Сегодня разберем урок химии 16 — Галогены. Общая характеристика. Хлор.  Получение свойства и применение хлора и его соединений.

Но сначала, проверим ответы на урок химии 15 – тестовые задания к урокам химии 10-14:

1-3, 2-4, 3-3, 4-4, 5-1, 6-4, 7-1, 8-1, 9-4, 10-1, 11-1, 12-1, 13-1, 14-1, 15-1, 16-3, 17-3, 18-4, 19-3, 20-1, 21-3, 22-4, 23-3, 24-2, 25-4, 26-3, 27-2, 28-2, 29-2, 30-3.

Галогены составляют главную подгруппу седьмой группы периодической таблицы. К ним относятся элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат Аt. На внешнем уровне у них имеется по семь электронов: nS²nP⁵. Фтор является самым электроотрицательным элементом, проявляет степень окисления F^-1. Другие галогены проявляют степени окисления от (-1) до (+7). В свободном состоянии молекулы галогенов двухатомны (F₂), (Cl₂), (Br₂), (I₂) и являются типичными неметаллическими простыми веществами. Фтор и хлор являются газами, бром – жидкость, йод и астат – твердые вещества. Окислительная способность галогенов при переходе от фтора к астату уменьшается, галоген с меньшим порядковым номером всегда вытесняет галоген с большим порядковым номером из бескислородных солей: F₂ + 2KBr → 2KF + Br₂.

Хлор Сl₂. При обычных условиях ядовитый газ зеленовато-желтого цвета. В лабораторных условиях получают по реакциям:

1. MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O
2. 2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂O
3. KClO₃ + 6HCl → KCl + 3Cl₂↑ + 3H₂O

В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия: 2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + Cl₂↑ + H₂↑

Химические свойства. Хлор реагирует со многими веществами:

1. с металлами: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
2. с неметаллами: 2Р + 5Сl₂ → 2PCl₅
3. с водородом: Н₂ + Сl₂ → 2HCl
4. с водой: Cl₂ + H₂O → HCl + HClO  Смесь соляной и хлорноватистой кислот (HClO) кислот называют хлорной водой.
5. При взаимодействии хлора с щелочами на холоду образуются смеси хлоридов и гипохлоридов:

     Сl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O

1. В горячем растворе щелочи протекает реакция:

3Cl₂ + 6KOH → 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

1. Хлор реагирует со многими органическими веществами, например с предельными углеводородами: СН₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl
2. C непредельными углеводородами: С₂Н₂ + 2Cl₂ → C₂H₂Cl₄

Хлор относится к продуктам основного органического синтеза и находит широкое применение в различных отраслях промышленности: для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, обеззараживания питьевой воды, получения хлороводорода. Хлороводород НСl– бесцветный газ с сильным запахом. Хорошо растворяется в воде, водные растворы называют хлороводородной кислотой, а дымяшие концентрированные растворы – соляной кислотой. Получают по реакциям: Н₂ + Сl₂ → 2HCl, NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl (при обычной температуре). При нагревании

 реакция протекает по второй стадии: 2NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HCl. Хлороводородная является сильной минеральной кислотой и обладает всеми свойствами кислот. Наиболее важными кислородсодержащими соединениями хлора являются: HClO – хлорноватистая кислота, ее соли – гипохлориты.

HClO₂ – хлористая кислота, соли – хлориты.

HClO₃ – хлорноватая кислота, соли – хлораты.

HClO₄ – хлорная кислота, соли – перхлораты.

Из солей кислородсодержащих кислот хлора наибольшее значение имеют бертолетова соль (хлорат калия, КClO₃) и хлорная известь – СаОСl₂.

Бертолетову соль используют для получения кислорода в лабораторных условиях, а хлорную известь как отбеливающее и дезинфицирующее средство.

Это был урок химии 16 — Галогены. Общая характеристика. Хлор.  Получение свойства и применение хлора и его соединений.