и одна общая; схематично \(:\ddot{\mathrm{Cl}}-\ddot{\mathrm{Cl}}:\).
• Структурная формула: \(\mathrm{Cl-Cl}\).

С. 113

3. Физические свойства.

• Все галогены — простые вещества имеют молекулярную кристаллическую решётку.
• От \(\mathrm{F_2}\) к \(\mathrm{Cl_2}\):
  • интенсивность цвета ↑;
  • плотность ↑;
  • металлические свойства ↑;
  • неметаллические свойства ↓.
• Агрегатное состояние при обычных условиях:
  • \(\mathrm{F_2}\) — газ;
  • \(\mathrm{Cl_2}\) — газ;
  • \(\mathrm{Br_2}\) — жидкость;
  • \(\mathrm{I_2}\) — твёрдое вещество.

4. Химические свойства. Наиболее характерны окислительные свойства.

К металлам: \[ 2\mathrm{Na}+\mathrm{Cl_2}\to 2\mathrm{NaCl} \] \[ \mathrm{Ca}+\mathrm{Cl_2}\to \mathrm{CaCl_2} \] \[ 2\mathrm{Fe}+3\mathrm{Cl_2}\to 2\mathrm{FeCl_3} \]

В свете ОВР: \[ \mathrm{Cl_2^0}+2e^-\to 2\mathrm{Cl^{-1}} \] хлор — окислитель, металлы — восстановители: \[ \mathrm{Na^0}-e^-\to \mathrm{Na^{+1}},\quad \mathrm{Ca^0}-2e^-\to \mathrm{Ca^{+2}},\quad \mathrm{Fe^0}-3e^-\to \mathrm{Fe^{+3}}. \]

С. 114

С водородом: \[ \mathrm{H_2}+\mathrm{F_2}\to 2\mathrm{HF}+Q \] \[ \mathrm{H_2}+\mathrm{Cl_2}\to 2\mathrm{HCl}+Q \] \[ \mathrm{H_2}+\mathrm{Br_2}\to 2\mathrm{HBr}+Q \] \[ \mathrm{H_2}+\mathrm{I_2}\rightleftharpoons 2\mathrm{HI}-Q \]

Скорость реакции \(V_{\mathrm{р}}\) ↓: от F к I окислительная активность галогенов уменьшается, а реакция с иодом обратима.

С растворами солей: \[ \mathrm{Cl_2}+2\mathrm{KBr}\to 2\mathrm{KCl}+\mathrm{Br_2} \] \[ \mathrm{Br_2}+2\mathrm{NaI}\to 2\mathrm{NaBr}+\mathrm{I_2} \]

Исключение: \[ 2\mathrm{F_2}+2\mathrm{H_2O}\to 4\mathrm{HF}+\mathrm{O_2} \] Фтор окисляет воду, поэтому не вытесняет галогены из растворов солей.

С фосфором: \[ 2\mathrm{P}+3\mathrm{Cl_2}\to 2\mathrm{PCl_3} \] при избытке хлора: \[ 2\mathrm{P}+5\mathrm{Cl_2}\to 2\mathrm{PCl_5}. \]

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

С. 115

Примеры галогенидов металлов IA и IIA групп:

• \(\mathrm{NaCl}\) — хлорид натрия; поваренная соль, галит.
• \(\mathrm{KCl}\) — хлорид калия; сильвин.
• \(\mathrm{CaF_2}\) — фторид кальция; флюорит, плавиковый шпат.
• \(\mathrm{MgCl_2}\) — хлорид магния; бишофит.

6. Получение галогенов электролизом.

1. Растворов галогенидов, например NaCl: \[ 2\mathrm{NaCl}+2\mathrm{H_2O}\xrightarrow{\text{эл. ток}} 2\mathrm{NaOH}+\mathrm{H_2}\uparrow+\mathrm{Cl_2}\uparrow \]
2. Расплавов галогенидов: \[ 2\mathrm{NaCl}\xrightarrow{\text{эл. ток}}2\mathrm{Na}+\mathrm{Cl_2}\uparrow \]

7. Применение хлора:

• обеззараживание воды и сточных вод;
• получение соляной кислоты;
• производство хлорной извести и дезинфицирующих средств;
• производство пластмасс, например ПВХ, и растворителей;
• отбеливание тканей и бумаги;
• получение металлов, например титана и магния, хлоридным методом.

С. 116

1. 3) \(\mathrm{Cl_2O_7}\).
   Проверка: \(2x+7\cdot(-2)=0\), \(x=+7\).

2. 1) −1, +1, +3, +5, +7.

3. 3) \(\mathrm{Ca(ClO)_2, KClO_3, HClO_4}\).
   Степени окисления: +1, +5, +7.

4. Самый сильный окислитель-галоген — \(\mathrm{F_2}\), получает степень окисления −1.
   Самый сильный восстановитель — иод \(\mathrm{I_2}\) (или иодид-ион \(\mathrm{I^-}\)), при окислении может получать максимальную степень окисления +7.

5. Это явление возгонки, или сублимации.

6. Из бромида натрия бром можно получить:

   1. электролизом расплава: \[ 2\mathrm{NaBr}\to 2\mathrm{Na}+\mathrm{Br_2} \] (при электролизе раствора: \(2\mathrm{NaBr}+2\mathrm{H_2O}\to 2\mathrm{NaOH}+\mathrm{H_2}+\mathrm{Br_2}\));
   2. реакцией замещения: \[ \mathrm{Cl_2}+2\mathrm{NaBr}\to 2\mathrm{NaCl}+\mathrm{Br_2}. \]

С. 117

7. \[ \mathrm{KClO_3}+6\mathrm{HCl}\to 3\mathrm{Cl_2}+\mathrm{KCl}+3\mathrm{H_2O} \]

Электронный баланс: \[ \mathrm{Cl^{+5}}+5e^-\to \mathrm{Cl^0}\quad |\,1 \] \[ \mathrm{Cl^{-1}}-e^-\to \mathrm{Cl^0}\quad |\,5 \]

Проверка: Cl слева 7, справа \(6+1=7\); H слева 6, справа 6; O слева 3, справа 3.

8. План сообщения о хлоре:

1. Открытие хлора: К. Шееле в 1774 г.; название дал Г. Дэви в 1810 г.
2. Простое вещество \(\mathrm{Cl_2}\): жёлто-зелёный газ, тяжелее воздуха, ядовит.
3. Получение: электролиз растворов и расплавов хлоридов, окисление HCl.
4. Применение: обеззараживание воды, соляная кислота, хлорная известь, ПВХ, растворители.
5. Значение и правила безопасности при работе с хлором.

Соединения галогенов

1. Галогеноводороды \(H\Gamma\).

Для HF:

• электронная формула: \(\mathrm{H{:}\ddot{F}}\) (у атома F три неподелённые пары);
• структурная формула: \(\mathrm{H-F}\);
• химическая связь: ковалентная полярная; между молекулами HF — водородные связи;
• физические свойства: бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде; из-за водородных связей HF кипит выше остальных галогеноводородов;
• водные растворы \(H\Gamma\) — это соответствующие бескислородные кислоты: HF — плавиковая, HCl — соляная, HBr — бромоводородная, HI — иодоводородная.

Прочность молекул \(H\Gamma\) ↓ в ряду HF → HCl → HBr → HI, а сила кислот \(\alpha\) ↑ в этом ряду.

Что понять, чтобы решать похожие

• Вниз по группе галогенов радиус атома растёт, электроотрицательность падает, окислительная способность ослабевает.
• Фтор — исключение: он самый сильный окислитель и в соединениях проявляет только −1.
• Более активный галоген вытесняет менее активный из раствора соли: \(\mathrm{Cl_2 > Br_2 > I_2}\). Фтор с растворами солей не работает, потому что реагирует с водой.
• Электролиз расплава даёт металл и галоген, а электролиз раствора хлорида/бромида натрия — щёлочь, водород и галоген.
• У хлора характерные степени окисления: −1, +1, +3, +5, +7; высшая +7.
• Сила кислот \(H\Gamma\) растёт вниз по группе, потому что связь H–X становится слабее и легче отдаёт \(H^+\).

Я проверил ключевые уравнения по балансу: в реакции с \(\mathrm{KClO_3}\) сходится и число атомов, и электронный баланс.