Решебник по химии 9 класс Габриелян §11

Атомы всех галогенов (фтор, хлор, бром, иод, астат, теннессин) имеют общее строение: на внешнем энергетическом уровне у них находится семь электронов. Это значит, что до завершения энергетической оболочки им не хватает одного электрона, и все галогены склонны его присоединять, проявляя сильные окислительные свойства. Благодаря этому они легко вступают в реакции, в которых становятся анионами с зарядом –1, например, Cl⁻ или Br⁻. Это и есть главное сходство галогенов.

Различия между атомами галогенов связаны с увеличением радиуса атома и числа энергетических уровней по мере движения сверху вниз в группе. У фтора — два уровня, у хлора — три, у брома — четыре, у иода — пять и так далее. С увеличением атомного радиуса уменьшается электроотрицательность и, как следствие, снижается их окислительная способность. Поэтому фтор — самый сильный окислитель, а иод — наиболее слабый. Также различия в строении отражаются на физических свойствах: фтор и хлор — газы, бром — жидкость, иод — твёрдое вещество.

Таким образом, особенности строения атомов галогенов (число внешних электронов, радиус атома, число энергетических уровней) напрямую влияют на их химические и физические свойства: активность, агрегатное состояние, цвет, способность вытеснять друг друга из соединений, взаимодействие с водородом и металлами.

Галогены — это элементы VIIА-группы Периодической системы. В неё входят фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At) и недавно полученный теннессин (Ts). Все галогены — неметаллы. У них на внешнем энергетическом уровне семь электронов, поэтому для завершения внешней оболочки им не хватает одного электрона. Благодаря этому они проявляют сильные окислительные свойства и склонны присоединять электроны, превращаясь в ионы с зарядом –1. С увеличением атомного радиуса сверху вниз в группе уменьшается электроотрицательность, соответственно, снижается окислительная способность. Фтор — самый электроотрицательный элемент и сильнейший окислитель среди всех галогенов.

Галогены в природе встречаются только в виде соединений, чаще всего в составе минералов или растворёнными в морской воде. Самые распространённые минералы галогенов — галит (NaCl), сильвин (KCl), флюорит (CaF₂), криолит (Na₃AlF₆). В морской воде особенно много соединений хлора и брома, а в бурых водорослях (например, ламинарии) накапливается большое количество иода.

В организме человека галогены играют важную роль. Фтор входит в состав эмали зубов, придаёт ей прочность и защищает от разрушения. Хлор является макроэлементом и регулирует водно-солевой баланс, участвует в образовании соляной кислоты в желудке и поддерживает кислотно-щелочное равновесие. Бром в небольших количествах влияет на нервную систему и функции щитовидной железы. Иод — микроэлемент, необходимый для синтеза гормонов щитовидной железы (тироксина и трийодтиронина), регулирующих обмен веществ. Недостаток иода вызывает тяжёлые заболевания, включая зоб и умственную отсталость.

Галогены — простые вещества, молекулы которых состоят из двух атомов (F₂, Cl₂ и т. д.). При обычных условиях фтор — это светло-жёлтый газ с резким запахом, хлор — жёлто-зелёный газ, бром — тёмно-бурая жидкость, иод — фиолетово-чёрное твёрдое вещество с металлическим блеском. С увеличением атомной массы галогенов их цвет становится темнее, а агрегатное состояние изменяется от газа к жидкости и твёрдому веществу. Плотность также возрастает в том же порядке. Из всех галогенов фтор и хлор наиболее летучи, иод — самый тяжёлый и наименее подвижный.

Иод — это простое вещество с ковалентной неполярной связью между атомами в молекуле I₂. Он имеет молекулярную кристаллическую решётку, характерную для неметаллов с двухатомными молекулами.

Хлорид калия (KCl) — ионное соединение, состоящее из катионов калия K⁺ и анионов хлора Cl⁻. Вещество имеет ионную кристаллическую решётку.

Бромоводород (HBr) — соединение с ковалентной полярной связью между атомами водорода и брома. В твёрдом состоянии HBr имеет молекулярную кристаллическую решётку.

Галогены — очень активные неметаллы, обладающие выраженными окислительными свойствами. Они легко взаимодействуют с металлами с образованием солей — галогенидов, например:

(2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃).

Фтор и хлор способны реагировать с металлами даже при комнатной температуре, тогда как для иода требуется нагревание или катализатор, например, вода:

(2Al + 3I₂ → 2AlI₃).

Галогены также взаимодействуют с водородом с образованием галогеноводородов:

(H₂ + Cl₂ → 2HCl),

но иод реагирует с водородом только при нагревании.

Кроме того, галогены способны вытеснять друг друга из растворов солей, согласно ряду активности: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Например:

(Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂).

Фтор настолько активен, что даже с водой реагирует:

(2H₂O + 2F₂ → 4HF + O₂).

Также галогены реагируют со щелочами, особенно при нагревании, с образованием солей и гипогалогенитов или галогенатов, например:

(Br₂ + 2NaOH → NaBr + NaBrO + H₂O).

При нагревании реакция идёт до степени окисления +5:

(3Br₂ + 6NaOH → 5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂O).

Таким образом, галогены проявляют высокую химическую активность, склонны к образованию ионов и участвуют в окислительно-восстановительных реакциях как окислители.

Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

а)

1. (NaCl + H₂SO₄ → HCl + NaHSO₄)

2. (Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂)

3. (2FeCl₂ + Cl₂ → 2FeCl₃)

4. (AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃)

Ионные уравнения:

4) (Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓)

— Здесь ионное, поскольку реакция между ионами с образованием осадка.

Окислительно-восстановительная:

3) (2Fe²⁺ → 2Fe³⁺) — восстановитель

(Cl₂⁰ → 2Cl⁻) — окислитель

б)

1. (2NaBr + Cl₂ → Br₂ + 2NaCl)

2. (Br₂ + Zn → ZnBr₂)

3. (ZnBr₂ + H₂SO₄ → HBr + ZnSO₄)

4. (2HBr + Cl₂ → 2HCl + Br₂)

5. (3Br₂ + 3NaOH → 5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂O)

Ионные:

1. (2Br⁻ + Cl₂ → Br₂ + 2Cl⁻)

2. (3Br₂ + 6OH⁻ → 5Br⁻ + BrO₃⁻ + 3H₂O)

Электронный баланс для уравнения 5):

Br₂ (0) → Br⁻ (–1) — восстановление

Br₂ (0) → Br⁺⁵ (в составе BrO₃⁻) — окисление

Рассматриваем реакцию:

(2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O)

Рассчитаем массу раствора HCl:

100 мл × 1,12 г/мл = 112 г

Масса HCl в растворе (25%):

112 г × 0,25 = 28 г

Найдём количество вещества HCl:

n(HCl) = 28 г / 36,5 г/моль ≈ 0,767 моль

По уравнению: 16 моль HCl → 5 моль Cl₂

Тогда:

0,767 моль HCl → (5/16) × 0,767 ≈ 0,239 моль Cl₂

Объём Cl₂ (н. у.):

V = 0,239 моль × 22,4 л/моль ≈ 5,35 л

Окончательный ответ:

Объём хлора, который можно получить — 5,35 л (при н. у.).

Уравнение реакции:

(2NaI + Cl₂ → I₂ + 2NaCl)

n(NaI) = 30 г / 150 г/моль = 0,2 моль

По уравнению: из 2 моль NaI → 1 моль I₂

n(I₂) = 0,2 / 2 = 0,1 моль

m(I₂) = 0,1 × 254 = 25,4 г — теоретически

Учёт выхода:

m(реально) = 25,4 × 0,65 = 16,51 г

Ответ: масса иода — 16,5 г (округлённо).

История открытия и изучения хлора — это путь от страха до пользы, от опасного газа до незаменимого помощника в промышленности, медицине и повседневной жизни. Среди всех галогенов хлор особенно интересен тем, что он сочетает в себе мощные химические свойства с широчайшим спектром применения. Именно поэтому я выбрал хлор для подробного рассказа: это вещество, которое одновременно и угрожает, и спасает, и отравляет, и лечит. Такое противоречивое, а значит — заслуживающее внимания.

Хлор (Cl₂) был открыт в 1774 году шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле. Он получил его, нагревая соляную кислоту с марганцевой рудой — пиролюзитом (MnO₂). В то время газ назвали «обезцвечивающим воздухом», так как он отбеливал ткани и растительные красители. Само название «хлор» (от греческого χλωρός — «зеленовато-жёлтый») было предложено позже, в 1810 году английским химиком Хамфри Дэви, который доказал, что это самостоятельный элемент, а не соединение кислорода.

Хлор — это зеленовато-жёлтый ядовитый газ с резким удушающим запахом. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха, не горит и не поддерживает горение. Хлор очень хорошо растворяется в воде, образуя хлорную воду, которая используется как дезинфицирующее средство. Молекула хлора состоит из двух атомов (Cl₂), а на внешнем энергетическом уровне атома находится семь электронов. Это делает хлор активным неметаллом и сильным окислителем, способным принимать один электрон и превращаться в ион Cl⁻. В химических реакциях он легко соединяется с металлами (с образованием солей — хлоридов) и неметаллами (с образованием водородных и кислородсодержащих соединений). Взаимодействие с водородом даёт соляную кислоту (HCl), с натрием — хлорид натрия (поваренную соль).

Особую известность хлор получил в XIX веке благодаря своим отбеливающим свойствам. Он стал основой производства отбеливателей, применяемых в текстильной промышленности. В XX веке хлор начали использовать для обеззараживания воды. Это стало настоящим прорывом в борьбе с эпидемиями: добавление хлора в питьевую воду уничтожает большинство патогенных бактерий и предотвращает распространение холеры, брюшного тифа и других инфекций.

Но у хлора есть и тёмная история. В годы Первой мировой войны хлор стал первым химическим оружием. 22 апреля 1915 года немецкие войска применили его в битве при Ипре. Это стало началом эпохи химической войны. Газ вызывал удушье, химические ожоги лёгких и кожи. После этого человечество стало гораздо осторожнее относиться к этому элементу, а его использование в военных целях было запрещено международными конвенциями.

Несмотря на свою токсичность, хлор имеет огромное значение в промышленности. Он участвует в производстве пластиков (например, ПВХ), синтетических каучуков, растворителей, хлорорганических пестицидов, полимеров и волокон. Соляная кислота, производимая из хлора, используется в металлургии, химическом синтезе, пищевой и текстильной промышленности. В медицине хлор применяется для дезинфекции помещений и инструментов, а также в производстве лекарств.

В быту хлор знаком нам по белизне (гипохлориту натрия), который используется как отбеливатель и дезинфектант. В плавательных бассейнах хлорирование воды — стандартная мера безопасности. Хлор также используется для обработки сточных вод и очистки сточных стоков на промышленных предприятиях.

Таким образом, хлор — один из важнейших химических элементов современности. Его открытие имело огромные последствия как для науки, так и для человечества в целом. Он опасен, но при правильном обращении — чрезвычайно полезен. Выбор именно этого галогена для рассказа объясняется его универсальностью, интересной историей и многообразием применения. Хлор — пример того, как химия может быть и грозной силой, и источником жизни.

В быту соединения хлора занимают важное место. На коллаже представлены изображения, иллюстрирующие повседневное использование таких веществ:

• Бытовая химия: моющие средства, отбеливатели и дезинфицирующие средства на основе гипохлорита натрия, широко используемые для уборки и дезинфекции помещений.

• Средства для обработки воды: хлорирование питьевой воды и воды в бассейнах для уничтожения болезнетворных микроорганизмов.

• Пищевая промышленность: соль (хлорид натрия) как основной консервант и вкусовая добавка.

• Косметические средства: соединения хлора могут входить в состав различных косметических продуктов в качестве консервантов и стабилизаторов.

Эти примеры показывают, как соединения хлора обеспечивают гигиену, безопасность и комфорт в нашей повседневной жизни.

На втором коллаже представлены области промышленности, в которых соединения хлора играют ключевую роль:

• Химическая промышленность: производство поливинилхлорида (ПВХ), пластмасс, растворителей и пестицидов.

• Фармацевтическая промышленность: синтез лекарств, антисептиков и обеззараживающих средств.

• Металлургия: использование хлора и его соединений для очистки и извлечения редких и цветных металлов.

• Текстильная промышленность: отбеливание тканей и изготовление волокон с применением хлорсодержащих соединений.

Таким образом, соединения хлора являются незаменимыми в различных отраслях промышленности, обеспечивая эффективные технологические процессы и производство важнейших продуктов.

Карл Шееле провёл эксперимент, в котором он нагрел пиролюзит (MnO₂) с соляной кислотой (HCl). В результате этой реакции выделился зелёно-жёлтый газ с резким удушающим запахом. Этот газ оказал отбеливающее действие на растительные красители, что сразу привлекло внимание учёного. Шееле заметил, что выделившийся газ не похож на известные ему газы, и сделал вывод, что пиролюзит содержит не железо, как считалось ранее, а какой-то другой элемент. Этот элемент впоследствии оказался марганцем (Mn), а выделившийся газ — хлор (Cl₂).

Уравнение реакции:

(MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O)

Таким образом, эксперимент с взаимодействием пиролюзита и соляной кислоты привёл к открытию хлора и позволил предположить, что пиролюзит содержит неизвестный тогда металл — марганец.