Билет №7

Билет №8

1. Реакция соединения – это реакция, в результате которой из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество.

Реакция разложения – реакции, в которых из одного более сложного вещества образуются два или больше других более простых веществ.

Реакция замещения – реакция, при которой атом или группа атомов замещает другой атом или группу атомом в молекуле или ионе.

Реакция обмена – реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими частями.

Экзотермическая – реакция, протекающая с выделением теплоты (все реакции соединения).

Эндотермическая – реакция, протекающая с поглощением теплоты (разложение).

ОВР – химическая реакция, протекающая с изменением степени окисления элементов. ОВР состоит из двух полуреакций: окисление и восстановление. Окисление – процесс отдачи электронов атомом или ионом. Восстановление – процесс присоединения электронов атомом или ионом. Окислитель – атом или ион, принимающий электрон. Восстановитель – атом или ион, отдающий электрон.

Билет №9

Галогены – представители 7-ой группы А подгруппы (F, Cl, Br, I, At). Все они на ВЭУ имеют 7 электронов. Формула nS²nP⁵. Сверху вниз увеличивается кол-во ЭУ, заряд ядра, радиус атома, восстановительные свойства; уменьшается сила притяжения электрона к ядру, окислительные свойства. Общая характеристика галогенов и хлора  В группу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Эти элементы составляют VII группу периодической системы Д. И. Менделеева. Электронная конфигурация внешнего слоя у атомов этих элементов ns2np5, где n - номер периода. Всего во внешнем электронном слое атомов галогенов 7 электронов, что предопределяет свойство галогенов присоединять электрон. Галогены являются сильными окислителями, непосредственно взаимодействуют почти со всеми металлами и неметаллами, за исключением кислорода, углерода, азота и благородных газов. Связь в галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных - ковалентная. Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада молекул галогенов на атомы - одна из причин их высокой химической активности.  В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F2, Cl2, Br2, I2. Астат - радиоактивный элемент и может быть получен только искусственным путем. От фтора к иоду изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления. С увеличением порядкового номера окислительная способность галогенов в свободном состоянии падает. Поэтому каждый предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами и водородом, например: 2КСl + F2 = 2КF + Cl2 Фтор - самый активный неметалл. Он проявляет только одну степень окисления -1, непосредственно реагирует почти со всеми металлами (даже с золотом и платиной), а также с неметаллами. Раствор фтороводорода в воде называют плавиковой кислотой, а ее соли называются фторидами. Химическим путем фтор получить невозможно, поэтому используется исключительно электролиз. Хлор, бром и иод проявляют степень окисления -1 и +1. Степень окисления -1 наиболее характерна для галогенов. Из-за высокой химической активности галогены в природе существуют только в связанном виде. Хлор впервые был получен в 1774 г. шведским химиком К. Шееле. Хлор - газ желтоватого цвета с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха. Температура плавления - 101°C, кипения - 34,1°C. Неплохо растворим в воде - один объем воды поглощает примерно 2,5 объемов хлора. Хлор очень ядовит. Хлор широко используется в промышленности для отбелки тканей, получения соляной кислоты, белильной извести, ядохимикатов, для обеззараживания питьевой воды.

Cl2 – связь ковалентная неполярная

Химические свойства:

1. Реагирует с водородом

2. Реагирует с металлами

3. Реагирует с водой

4. При нагревании хлор вытесняет бром или йод из их соединений с водородом или металлами.

Физические свойства:

Газ, сжижается, желто-зеленый, резкий удушливый запах.

Получение:

В промышленности:

Получают электролизом, как расплавов, так и растворов хлоридов.

Применение:

Основная форма хлора поступление в организм - хлорид натрия. Он стимулирует обмен веществ, рост волос, придает бодрость и силу.

HCl – соляная кислота входит в состав желудочного сока. Хлор используют в цветной металлургии, в сельском хозяйстве (борьба с вредителями), в военных целях (отравляющие вещества). Применение хлора.

Ежегодно во всем мире получают огромные количества хлора – десятки миллионов тонн. Только в США к концу 20 в. ежегодно путем электролиза получали около 12 млн. тонн хлора (10-е место среди химических производств). Основная его масса (до 50%) расходуется на хлорирование органических соединений – для получения растворителей, синтетического каучука, поливинилхлорида и других пластмасс, хлоропренового каучука, пестицидов, лекарственных средств, многих других нужных и полезных продуктов. Остальное потребляется для синтеза неорганических хлоридов, в целлюлозно-бумажной промышленности для отбеливания древесной пульпы, для очистки воды. В сравнительно небольших количествах хлор используют в металлургической промышленности. С его помощью получают очень чистые металлы – титан, олово, тантал, ниобий. Сжиганием водорода в хлоре получают хлороводород, а из него – соляную кислоту. Хлор применяют также для производства отбеливающих веществ (гипохлоритов, хлорной извести) и обеззараживания воды хлорированием.