Галогены и их соединения

1. Общая характеристика галогенов. Строение атомов и степени окисления галогенов в соединениях. Характер изменения атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду F - At. Характер химических связей галогенов с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний галогенов. Особенности фтора.

1. с. 367-371; 2. с. 338-347; 4. с. 270-271; 7. с. 340-345; 11. с. 415-416.

2. Строение молекул и физические свойства простых веществ галогенов. Характер химической связи в молекулах галогенов. Физические свойства галогенов: агрегатное состояние, температуры плавления и кипения в ряду фтор – астат, растворимость в воде и в органических растворителях.

1. с. 370-372; 2. с. 340-347; 4. с. 271-287; 8. с. 367-370; 11. с. 415-416.

3. Химические свойства галогенов. Причины высокой химической активности галогенов и её изменение по группе. Отношение к воде, растворам щелочей, к металлам и неметаллам. Влияние температуры на состав продуктов диспропорционирования галогенов в растворах щелочей. Особенности химии фтора. Природные соединения галогенов. Принципы промышленных и лабораторных способов получения галогенов. Применение галогенов. Физиологическое и фармакологическое действие галогенов и их соединений на живые организмы. Токсичность галогенов и меры предосторожности при работе с ними.

1. с. 372-374, с. 387-388; 2. с. 342-347; 4. с. 276-287; 7. с.340-345, с. 355; 8. с. 380-382; 11. с. 416-419.

Простые вещества галогены, в отличие от водорода, очень активны. Для них наиболее характерны окислительные свойства, которые в ряду F₂ – At₂ постепенно ослабевают. Самый активный из галогенов - фтор: в его атмосфере самовоспламеняются даже вода и песок ! Галогены энергично реагируют с большинством металлов, с неметаллами, со сложными веществами.

4. Получение и применение галогенов.

1. с. 371-372; 2. с. 345-347; 4. с. 275-287; 7. с.340-345; 8. с. 380-382; 11. с. 416-419.

Все способы получения галогенов основаны на реакциях окисления галогенид-анионов различными окислителями: 2Гал^—1 – 2е^— = Гал

Галогены в промышленности получают электролизом расплавов (F₂ и Cl₂) или водных растворов (Cl₂) галогенидов; вытеснением менее активных галогенов более активными из соответствующих галогенидов (I₂ - бромом; I₂ или Br₂ - хлором)

Галогены в лаборатории получают окислением галогеноводородов (HCl, HBr) в растворах сильными окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, PbO₂, MnO₂, KClO₃); окислением галогенидов (NaBr, KI) указанными окислителями в кислой среде (H₂SO₄).

Бинарные соединения галогенов

1. Соединения с водородом (галогеноводороды). Характер химической связи в молекулах. Полярность молекул. Физические свойства, агрегатное состояние, растворимость в воде. Характер изменения температур плавления и кипения в ряду HF – HI. Ассоциация молекул фтороводорода. Термическая устойчивость галогеноводородов. Реакционная способность. Кислотные свойства, особенности плавиковой кислоты. Восстановительные свойства. Общие принципы получения галогеноводородов: синтез из простых веществ и из галогенидов. Хлороводород и соляная кислота. Физические и химические свойства. Способы получения. Применение соляной кислоты. Роль соляной кислоты и хлоридов в процессах жизнедеятельности. Галогениды.

1. с. 375-382; 2. с. 347-353; 4. с. 272-275, с. 289-292; 7. с.354-545; 8. с. 370-373, с. 374-375; 11. с. 419-420.

2. Соединения галогенов с кислородом.

1. с. 377-380; 2. с. 353-359; 4. с. 292-296; 7. с.350-354; 8. с. 375-376, с. 379; 11. с. 420-423.