Лекция 7 (2015). Элементы XVII (VII A) подгруппы

• Обсуждение общих свойств галогенов.  

• Примеры качественных реакций и их применение.  

• Возможность разобрать цепочки из университетских экзаменов.  

• В химии более ста миллионов веществ.  

• Невозможно запомнить все свойства.  

• Важно понимать тенденции и законы, управляющие свойствами веществ.  

• Использование электронной конфигурации и законов химии.  

• Элементы главной подгруппы седьмой группы.  

• Электронная конфигурация: 1s2 2s2 2p5.  

• Радиус увеличивается с увеличением числа заполненных уровней.  

• Электроотрицательность уменьшается от фтора к йоду.  

• Все галогены имеют степень окисления -1.  

• Фтор имеет степень окисления -1.  

• Хлор может иметь степени окисления +1, +3, +5, +7.  

• У других галогенов устойчивые степени окисления +5 у брома и йода.  

• Все галогены существуют в природе.  

• Фториды и хлориды встречаются в виде минералов.  

• Бром и йод входят в состав морской воды.  

• Простые вещества состоят из двух атомных молекул.  

• Температура плавления и кипения увеличивается от фтора к йоду.  

• Молекулы галогенов поглощают свет, что влияет на их цвет.  

• Фтор - самый сильный окислитель.  

• Хлор, бром и йод можно получить электролизом раствора.  

• Фтор получают электролизом расплава.  

• Хлор получают электролизом из хлорсодержащих газов.  

• Хлор используется для получения соляной кислоты и других химических веществ.  

• Основные промышленные процессы включают получение металлов, пластмасс и удобрений.  

• Основные продукты химической промышленности: металлы, пластмассы и удобрения.  

• Хлор используется для получения хлоропрена и других пластмасс.  

• Бром и йод не используются в таких количествах, но их получают из бромидов и йодидов.  

• Галогены, кроме фтора, хорошо растворяются в органических растворителях.  

• Галогены активно реагируют с металлами и неметаллами.  

• Реакция с водой зависит от условий и активности галогена.  

• Хлор образует хлорную воду, которая является сильным окислителем.  

• Йод практически не реагирует с водой.  

• Бром образует менее концентрированные растворы, чем хлор.  

• В лаборатории хлор получают окислением водородов сильными окислителями.  

• Галогены обладают высокой химической активностью.  

• Галогены хорошо растворимы в воде из-за полярности молекул.  

• Концентрация соляной кислоты в насыщенном растворе составляет около 45%.  

• Галогеноводородные кислоты диссоциируют в воде.  

• В концентрированных растворах степень диссоциации увеличивается.  

• Фторводородная кислота смешивается с водой в любых соотношениях.  

• Галогены проявляют сильные окислительные и восстановительные свойства.  

• Йод является самым сильным восстановителем среди галогенов.  

• Реакция на водороде образует осадки.  

• Хлорид, бромид и иодид образуют прозрачные растворы.  

• Добавление холодной воды к растворам показывает результаты.  

• Оксиды и кислоты являются кислородсодержащими соединениями.  

• Оксид хлора ClO2 - сильный окислитель.  

• Оксиды хлора имеют кислотные свойства.  

• Кислоты хлора существуют в разбавленных растворах.  

• HClO4 - единственная кислота, существующая в чистом виде.  

• Номенклатура кислот и солей хлора.  

• Йод имеет устойчивую степень окисления +5.  

• Кислота HIO3 - сильная кислота.  

• Оксид йода I2O5 - типичный кислотный оксид.  

• Кислородсодержащие соединения воды - сильные окислители.  

• KClO3 - соль, разлагающаяся при нагревании.  

• KClO3 может восстанавливать различные вещества.  

• KClO3 с щавелевой кислотой и серной кислотой образует хлор.  

• Реакция включает диспропорционирование и восстановление.  

• Баланс реакции показывает получение хлора.  

• Рассматриваются соединения, образующиеся при взаимодействии простых веществ.  

• Эти соединения могут быть жидкими, газообразными или твердыми.  

• Они являются сильными окислителями и могут взаимодействовать с водой.  

• При взаимодействии с водой возможны разные процессы, включая гидролиз.  

• При гидролизе могут образовываться кислоты или соли.  

• Добавление щелочи вместо кислот приводит к образованию солей.  

• Обсуждение химических свойств и их применение на практике.  

• Пример цепочки реакций из олимпиады Ломоносова 2014 года.  

• Превращение веществ через различные химические реакции.  

• Превращение вещества через реакции с серной кислотой и щелочью.  

• Получение различных веществ и их взаимодействие.  

• Уравнения реакций для получения нужных веществ.  

• Задача из дополнительного вступительного экзамена 2014 года.  

• Взаимодействие двух простых веществ с образованием жидкости.  

• Массовая доля более тяжелого элемента в жидкости.  

• Определение молярной массы второго элемента.  

• Подбор элементов с подходящей молярной массой.  

• Установление формулы жидкости и ее взаимодействие с гидроксидом натрия.  

• Обсуждение устойчивости степеней окисления.  

• Диспропорционирование при растворении в щелочи.  

• Призыв к участию в олимпиаде Ломоносова 2015-2016 года.  

• Уравнивание реакции для расчета.  

• От +3 до +5 - 2 электрона, от +3 до -1 - 4 электрона.  

• На 1 -1 приходится 2 грамма +5.  

• Три аниона: втор минус, минус, прома три минуса.  

• Втор минус не тестируется электрическим током.  

• Прома плюс семь степени состояния неустойчиво.  

• При электролизе в реакцию вступит только один элемент.  

• Масса выделяющегося дрома - 1.72 грамма.  

• Расчет массы сульфита натрия.  

• Сульфит натрия - сильный восстановитель.  

• Аромат натрия окисляет сульфит натрия.  

• Реакция происходит без участия воды.  

• Знание свойств элементов и простых веществ.  

• Типичные степени окисления.  

• Свойства галогенов и их соединений.  

• Получение карбинов вытеснением.  

• Использование серной кислоты и кальция.  

• Получение ашмара с помощью фосфорной кислоты.  

• Гидролиз фосфора для получения ашмара.  

• Реакция фосфора с водой.  

• Завершение разговора и прощание.