Методический материал по теме: "Алюминий".
методическая разработка по химии (9 класс) по теме

Хим.

Эл.

Строениенаружного

слоя

=> сходство  

Различия:

Встепени

окисления

В  формулах и характере

В строении =>

Rатома

В свойствах хим. элементов

Л.В.С.

Высших

оксидов

Высших

гидроксидов

у

в

е

л

и

ч

и

в

а

е

т

с

я

Сверху вниз

неметал-

лические

св-ва ,ЭО и

окислительные

свойства убывают, а восстанови-

тельные усиливаются

F

2s22p5

-1

HF

фтороводород

---------

-------------

Cl

3s23p53d0

-1, +1,+3,+5,+7

HCl

хлороводород

Cl2+7O7-2

НCl+7О4

хлорная кислота

Br

4s24p54d0

-1, +1,+3,+5,+7

HBr

бромоводород

Br2+7O7-2

Н Br+7О4

бромная кислота

I

5s25p55d0

-1, +1,+3,+5,+7

HI

йодоводород

I2+7O7-2

Н I+7О4

йодная кислота

вывод

ns2 np5  

(nd0)

-1 низшая +7 высшая

 Н+1Э-1

галогено-водороды

Э2+7O7-2

кислот-

ный

оксид

НЭ+7О4

кислотный

гидроксид

Т.к. связь ядра с наружными электронами уменьшается

они становятся более подвижными=> свойства элементов изменяются.

↑↓

↑↓

↑

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑↓

В -во

Получение в промышленности

Получение в лаборатории.

F2

Эл -з расплава KF·HF в свинцовой аппаратуре:

2 KF2К0 + F20↑ (бифторид калия)

__________________________________________

Cl2

Электролиз концентрированного раствора

2NaCl + 2Н2О2NaОН + Cl20↑ + Н20↑

НCl-1 + сильный окислитель→ Cl20↑ + …+…

4 НCl-1+ Mn+4O2 → Cl20 ↑ + Mn+2Cl2-1+ 2 Н2О

16НCl-1 + 2КMn+7О4 →5Cl20↑ + 2 Mn+2Cl2-1 +8Н2О + 2К Cl-1

14НCl-1 + К2Сr2+6О7 →3Cl20↑ + 2 Сr +3Cl3-1 +7Н2О + 2К Cl-1

               (бихромат калия)

Br2

2КBr-1 + Cl20→ 2КCl-1+ Br20

Аналогично получению хлора.

I2

2КI-1 + Cl20→ 2КCl-1+ I20

Аналогично получению хлора.

Галоген

Физические свойства

Нахождение в природе только в виде элемента

Применение

 F2 фтор- перевод с греч.-

Разрушитель

1771г.

К.Шееле

Газ, цвет- светло-жёлтый,

запах- резкий раздражающий,

растворимость- не образует раствор, т.к. окисляет воду

ρ ж=1,513г/мл, tохл.=-1880С,

t зам..=-2200С

 В земной коре ω(F)=0,02%

CaF2-плавиковый шпат(флюорит) 

Na3(AlF6)-криолит

Ca5F(PO4)3-фторапатит

В природной воде в 1л -1мг

В человеке: кости, зубы

1. как элемент для костей и зубов-

Ca4F 2(PO4)2-придает твердость и белизну

2. Суточная потребность F- для человека-2-3мг

3. Получение HF

4. Синтез фторопластов

5. Как окислитель ракетного топлива

6. Фреоны- для холодильных установок

Сl2 хлор-

перевод с греч.-

жёлто-зеленый

1774г.

К.Шееле

Газ, цвет- жёлто-зелёный,

запах- резкий удушливый,

растворимость- ограниченная, образуя «хлорную» воду

ρ ж=3,214г/мл, tсж.= -340С,

t зам..=-1010С

Иногда во время вулканических извержений в виде простого вещества,

В виде элемента:

в земной коре ω(Cl)=0,02%

NaCl-галит (каменная соль)

KCl-сильвин

NaCl · KCl- сильвинит

1.Получение НCl

2.Извлечение Sn из белой жести

3. Обеззараживание питьевой воды: 1,5г Сl2 на 1м3 вода

4.Противоядье на Н2S

5.Органический синтез

6. Дезинфекция

7. Отбеливание

Br2 бром-

перевод с греч.-

зловонный

1826г.

А.Балар

жидкость, цвет- темно-бурый,

запах- резкий удушливый, пары токсичны

растворимость- ограниченная, образуя «бромную» воду, хорошо растворяется в органических растворителях

ρ ж=3,123г/мл, tпл.=-7,10С,

t кип..=-58,930С

В виде элемента: морская вода (на 1м3 воды 66г Br)

В отложении хлоридов в виде NaBr, KBr, MgBr2.

1.Органический синтез: бромпроизводные – успокаивающие лекарства.

2. Лакокрасочная промышленность

3. Органический синтез

I2 йод-

перевод с греч.-

фиолетовый

1811г.

Б.Куртуа

твёрдый, кристаллический

 цвет- темно-серый с металлическим блеском, пары фиолетовые,

запах- пары токсичны

растворимость- ограниченная, почти не образует  «йодную» воду, хорошо растворяется в органических растворителях: спирте и т.д.

ρ ж=4,930г/мл, tпл.=113,70С,

t кип..=184,50С

KIO3 и KIO4 в залежах селитры, подземных буровых водах, в морских растениях.

1.Спиртовая настойка (5% р-р I2 в спирте)

2. Лучевая терапия

3. Иодирование.

Простые вещества в реакции с галогенами всегда восстановители

Примеры

1. Взаимодействуют с металлами

при t0C (F2 без температуры), икл. Au и Pt

2Fe0 + 3Br202Fe+3Br3-1               Са0 + Cl20Са+2Cl2-1

2Al0 + 3 I20 2Al+3 I3-1

2. Взаимодействуют с неметаллами

при t0C, электроотрицательность которых меньше.

F2 реагирует за искл. N2 и алмаза со всеми неметаллами, даже с инертными газами.

а) с водородом

Н20 + Cl20 2 Н+1Cl-1 + Q                  Н20 + I20 2 Н+1I-1 - Q

б) с серой, фосфором, кремнием, углеродом, степень окисления неметаллов может быть как высшей, так и средней

2 Cl20 + S0 S+4 Cl4-1    (S+6Cl6-1)

3 Cl20+ 2P0 2P+3 Cl3-1 (P+5 Cl5-1)

в) с инертными газами реагирует только F2

F20 + Xe0  Xe+2F2-1          (Xe+4F4-1,  Xe+6F6-1)

В реакциях со сложными веществами галогены могут диспропорционировать, редко могут быть окислителями, иногда I20 – м. б. восстановителем

Примеры

1.Взаимодействуют с водой плохо, диспропорционируя, образуя «хлорную» воду, «бромную» воду.  F20 воду окисляет.

Cl20 + Н2О(НCl-1 + НCl+1О) хлорная вода

2F20 +   2Н2О-2 4Н F-1↑ + О20↑

2. Галогены вытесняют друг друга из растворов солей галогенидов. Активность вытеснения в ряду

F   >   Cl    >  Br  >   I  снижается

F20 + 2Na Cl-12NaF-1 + Cl20↑

Cl20 + 2NaBr-1 2NaCl-1 + Br20

Br20 + 2NaI-1  2NaBr-1 + I20

Br20+ 2Na Cl-1 не идет, т.к. Cl активнее Br

3. С щелочами галогены диспропорционируют.

*F20 щелочи окисляет

а) Cl20 + 2NaОН(холод.)  NaCl-1 +NaCl+1О + Н2О

     |_жавелевая вода__________________|

3Cl20 + 6КОН(горяч.) 5КCl-1 + КCl+5О3 + 3Н2О

*б)2Cl20+2Са(ОН)2(порошок)Са(Cl+1О)2+СаCl2-1+ 2Н2О

 Cl20+      Са(ОН)2(порошок) Са(Cl+1О)Cl-1 +Н2О

                                         [хлорная или белильная известь]

Cl20+2Са(ОН)2(порошок) СаCl2-1+ Са(Cl+7О4)2+Н2О

*в) 2F20+ 2NaО-2Н(холод.) 2 NaF-1 + Н2О + О+2F2-1

4*. С некоторыми солями галогены диспропорционируют

3Br20 + 3Na2СО3 5NaBr-1 + NaBr+5О3 + 3СО2

5*. С некоторыми сложными веществами (восстановителями) все галогены проявляют окислительные свойства

а) с угарным газом

Cl20 + С+2О С+4ОCl2-1 (фосген)

б) с сероводородом

I20 + Н2 S-2 2Н I-1 + S0

в) с раствором сернистого газа

I20 + S+4О2 + +2 Н2О  Н2 S+6О4 + 2Н I-1

6*. С сильными окислителями I20 иногда может проявлять восстановительные свойства.

 С концентрированной и разбавленной азотной кислотой.

3 I20 + 10НN+5О3  6Н I+5О3 +10 N+2О + 2 Н2О

7**. Все галогены взаимодействуют с органическими веществами.

Cl20 + СН4 СН3 Cl + НCl (реакция замещения)

Br20 + СН2= СН2СН2-СН2 (реакция присоединения)

                                    |        |

                                   Br     Br

↓↑

↓↑

↓↑

↓↑

Т.к. галогены находятся в низшей степени окисления, то их наружный слой завершен => брать электроны не могут => только отдают электроны  => все Л.В.С. восстановители. 

Оглавление

НCl- хлороводород

НCl- кислота ( хороводородная или соляная)

1.Физические свойства

Газ, без цвета , резкий запах , в 1,3 раза тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде.

Бесцветная жидкость, концентрированная  соляная кислота «дымит» на воздухе, максимальная ω= 35-36%, при этой концентрации ρ= 1,180г/см3 

2. Получение в

а)промышленности

б) лаборатории

Н20 +Cl202Н+1Cl-1+ Q 2NaCl(тв)+Н2SО4(конц)Na2SО4+

+2 НCl                                 

(можно NaНSО4 вместо Na2SО4)

Растворение НClв воде

Растворение НClв воде

3. Химические свойства.

Только восстановительные свойства

а) Взаимодействует с О20

2Н+1Cl-1 + 4О20(изб.)  

Cl2+7О7-2 + Н2О

4Н+1Cl-1+О20

2Cl20+2Н2О-2

I. Кислотные свойства

а) Взаимодействует с Ме (стоящими в ряду напряжения до Н2)

Fe0 +2 НCl  Fe+2Cl2-1 + Н20 

б) Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами

CuO + 2НCl  CuCl2 + Н2О

в) Взаимодействует с щелочами, нерастворимыми основаниями, амфотерными гидроксидами, аммиаком

Fe2О3 + 6 НCl2FeCl3 + 3Н2О

г) Взаимодействует с некоторыми солями

СаСО3+ 2НClСаCl2 + Н2О + СО2

*II. Восстановительные свойства, проявляются

 в реакциях с сильными окислителями.( НCl- концентрированная)

16НCl-1 + 2КMn+7О4 →5Cl20↑ + 2 Mn+2Cl2-1 +8Н2О + 2К Cl-1

14НCl-1 + К2Сr2+6О7 →3Cl20↑ + 2 Сr +3Cl3-1 +7Н2О + 2К Cl-1

6НCl-1 + КCl+5О3 КCl-1 + 3Cl20  + 3Н2О

4НCl-1 +Са(Cl+1О)2 СаCl2-1 + 2 Cl20 + 2Н2О

4. Применение

Получение соляной кислоты

В химической промышленности для получения её солей (ВаCl2, ZnCl2 и т.д.). Обработка руд, травление металлов. В пищевой промышленности, медицине, химическом синтезе