11 класс. Химия. Водород. Галогены.Кислород.Сера

Комментарии преподавателя

1. Положение неметаллов в таблице

Неметаллы – это элементы, образующие простые вещества, которые не обладают типичными металлическими свойствами.

Неметаллы – это элементы с высокой электроотрицательностью (кроме инертных газов), которые располагаются в верхней правой части периодической системы, выше диагонали Ве – Аt. См. Рис. 1.

Водород

Водород – это первый элемент в Периодической системе Д.И. Менделеева. Заряд его атомного ядра – +1, строение электронной оболочки выражается формулой 1s1. Многие особенности свойств водорода связаны с тем, что в его атоме между электроном внешнего энергетического уровня и ядром нет других электронов.

В соответствии со строением электронной оболочки, атом водорода, отдавая один электрон, проявляет степень окисления +1 (образуются ионы Н+). Это позволяет говорить о сходстве водорода со щелочными металлами. Поэтому водород может быть отнесен к главной подгруппе I группы, которую составляют щелочные металлы.

До завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, что характерно также для элементов главной подгруппы VII группы – галогенов. Это обусловливает возможность помещения водорода в VII группу Периодической системы Д.И. Менделеева.

Водород может проявлять степень окисления +1, 0, -1. Степень окисления -1 проявляется в гидридах. Это бинарные соединения водорода с менее электроотрицательными атомами.

Например, это гидрид натрия NaH, гидрид кальция CaH2, силан SiH4, герман GeH4. Но намного чаще водород проявляет степень окисления +1.

2. Строение, получение и химические свойства водорода

Методы получения водорода

Промышленные методы получения

1.  Паровая конверсия метана. Метан входит в состав природного газа. Образуемая смесь водорода и углекислого газа легко разделима.

CH4↑ +2H2O  CO2↑ + 4 H2↑

2. Газификация угля. В данном процессе уголь нагревается от 7000С до 10000С. При этом образуется уголь с большим содержанием углерода и газообразный водород.

3. Электролиз водных растворов солей.

Лабораторные методы получения водорода

1. Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ↑

Все более актуальная задача – это хранение водорода.

Водород можно получать из воды. При его горении выделяется большое количество теплоты, и это один из перспективных источников энергии. Это очень хорошее топливо для автомобилей.

Один из способов хранения водорода – это переведение его в жидкое состояние. Но, чтобы держать его в жидком состоянии, нужны очень высокие давления. А чтобы сдерживать большое давление, нужны толстостенные сосуды, которые очень тяжелые. Поэтому этот метод не очень хорош.

Второй вариант хранения этого газа – это сорбция водорода на платиновых металлах. Этот способ невыгоден, так как платиновые металлы – дорогие.

Третий вариант – это образование комплексных гидридов – соединений, способных обратимо связывать и выделять водород.

Природные изотопы водорода

Водород встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия:

 1H — протий (Н), 2Н — дейтерий (D), 3Н — тритий (T – радиоактивный). Протий и дейтерий являются стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9% и 0,01%. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.  Изотоп водорода 3Н (тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32 лет.

 Тритий содержится в природе в очень малых количествах. Природный водород состоит из молекул H2 и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание чистого дейтерийного водорода D2 ещё меньше. Отношение концентраций HD и D2 примерно 6400:1.

3. Галогены как простые вещества

Галогены (от греч. ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение) – химические элементы VII-й группы главной подгруппы Периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений.

С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F−, Cl−, Br−, I−, At− уменьшается. Электронная конфигурация валентного слоя данных элементов – …ns2np5. Для получения электронной конфигурации благородного газа им не хватает одного электрона, который они получают от других элементов ns2np5 ns2np6.

и существуют в форме аниона Hal-

Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительными степенями окисления. Например, кислородсодержащие кислоты хлора. См. табл. 1.

Табл. 1.

Галогены в природе

Галогены в свободном виде в природе не встречаются из-за своей химической активности. Они входят в состав многих минералов. См. табл. 2.

Минералы фтора	Минералы хлора.

Табл. 2.

Галогены – простые вещества

Рис. 2.

Молекулы галогенов состоят из двух атомов, с ковалентной неполярной связью между ними. Галогенам не присуща аллотропия. Кристаллическая решетка простых веществ галогенов – молекулярная. Фтор – это зеленовато-желтый газ. Хлор – тоже газ желтого цвета. Бром – красно-бурая жидкость. Йод – черно-фиолетовые кристаллы с характерным металлическим блеском. Рис. 2, 3, 4. Температура кипения и плавления галогенов увеличивается по группе сверху вниз. Все эти вещества обладают резким, характерным запахом. Все они вредны для организма.

 

Рис. 3-4.

4. Получение и химические свойства галогенов

Химические свойства галогенов

1. Реагируют с металлами

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,

Активность галогенов уменьшается с увеличением атомного радиуса. Это можно наблюдать  при взаимодействии их с железом.

2. Взаимодействуют с неметаллами (кроме  N2, O2, благородных газов). Свободный хлор очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов.

Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185 кДж.

Галогеноводороды – это типичные кислоты-неокислители. Но так как в их состав входят атомы галогенов в низших степенях окисления, то эти кислоты способны окисляться.

3. Взаимодействие с фосфором

2P + 5F2 → 2PF5

2P + 3Cl2 → 2PCl3

2P + 5Cl2 → 2PCl5

2P + 3Br2 → 2PBr3

2P + 5Br2 → 2PBr5

По мере повышения температуры глубина окисления возрастает.

4. Взаимодействие с графитом

С + 2F2CF4  реагирует только с F2. Остальные галогены не реагируют с простыми веществами, образованными углеродом.

5. Со сложными веществами

5.1. С водой

3F2 + ЗН2О = OF2↑ + 4HF + Н2О2.

2F2 + 2Н2О = 4HF + O2

Cl2 + Н2О ↔HCl + HClO (Хлорная вода)

Br2 + Н2О ↔ HBr + HBrO (Бромная вода)

I2 + Н2О ↔HI + HIO

5.2.   Реагируют со щелочами

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании).

6. Галогены способны вытеснять друг друга из солей галогенидов и галогеноводородов. Более активный галоген вытесняет менее активный. Химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F–At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат ещё менее реакционноспособен, чем йод.

2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2

Качественная реакция на галогениды

Качественная реакция – это реакция, которая позволяет доказать присутствие в пробе того или иного вещества или иона.

При растворении растворимых галогенидов с раствором нитрата серебра выпадают осадки – нерастворимые галогениды серебра. Рис. 5.

NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓ (белый осадок)

NaBr + AgNO3 = NaNO3 + AgBr↓ (желтоватый осадок)

NaI + AgNO3 = NaNO3 + AgI↓ (желтый осадок)                                                             

Рис. 5

Галогениды можно определить также по окраске пламени. Если взять пробу и внести её в пламя горелки, то галогениды  меди окрашивают пламя в зеленый или сине-зеленый цвет.

5. Происхождение названий галогенов

Йод – крахмальная проба. Она заключается в образовании комплексов между молекулой йода и одной из форм крахмала. Эти комплексы окрашены в интенсивный синий цвет. Рис. 6.

Это опыт можно проделать дома, капнув йодом на крахмалсодержащие продукты.

Получение хлора

Получение хлора в лаборатории

В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца помещают кристаллы перманганата калия. Закрывают колбу пробкой с капельной воронкой. В воронку наливается соляная кислота. Соляная кислота приливается из капельной воронки. Сразу же начинается энергичное выделение хлора. Через газоотводную трубку хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух. Рис. 7.

Рис. 7.

2KMnO4 + 16HCI = 2KCI + 2MnCI2 + 5CI2 + 8H2O

Многие соединения галогенов находят применение в нашей жизни. Хлорная известь используется как дезинфицирующее и отбеливающее средство. Бертолетова соль используется при получении спичек. Йод применяется для очистки некоторых металлов и как средство для дезинфекции ран.

ИСТОЧНИКИ

источник видео - http://www.youtube.com/watch?v=Rbdoem4NGBk

http://www.youtube.com/watch?v=ThwnD-ia8jc

http://www.youtube.com/watch?v=XbbXJrVr8wI

http://www.youtube.com/watch?v=bqmLZM3suwI

источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/galogeny0.html

http://prezentacii.com/po_himii/12999-vodorod.html

Файлы