Вопрос 6. Хлор. Распространение в природе, свойства, получение и применение хлора и его соединений, токсические свойства.

Хлор элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов, третьего периода, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl. Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов.

Простое вещество хлор при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким удушающим запахом и сладковатым, «металлическим» вкусом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами

(заменить Sb на Na)

C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд.

В производстве пластикатов, Использовался как боевое отравляющее вещество.

Вопрос 7. Фтор

Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группы галогенов. Простое вещество фтор при нормальных условиях — двухатомный газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор.

В природе-Относительно богаты фтором чечевица и лук.Содержанием в почве фтор обязан вулканическим газам, за счёт того, что в их состав обычно входит большое количество фтороводорода.

Хим. Св-ва

В атмосфере фтора горят даже вода и платина:

Физ.сво-ва:

Бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит.Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (плавления).

Получение:

Промышленный способ получения фтора включает добычу и обогащение флюоритовых руд, сернокислотное разложение их концентрата с образованием безводного HF и его электролитическое разложение.

Для лабораторного получения фтора используют разложение некоторых соединений, но все они не встречаются в природе в достаточном количестве и их получают с помощью свободного фтора.

 

 

Вопрос 8. Бром.

Бром — элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), четвёртого периода, с атомным номером 35.Обозначается символом Br. Химически активный неметалл, относится к группе галогенов. Простое вещество бром при нормальных условиях — тяжёлая едкая жидкость красно-бурого цвета с сильным неприятным запахом. Молекула брома двухатомна (формула Br2)

В природе

Хим.сво-ва:

Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г в 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной и неустойчивой бромноватистой кислот:

С большинством органических растворителей бром смешивается во всех отношениях, при этом часто происходит бромирование молекул органических растворителей.

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:

Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:

Физ.сво-ва:

При обычных условиях бром — красно-бурая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов).Температура плавления брома — −7,2 °C, кипения — +58,8 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути

Применение

Вещества на основе брома широко применяются в основном органическом синтезе.

«Бромная вода» (водный раствор брома) применяется как реагент для качественного определения непредельных органических соединений.

В технике

Бромид серебра AgBr применяется в фотографии как светочувствительное вещество.

Используется для создания антипиренов — добавок, придающих пожароустойчивость пластикам, древесине, текстильным материалам.

Пентафторид брома иногда используется как очень мощный окислитель ракетного топлива.

1,2-дибромэтан в настоящее время применяют как антидетонирующую добавку в моторном топливе, взамен тетраэтилсвинца.

Растворы бромидов используются в нефтедобыче.

Растворы бромидов тяжёлых металлов используются как «тяжёлые жидкости» при обогащении полезных ископаемых методом флотации.

Многие броморганические соединения применяются как инсектициды и пестициды.

В медицине

В медицине бромид натрия и бромид калия применяют как успокаивающие средства.

В производстве оружия

Со времен Первой мировой войны бром используется для производства боевых отравляющих веществ.

 

 

Вопрос 9. Йод.

Ио́д — элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), пятого периода, с атомным номером 53. Обозначается символом I. Химически активный неметалл, относится к группе галогенов.

Простое вещество иод при нормальных условиях — кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом. Молекула вещества двухатомна (формула I2).

В природе

Иод — редкий элемент. Его кларк — всего 400 мг/т. Однако он чрезвычайно сильно рассеян в природе и, будучи далеко не самым распространенным элементом, присутствует практически везде. Иод находится в виде иодидов в морской воде (20—30 мг на тонну морской воды). Присутствует в живых организмах, больше всего в водорослях (2.5 г на тонну высушенной морской капусты, ламинарии).

Хим.сво-ва

С металламииод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя иодиды:

С водородомиод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя иодоводород:

Иод является окислителем, менее сильным, чем фтор, хлор и бром. Сероводород H2S, Na2S2O3 и другие восстановителивосстанавливают его до иона I−:

Физ.сво-ва

Иод при обычных условиях — твёрдое вещество, чёрно-серые или тёмно-фиолетовые кристаллы со слабым металлическим блеском и специфическим запахом.Пары имеют характерный фиолетовый цвет, так же, как и растворы в неполярных органических растворителях, например, в бензоле — в отличие от бурого раствора в полярном спирте. Слабо растворяется в воде (0,28 г/л), лучше растворяется в водных растворах иодидов щелочных металлов с образованием трииодидов (напр., трииодид калия).При нагревании при атмосферном давлении иод сублимирует (возгоняется), превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении при атмосферном давлении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки иода от нелетучих примесей.

Применение

В криминалистике пары иода применяются для обнаружения отпечатков пальцев на бумажных поверхностях, например, на купюрах.

В технике

Источники света

Иод используется в источниках света:галогеновых лампах — в качестве компонента газового наполнителя колбы для осаждения испарившегося вольфрама нити накаливания обратно на неё.

металлогалогеновых дуговых лампах — в качестве газовой среды разряда используются галогениды ряда металлов, использование различных смесей которых позволяет получать лампы с большим разнообразием спектральных характеристик.

Производство аккумуляторов

Иод используется в качестве компонента положительного электрода (окислителя) в литиево-иодных аккумуляторах для автомобилей.

Лазерный термоядерный синтез

Некоторые иодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах иода (исследования в области лазерного термоядерного синтеза).

Радиоэлектронная промышленность

В последние годы резко повысился спрос на иод со стороны производителей жидкокристаллических дисплеев.

Токсичность

Иод ядовит. Смертельная доза 3 г. Вызывает поражение почек и сердечно-сосудистой системы. При вдыхании паров иода появляется головная боль, кашель, насморк, может быть отёк лёгких. При попадании на слизистую оболочку глаз появляется слезотечение, боль в глазах и покраснение. При попадании внутрь появляется общая слабость, головная боль, повышение температуры, рвота, понос, бурый налёт на языке, боли в сердце и учащение пульса. Через день появляется кровь в моче. Через 2 дня появляются почечная недостаточность и миокардит. Без лечения наступает летальный исход.

 

 

Вопрос 10 .Кислород и его соединения, распространение в природе, свойства, получение и применение.

Элемент второго периода периодической системы химических элементовД. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O.

Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом. Простое веществокислород при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O₂), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Физические свойства

Бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде, жидкий кислород имеет светло-голубой цвет,

t_пл = –219 °С, t_кип = –183 °С.

Получение

1. Промышленный способ – перегонка жидкого воздуха.

2. Лабораторные способы – термическое разложение веществ:

2КМnО₄ = К₂МnО₄ + MnO₂ + O₂

4К₂Сr₂О₇ = 4К₂СrО₄ + 2Cr₂O₃ + 3O₂

2КМО₃=2КМ0₂ + О₂

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ (в присутствии МпО₂)

2Н₂O₂ = 2Н₂О + О₂

Химические свойства

Сильный окислитель, который реагирует со многими простыми и сложными веществами.