Страница 67 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Дайте общую характеристику галогенов на основании их положения в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Галогены — это химические элементы 17-й группы (или VIIA группы по старой классификации) Периодической системы Д. И. Менделеева. К ним относятся фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I) и радиоактивные, малоизученные астат (At) и теннессин (Ts). Положение в таблице позволяет дать им следующую общую характеристику.

Положение в периодической системе и строение атома. Галогены располагаются в 17-й группе, что означает, что на их внешнем электронном уровне находится 7 валентных электронов. Общая электронная конфигурация внешнего слоя атомов галогенов: $ns^2np^5$, где n — номер периода. До завершения внешнего электронного слоя и достижения стабильной конфигурации благородного газа ($ns^2np^6$) им не хватает всего одного электрона. Это определяет их ключевые свойства: высокую химическую активность и ярко выраженный неметаллический характер.

Общие химические свойства. Галогены являются типичными неметаллами и одними из самых сильных окислителей. Их способность легко принимать электрон обуславливает высокую электроотрицательность и окислительную активность. Окислительная способность закономерно уменьшается в группе сверху вниз: от фтора к иоду. Это подтверждается реакциями вытеснения: более активный галоген (расположенный выше в группе) вытесняет менее активный (расположенный ниже) из его солей, например: $Cl_2 + 2KI \rightarrow 2KCl + I_2$. В соединениях с металлами и водородом галогены проявляют свою низшую и наиболее характерную степень окисления -1. Фтор, как самый электроотрицательный элемент, во всех своих соединениях проявляет только степень окисления -1. Остальные галогены (хлор, бром, иод) в соединениях с более электроотрицательными элементами (кислородом, фтором) могут проявлять положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. В свободном виде галогены существуют в форме двухатомных молекул ($F_2, Cl_2, Br_2, I_2$) с ковалентной неполярной связью.

Изменение свойств в группе сверху вниз (от F к I). С увеличением порядкового номера и, соответственно, заряда ядра, в группе наблюдаются закономерные изменения свойств:

• увеличивается радиус атома из-за роста числа электронных слоев;
• уменьшается электроотрицательность (фтор — самый электроотрицательный элемент);
• ослабевают неметаллические свойства и окислительная активность;
• изменяется агрегатное состояние простых веществ при стандартных условиях: фтор ($F_2$) и хлор ($Cl_2$) — газы, бром ($Br_2$) — летучая жидкость, иод ($I_2$) — твердое кристаллическое вещество. Это связано с увеличением молекулярной массы и усилением межмолекулярных ван-дер-ваальсовых сил;
• усиливается цвет простых веществ: от бледно-желтого у фтора до желто-зеленого у хлора, красно-бурого у брома и темно-фиолетового у иода.

Характерные соединения. Галогены образуют летучие водородные соединения состава $HГ$ (галогеноводороды), которые являются газами с резким запахом. Их водные растворы являются кислотами. Сила этих кислот возрастает в ряду $HF < HCl < HBr < HI$. С металлами галогены активно реагируют, образуя соли — галиды (например, $NaCl$, $CaF_2$).

Ответ:

Галогены — это элементы 17-й группы (F, Cl, Br, I, At), являющиеся типичными и очень активными неметаллами. Их положение в Периодической системе определяет наличие 7 валентных электронов (конфигурация $ns^2np^5$), что обуславливает их высокую электроотрицательность и сильные окислительные свойства. В группе сверху вниз (от F к I) радиус атомов увеличивается, а электроотрицательность и окислительная активность уменьшаются. Наиболее характерная степень окисления -1. В виде простых веществ существуют как двухатомные молекулы ($Г_2$). Их физические свойства закономерно изменяются: от газов (фтор, хлор) к жидкости (бром) и твердому телу (иод). Они образуют летучие водородные соединения ($HГ$), водные растворы которых являются кислотами, и соли (галиды) при реакции с металлами.

2. Расскажите о нахождении галогенов в природе. Какова роль этих элементов в жизнедеятельности организмов?

Нахождение галогенов в природе

Галогены (фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At) — это химически очень активные неметаллы, поэтому в свободном (элементарном) состоянии в природе они не встречаются. Они существуют исключительно в виде соединений, преимущественно солей, называемых галидами (или галогенидами). Распространенность галогенов в земной коре убывает от фтора к иоду.

Фтор (F) — самый распространенный галоген в земной коре. Его основные минералы — это плавиковый шпат (флюорит) $CaF_2$, криолит $Na_3AlF_6$ и фторапатит $Ca_5(PO_4)_3F$. Соединения фтора также содержатся в природных водах, почве, костях и зубах животных.

Хлор (Cl) в основном сосредоточен в виде хлорид-ионов ($Cl^−$) в водах морей и океанов (около 1,9% по массе), соленых озерах и подземных водах. Основные минералы хлора — это галит (каменная соль) $NaCl$, сильвин $KCl$ и карналлит $KCl \cdot MgCl_2 \cdot 6H_2O$.

Бром (Br) встречается значительно реже. Он присутствует в виде бромид-ионов ($Br^−$) в морской воде, соляных озерах и подземных рассолах, сопутствуя хлоридам. Собственных минералов бром практически не образует, и его добывают из природных рассолов, где его концентрация выше.

Иод (I) — самый редкий из стабильных галогенов. В небольших количествах в виде иодид-ионов ($I^−$) он содержится в морской воде, но способен накапливаться в некоторых морских организмах, например, в водорослях (ламинарии). Промышленные источники иода — это буровые воды нефтегазовых месторождений и отложения чилийской селитры, где он встречается в виде минерала лаутарита $Ca(IO_3)_2$.

Астат (At) — чрезвычайно редкий и радиоактивный элемент. В природе он существует лишь в ничтожных количествах как промежуточный продукт распада урана и тория, и все его изотопы короткоживущие.

Ответ: В природе галогены из-за своей высокой химической активности встречаются только в виде соединений (галидов), содержащихся в минералах (флюорит, галит), морской воде, подземных рассолах и тканях живых организмов.

Роль этих элементов в жизнедеятельности организмов

Галогены играют важную, хотя и разноплановую, роль в биологических процессах, в основном в виде своих ионов. Как в элементарном виде, так и в избыточных концентрациях ионов они могут быть токсичны.

Фтор (в виде фторид-иона $F^−$) необходим для формирования костной ткани и зубной эмали у позвоночных, включая человека. Он входит в состав фторапатита — вещества, придающего эмали зубов прочность и устойчивость к кислотам, вырабатываемым бактериями, что предотвращает развитие кариеса.

Хлор (в виде хлорид-иона $Cl^−$) является жизненно важным макроэлементом. Он — основной анион внеклеточных жидкостей, участвующий в поддержании водно-солевого баланса и осмотического давления. Хлорид-ионы необходимы для образования соляной кислоты ($HCl$) в желудке, которая обеспечивает пищеварение и защищает от патогенов. Также они играют роль в передаче нервных импульсов.

Бром (в виде бромид-иона $Br^−$) является эссенциальным микроэлементом для животных. Он необходим для синтеза особого типа коллагена (коллаген IV), который является основой базальных мембран — тонких слоев, разделяющих ткани. Бром выступает кофактором фермента пероксидазина, участвующего в этом процессе.

Иод (в виде иодид-иона $I^−$) — незаменимый микроэлемент для позвоночных. Он входит в состав гормонов щитовидной железы (тироксина и трийодтиронина), которые регулируют обмен веществ, рост и развитие организма, в особенности центральной нервной системы. Недостаток иода приводит к серьезным заболеваниям, таким как зоб (увеличение щитовидной железы) и кретинизм (задержка умственного и физического развития).

Астат (At) не имеет установленной биологической роли из-за своей чрезвычайной редкости и высокой радиоактивности, которая делает его крайне токсичным для живых организмов.

Ответ: Галогены в виде ионов являются незаменимыми элементами для живых организмов: хлор поддерживает водно-солевой баланс и пищеварение, фтор укрепляет кости и зубы, иод входит в состав гормонов щитовидной железы, регулирующих метаболизм, а бром участвует в формировании соединительной ткани.

3. Охарактеризуйте физические свойства галогенов. Как изменяется цвет и плотность галогенов в ряду $F_2 - Cl_2 - Br_2 - I_2$?

Галогены — это элементы 17-й группы периодической системы, которые в свободном состоянии образуют простые вещества, состоящие из двухатомных молекул ($F_2$, $Cl_2$, $Br_2$, $I_2$). Атомы в этих молекулах соединены ковалентной неполярной связью, а сами молекулы связаны между собой слабыми межмолекулярными силами (силами Ван-дер-Ваальса).

Физические свойства галогенов закономерно изменяются с увеличением атомного номера. С ростом молярной массы от фтора к иоду усиливаются межмолекулярные взаимодействия, что приводит к повышению температур плавления и кипения. Как следствие, при нормальных условиях изменяется их агрегатное состояние: фтор и хлор — газы, бром — тяжёлая летучая жидкость, а иод — твёрдое кристаллическое вещество. Все галогены ядовиты, имеют резкий удушливый запах и являются плохими проводниками тепла и электричества. Будучи неполярными, они плохо растворяются в воде, но хорошо — в органических растворителях.

В ряду $F_2$ — $Cl_2$ — $Br_2$ — $I_2$ также изменяются цвет и плотность.

Изменение цвета заключается в его углублении и увеличении интенсивности: фтор ($F_2$) — бледно-жёлтый, хлор ($Cl_2$) — жёлто-зелёный, бром ($Br_2$) — красно-бурый, иод ($I_2$) — тёмно-серый с металлическим блеском (его пары фиолетовые).

Плотность галогенов также последовательно возрастает от фтора к иоду. Это связано с тем, что атомная масса элементов растёт значительно быстрее, чем их атомный объём. Например, плотность жидкого брома ($3,12 \text{ г/см}^3$) значительно выше плотности жидкого хлора ($1,56 \text{ г/см}^3$ при температуре кипения), а плотность твёрдого иода ещё выше ($4,93 \text{ г/см}^3$).

Ответ: Галогены — это простые вещества, состоящие из двухатомных молекул ($F_2$, $Cl_2$, $Br_2$, $I_2$). Их общие физические свойства: резкий запах, токсичность, плохая растворимость в воде и низкая электро- и теплопроводность. В ряду от фтора к иоду их агрегатное состояние при н.у. меняется от газообразного к твёрдому. Цвет галогенов становится интенсивнее (от бледно-жёлтого до тёмно-серого), а плотность возрастает.

4. Определите вид химической связи и тип кристаллической решётки в следующих веществах: иод, хлорид калия, бромоводород.

иод

Иод — это простое вещество, образованное атомами неметалла. Его химическая формула — $I_2$. Связь образуется между двумя одинаковыми атомами иода, поэтому разница в электроотрицательности между ними равна нулю. Связь, образованная за счет общей электронной пары, которая в равной степени принадлежит обоим атомам, называется ковалентной неполярной. В твёрдом состоянии иод образует кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы $I_2$. Эти молекулы удерживаются вместе слабыми межмолекулярными силами (силами Ван-дер-Ваальса). Такой тип решётки называется молекулярной кристаллической решёткой.

Ответ: химическая связь — ковалентная неполярная, тип кристаллической решётки — молекулярная.

хлорид калия

Хлорид калия (химическая формула — $KCl$) — это соединение, образованное атомами типичного металла (калий, $K$) и типичного неметалла (хлор, $Cl$). Атом калия (щелочной металл) легко отдает свой валентный электрон, превращаясь в положительно заряженный ион $K^+$. Атом хлора (галоген) легко принимает электрон, становясь отрицательно заряженным ионом $Cl^-$. Связь, возникающая за счет электростатического притяжения между этими противоположно заряженными ионами, называется ионной. В твёрдом состоянии ионы $K^+$ и $Cl^-$ закономерно чередуются в пространстве, образуя ионную кристаллическую решётку, которая характеризуется высокой прочностью и высокими температурами плавления.

Ответ: химическая связь — ионная, тип кристаллической решётки — ионная.

бромоводород

Бромоводород (химическая формула — $HBr$) — это соединение, образованное атомами двух разных неметаллов (водород, $H$, и бром, $Br$). Атомы водорода и брома имеют разную электроотрицательность ($χ(Br) > χ(H)$). Из-за этого общая электронная пара, образующая связь, смещается к более электроотрицательному атому брома. В результате на атоме брома возникает частичный отрицательный заряд ($δ^−$), а на атоме водорода — частичный положительный заряд ($δ^+$). Такая связь называется ковалентной полярной. В твёрдом состоянии бромоводород состоит из полярных молекул $HBr$, которые удерживаются в узлах решётки за счет межмолекулярных (диполь-дипольных) взаимодействий. Такая кристаллическая решётка является молекулярной.

Ответ: химическая связь — ковалентная полярная, тип кристаллической решётки — молекулярная.

5. Охарактеризуйте химические свойства галогенов.

Галогены — это химические элементы 17-й группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. К ним относятся фтор ($F$), хлор ($Cl$), бром ($Br$), иод ($I$) и астат ($At$). В свободном состоянии существуют в виде двухатомных молекул ($F_2, Cl_2, Br_2, I_2$). Галогены являются типичными неметаллами и одними из самых сильных окислителей.

1. Общая характеристика и окислительная активность

На внешнем электронном слое атомы галогенов имеют 7 электронов (электронная конфигурация $ns^2np^5$). Для завершения внешнего слоя до стабильного октета им не хватает одного электрона, поэтому они проявляют высокую склонность к его присоединению, образуя отрицательно заряженные ионы — галидиды ($X^−$). Это и определяет их сильные окислительные свойства.

Окислительная активность галогенов уменьшается в группе сверху вниз, с увеличением атомного радиуса и уменьшением электроотрицательности:

$F_2 > Cl_2 > Br_2 > I_2$

Фтор — самый электроотрицательный элемент и сильнейший окислитель из всех известных химических элементов.

2. Взаимодействие с простыми веществами (металлами и неметаллами)

С металлами: Галогены реагируют с большинством металлов, образуя соли — галогениды. Активность реакции снижается от фтора к иоду. Фтор реагирует со всеми металлами, часто со взрывом. Хлор и бром реагируют со многими металлами при нагревании, иод — с наиболее активными металлами.

Примеры реакций:

$2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl$ (хлорид натрия)

$Mg + Br_2 \rightarrow MgBr_2$ (бромид магния)

С металлами, имеющими переменную степень окисления, более сильные окислители (фтор, хлор) переводят металл в высшую степень окисления, а более слабые (бром, иод) — в низшую.

$2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t} 2FeCl_3$ (хлор окисляет железо до $+3$)

$Fe + I_2 \xrightarrow{t} FeI_2$ (иод окисляет железо до $+2$)

С неметаллами: Галогены взаимодействуют со многими неметаллами, такими как водород, фосфор, сера, кремний. Они не реагируют непосредственно с кислородом, азотом и инертными газами (кроме фтора, который может образовывать соединения с тяжелыми инертными газами).

Реакции с водородом приводят к образованию галогеноводородов ($HX$). Активность реакции падает от фтора к иоду:

$H_2 + F_2 \rightarrow 2HF$ (реакция протекает со взрывом даже в темноте и при низких температурах)

$H_2 + Cl_2 \xrightarrow{h\nu} 2HCl$ (реакция протекает со взрывом на свету по цепному механизму)

$H_2 + Br_2 \xrightarrow{t} 2HBr$ (реакция идет при нагревании)

$H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$ (реакция обратима и идет при сильном нагревании)

Реакции с фосфором:

$2P + 3Cl_2 \rightarrow 2PCl_3$ (в избытке фосфора)

$2P + 5Cl_2 \rightarrow 2PCl_5$ (в избытке хлора)

3. Взаимодействие со сложными веществами

С водой: Характер взаимодействия зависит от галогена. Фтор, как сильнейший окислитель, окисляет воду с выделением кислорода:

$2F_2 + 2H_2O \rightarrow 4HF + O_2$

Хлор, бром и иод в реакции с водой вступают в обратимую реакцию диспропорционирования, образуя две кислоты:

$Cl_2 + H_2O \rightleftharpoons HCl + HClO$ (соляная и хлорноватистая кислоты)

$Br_2 + H_2O \rightleftharpoons HBr + HBrO$ (бромоводородная и бромноватистая кислоты)

Равновесие в этих реакциях смещено влево, особенно сильно в случае с иодом.

Со щелочами: Реакции также являются реакциями диспропорционирования (кроме фтора). Состав продуктов зависит от температуры.

На холоде:

$Cl_2 + 2NaOH \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O$ (образуется гипохлорит натрия)

При нагревании:

$3Cl_2 + 6NaOH \xrightarrow{t} 5NaCl + NaClO_3 + 3H_2O$ (образуется хлорат натрия)

Фтор окисляет гидроксид-ионы:

$2F_2 + 2NaOH_{разб.} \rightarrow 2NaF + OF_2 + H_2O$

4. Взаимовытеснение галогенов

Более активный галоген (расположенный выше в группе) способен вытеснять менее активный (расположенный ниже) из водных растворов его солей (галогенидов).

$Cl_2 + 2KBr \rightarrow 2KCl + Br_2$

$Cl_2 + 2KI \rightarrow 2KCl + I_2$

$Br_2 + 2KI \rightarrow 2KBr + I_2$

Обратные реакции не идут. Например:

$I_2 + 2KCl \rightarrow$ реакция не идет.

Фтор в водном растворе не вытесняет другие галогены, так как он в первую очередь бурно реагирует с водой.

Ответ:

Химические свойства галогенов определяются их высокой окислительной активностью, которая уменьшается в ряду от фтора к иоду. Они взаимодействуют с большинством металлов и многими неметаллами, образуя галогениды. Для хлора, брома и иода характерны реакции диспропорционирования с водой и щелочами. Каждый вышестоящий галоген в периодической таблице способен вытеснять нижестоящие из растворов их солей.

6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

a) $NaCl \rightarrow HCl \rightarrow FeCl_2 \rightarrow FeCl_3 \rightarrow AgCl$

б) $KBr \rightarrow Br_2 \rightarrow ZnBr_2 \rightarrow HBr \rightarrow Br_2 \rightarrow NaBrO_3$

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

a) $NaCl \rightarrow HCl \rightarrow FeCl_2 \rightarrow FeCl_3 \rightarrow AgCl$

1. Получение хлороводорода из хлорида натрия. Реакция обмена, проводимая с концентрированной серной кислотой и твердой солью при нагревании. Поскольку реакция протекает не в водном растворе, ионные уравнения для нее не записываются.

Молекулярное уравнение:
$NaCl(тв.) + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} NaHSO_4 + HCl\uparrow$

Ответ: $NaCl(тв.) + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t} NaHSO_4 + HCl\uparrow$

2. Получение хлорида железа(II) из соляной кислоты. Реакция замещения, протекающая в растворе. Является окислительно-восстановительной реакцией.

Молекулярное уравнение:
$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow$

Полное ионное уравнение:
$Fe^0 + 2H^+ + 2Cl^- \rightarrow Fe^{2+} + 2Cl^- + H_2^0\uparrow$

Сокращенное ионное уравнение:
$Fe^0 + 2H^+ \rightarrow Fe^{2+} + H_2^0\uparrow$

Электронный баланс:
$Fe^0 - 2e^- \rightarrow Fe^{2+}$ | 1 | $Fe$ (железо) - восстановитель
$2H^{+} + 2e^- \rightarrow H_2^0$ | 1 | $H^+$ (ион водорода в составе кислоты $HCl$) - окислитель

Ответ: $Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow$

3. Окисление хлорида железа(II) до хлорида железа(III). Реакция соединения, протекающая в растворе. Является окислительно-восстановительной реакцией.

Молекулярное уравнение:
$2FeCl_2 + Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3$

Полное ионное уравнение:
$2Fe^{2+} + 4Cl^- + Cl_2^0 \rightarrow 2Fe^{3+} + 6Cl^-$

Сокращенное ионное уравнение:
$2Fe^{2+} + Cl_2^0 \rightarrow 2Fe^{3+} + 2Cl^-$

Электронный баланс:
$Fe^{2+} - 1e^- \rightarrow Fe^{3+}$ | 2 | $Fe^{2+}$ (в составе $FeCl_2$) - восстановитель
$Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^{-}$ | 1 | $Cl_2$ (хлор) - окислитель

Ответ: $2FeCl_2 + Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3$

4. Получение хлорида серебра из хлорида железа(III). Реакция ионного обмена в растворе, в результате которой выпадает нерастворимый осадок хлорида серебра.

Молекулярное уравнение:
$FeCl_3 + 3AgNO_3 \rightarrow 3AgCl\downarrow + Fe(NO_3)_3$

Полное ионное уравнение:
$Fe^{3+} + 3Cl^- + 3Ag^+ + 3NO_3^- \rightarrow 3AgCl\downarrow + Fe^{3+} + 3NO_3^-$

Сокращенное ионное уравнение:
$Ag^+ + Cl^- \rightarrow AgCl\downarrow$

Ответ: $FeCl_3 + 3AgNO_3 \rightarrow 3AgCl\downarrow + Fe(NO_3)_3$

б) $KBr \rightarrow Br_2 \rightarrow ZnBr_2 \rightarrow HBr \rightarrow Br_2 \rightarrow NaBrO_3$

1. Получение брома из бромида калия. Реакция замещения в растворе, где более активный галоген (хлор) вытесняет менее активный (бром) из его соли. Является окислительно-восстановительной реакцией.

Молекулярное уравнение:
$2KBr + Cl_2 \rightarrow 2KCl + Br_2$

Полное ионное уравнение:
$2K^+ + 2Br^- + Cl_2^0 \rightarrow 2K^+ + 2Cl^- + Br_2^0$

Сокращенное ионное уравнение:
$2Br^- + Cl_2^0 \rightarrow 2Cl^- + Br_2^0$

Электронный баланс:
$2Br^{-} - 2e^- \rightarrow Br_2^0$ | 1 | $Br^{-}$ (в составе $KBr$) - восстановитель
$Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^{-}$ | 1 | $Cl_2$ (хлор) - окислитель

Ответ: $2KBr + Cl_2 \rightarrow 2KCl + Br_2$

2. Получение бромида цинка из брома. Реакция соединения металла с неметаллом. Является окислительно-восстановительной реакцией.

Молекулярное уравнение:
$Zn + Br_2 \rightarrow ZnBr_2$

Полное ионное уравнение:
$Zn^0 + Br_2^0 \rightarrow Zn^{2+} + 2Br^-$

Сокращенное ионное уравнение совпадает с полным.

Электронный баланс:
$Zn^0 - 2e^- \rightarrow Zn^{2+}$ | 1 | $Zn$ (цинк) - восстановитель
$Br_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Br^{-}$ | 1 | $Br_2$ (бром) - окислитель

Ответ: $Zn + Br_2 \rightarrow ZnBr_2$

3. Получение бромоводорода из бромида цинка. Реакция обмена с нелетучей кислотой, в результате которой образуется осадок и выделяется бромоводород (в виде раствора или газа).

Молекулярное уравнение:
$3ZnBr_2 + 2H_3PO_4 \rightarrow Zn_3(PO_4)_2\downarrow + 6HBr$

Полное ионное уравнение:
$3Zn^{2+} + 6Br^- + 6H^+ + 2PO_4^{3-} \rightarrow Zn_3(PO_4)_2\downarrow + 6H^+ + 6Br^-$

Сокращенное ионное уравнение:
$3Zn^{2+} + 2PO_4^{3-} \rightarrow Zn_3(PO_4)_2\downarrow$

Ответ: $3ZnBr_2 + 2H_3PO_4 \rightarrow Zn_3(PO_4)_2\downarrow + 6HBr$

4. Получение брома из бромоводородной кислоты. Окисление бромид-ионов сильным окислителем, например, диоксидом марганца. Является окислительно-восстановительной реакцией.

Молекулярное уравнение:
$MnO_2 + 4HBr \rightarrow MnBr_2 + Br_2 + 2H_2O$

Полное ионное уравнение (учитывая, что $MnO_2$ - твердое вещество):
$MnO_2(тв.) + 4H^+ + 4Br^- \rightarrow Mn^{2+} + 2Br^- + Br_2 + 2H_2O$

Сокращенное ионное уравнение:
$MnO_2(тв.) + 4H^+ + 2Br^- \rightarrow Mn^{2+} + Br_2 + 2H_2O$

Электронный баланс:
$2Br^{-} - 2e^- \rightarrow Br_2^0$ | 1 | $Br^{-}$ (в составе $HBr$) - восстановитель
$Mn^{+4} + 2e^- \rightarrow Mn^{2+}$ | 1 | $Mn^{+4}$ (в составе $MnO_2$) - окислитель

Ответ: $MnO_2 + 4HBr \rightarrow MnBr_2 + Br_2 + 2H_2O$

5. Получение бромата натрия из брома. Реакция диспропорционирования брома в горячем растворе щелочи. Бром одновременно является и окислителем, и восстановителем. Является окислительно-восстановительной реакцией.

Молекулярное уравнение:
$3Br_2 + 6NaOH \xrightarrow{t} 5NaBr + NaBrO_3 + 3H_2O$

Полное ионное уравнение:
$3Br_2^0 + 6Na^+ + 6OH^- \rightarrow 5Na^+ + 5Br^- + Na^+ + BrO_3^- + 3H_2O$

Сокращенное ионное уравнение:
$3Br_2^0 + 6OH^- \rightarrow 5Br^- + BrO_3^- + 3H_2O$

Электронный баланс:
$Br_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Br^{-1}$ | 5 | $Br_2$ - окислитель
$Br_2^0 - 10e^- \rightarrow 2Br^{+5}$ | 1 | $Br_2$ - восстановитель

Ответ: $3Br_2 + 6NaOH \xrightarrow{t} 5NaBr + NaBrO_3 + 3H_2O$

7. Какой объём хлора (н. у.) можно получить из 100 мл 25%-ной соляной кислоты ($\rho = 1,12 \text{ г/мл}$) в результате реакции с двумя окислителями — перманганатом калия и оксидом марганца(IV)? Совпали ли полученные значения?

Дано:

$V_{\text{р-ра}}(\text{HCl}) = 100 \text{ мл}$

$\omega(\text{HCl}) = 25\%$

$\rho_{\text{р-ра}}(\text{HCl}) = 1.12 \text{ г/мл}$

Перевод в СИ:

$V_{\text{р-ра}}(\text{HCl}) = 100 \times 10^{-6} \text{ м}^3 = 10^{-4} \text{ м}^3$

$\rho_{\text{р-ра}}(\text{HCl}) = 1.12 \frac{\text{г}}{\text{мл}} = 1.12 \times \frac{10^{-3} \text{кг}}{10^{-6} \text{м}^3} = 1120 \frac{\text{кг}}{\text{м}^3}$

Найти:

$V(\text{Cl}_2)_1$ (с $KMnO_4$) - ?

$V(\text{Cl}_2)_2$ (с $MnO_2$) - ?

Решение:

1. Найдем массу 100 мл раствора соляной кислоты:

$m_{\text{р-ра}}(\text{HCl}) = \rho_{\text{р-ра}} \times V_{\text{р-ра}} = 1.12 \text{ г/мл} \times 100 \text{ мл} = 112 \text{ г}$

2. Найдем массу чистого хлороводорода (HCl) в этом растворе:

$m(\text{HCl}) = m_{\text{р-ра}} \times \omega(\text{HCl}) = 112 \text{ г} \times 0.25 = 28 \text{ г}$

3. Рассчитаем количество вещества хлороводорода. Молярная масса HCl составляет $M(\text{HCl}) \approx 36.5 \text{ г/моль}$:

$n(\text{HCl}) = \frac{m(\text{HCl})}{M(\text{HCl})} = \frac{28 \text{ г}}{36.5 \text{ г/моль}} \approx 0.7671 \text{ моль}$

Далее рассчитаем объем хлора для каждого из двух окислителей.

Перманганат калия

1. Запишем уравнение реакции соляной кислоты с перманганатом калия:

$2\text{KMnO}_4 + 16\text{HCl} \rightarrow 2\text{KCl} + 2\text{MnCl}_2 + 5\text{Cl}_2\uparrow + 8\text{H}_2\text{O}$

2. Согласно уравнению реакции, из 16 моль HCl образуется 5 моль $Cl_2$. Найдем количество вещества хлора, которое можно получить из 0.7671 моль HCl:

$n_1(\text{Cl}_2) = n(\text{HCl}) \times \frac{5}{16} = 0.7671 \text{ моль} \times \frac{5}{16} \approx 0.2397 \text{ моль}$

3. Найдем объем хлора при нормальных условиях (н.у.), используя молярный объем газа $V_m = 22.4 \text{ л/моль}$:

$V_1(\text{Cl}_2) = n_1(\text{Cl}_2) \times V_m = 0.2397 \text{ моль} \times 22.4 \text{ л/моль} \approx 5.37 \text{ л}$

Ответ: в результате реакции с перманганатом калия можно получить 5.37 л хлора.

Оксид марганца(IV)

1. Запишем уравнение реакции соляной кислоты с оксидом марганца(IV):

$4\text{HCl} + \text{MnO}_2 \rightarrow \text{MnCl}_2 + \text{Cl}_2\uparrow + 2\text{H}_2\text{O}$

2. Согласно уравнению реакции, из 4 моль HCl образуется 1 моль $Cl_2$. Найдем количество вещества хлора:

$n_2(\text{Cl}_2) = n(\text{HCl}) \times \frac{1}{4} = 0.7671 \text{ моль} \times \frac{1}{4} \approx 0.1918 \text{ моль}$

3. Найдем объем хлора при нормальных условиях:

$V_2(\text{Cl}_2) = n_2(\text{Cl}_2) \times V_m = 0.1918 \text{ моль} \times 22.4 \text{ л/моль} \approx 4.30 \text{ л}$

Ответ: в результате реакции с оксидом марганца(IV) можно получить 4.30 л хлора.

Совпали ли полученные значения?

Полученные значения объемов хлора не совпали: $5.37 \text{ л} \neq 4.30 \text{ л}$. Это объясняется тем, что стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций различны. В реакции с перманганатом калия на образование 1 моль хлора расходуется $\frac{16}{5} = 3.2$ моль HCl, а в реакции с оксидом марганца(IV) — 4 моль HCl. Поскольку в первом случае на единицу продукта расходуется меньше реагента (HCl), то из одинакового исходного количества соляной кислоты образуется больший объем хлора.

8. Какую массу иода можно получить из 30 г иодида натрия действием избытка хлорной воды, если выход продукта реакции составляет 65 %?

Дано:

$m(NaI) = 30 \text{ г}$

$\eta = 65 \%$

Хлорная вода ($Cl_2$) - в избытке.

$m(NaI) = 0.03 \text{ кг}$

$\eta = 0.65$

Найти:

$m_{практ}(I_2)$ — ?

Решение:

1. Запишем уравнение реакции между иодидом натрия и хлором. Хлор, как более активный галоген, вытесняет иод из его соли:

$2NaI + Cl_2 \rightarrow 2NaCl + I_2$

2. Рассчитаем молярные массы иодида натрия ($NaI$) и иода ($I_2$), используя относительные атомные массы элементов из периодической таблицы, и переведем их в систему СИ (кг/моль).

Относительная атомная масса натрия ($Na$) $\approx 23$.

Относительная атомная масса иода ($I$) $\approx 127$.

$M(NaI) = 23 + 127 = 150 \text{ г/моль} = 0.150 \text{ кг/моль}$

$M(I_2) = 2 \times 127 = 254 \text{ г/моль} = 0.254 \text{ кг/моль}$

3. Найдем количество вещества иодида натрия, используя массу в СИ:

$n(NaI) = \frac{m(NaI)}{M(NaI)} = \frac{0.03 \text{ кг}}{0.150 \text{ кг/моль}} = 0.2 \text{ моль}$

4. Из уравнения реакции следует, что стехиометрическое соотношение $NaI$ и $I_2$ равно 2:1. Следовательно, теоретическое количество вещества иода, которое может образоваться, в два раза меньше количества вещества иодида натрия:

$n_{теор}(I_2) = \frac{1}{2} n(NaI) = \frac{1}{2} \times 0.2 \text{ моль} = 0.1 \text{ моль}$

5. Рассчитаем теоретическую массу иода ($m_{теор}(I_2)$), которая соответствует 100% выходу реакции:

$m_{теор}(I_2) = n_{теор}(I_2) \times M(I_2) = 0.1 \text{ моль} \times 0.254 \text{ кг/моль} = 0.0254 \text{ кг}$

6. Учитывая, что практический выход реакции составляет 65% ($\eta = 0.65$), найдем фактическую массу полученного иода:

$m_{практ}(I_2) = m_{теор}(I_2) \times \eta = 0.0254 \text{ кг} \times 0.65 = 0.01651 \text{ кг}$

Переведем полученное значение в граммы: $0.01651 \text{ кг} = 16.51 \text{ г}$.

Ответ: 16.51 г.

9. Подготовьте сообщение об истории открытия, свойствах и применении одного из галогенов. Аргументируйте свой выбор галогена.

Аргументация выбора галогена

В качестве галогена для доклада был выбран хлор ($Cl$). Этот выбор аргументирован его исключительной важностью в истории, науке и промышленности. Хлор – это элемент с двойственной репутацией: с одной стороны, он стал спасением для миллионов людей благодаря дезинфекции питьевой воды, а с другой – первым в истории химическим оружием массового поражения. Его широчайшее применение, от производства пластмасс и лекарств до бытовой химии, делает его изучение особенно актуальным и интересным. Кроме того, его химические свойства являются классическим примером реакционной способности галогенов.

Ответ: Выбор хлора обусловлен его огромным промышленным и бытовым значением, двойственной ролью в истории человечества (от спасения жизней через дезинфекцию до использования в качестве химического оружия) и типичными, ярко выраженными свойствами галогена.

История открытия

Впервые газообразный хлор был получен в 1774 году шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле при реакции пиролюзита (диоксида марганца, $MnO_2$) с соляной кислотой ($HCl$). Реакция протекает по следующему уравнению:
$MnO_2 + 4HCl \rightarrow MnCl_2 + Cl_2 \uparrow + 2H_2O$
Однако Шееле, будучи сторонником теории флогистона, ошибочно посчитал полученный газ «дефлогистированной соляной кислотой», то есть оксидом соляной кислоты. Он не распознал в нем новый химический элемент.
Лишь в 1810 году английский ученый Гемфри Дэви, после многочисленных и безуспешных попыток разложить это вещество, пришел к выводу, что оно является простым веществом, то есть элементом. Дэви дал ему название «хлор» (chlorine) от греческого слова χλωρός (хлорос), что означает «желто-зеленый», из-за характерного цвета газа.

Ответ: Хлор был впервые получен Карлом Шееле в 1774 году, но как химический элемент был идентифицирован и назван Гемфри Дэви в 1810 году.

Свойства

Физические свойства: При нормальных условиях хлор ($Cl_2$) — это ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким, удушающим запахом, напоминающим запах хлорной извести. Он примерно в 2,5 раза тяжелее воздуха. При температуре $-34,04$ °C хлор сжижается, а при $-101,5$ °C переходит в твердое состояние. Умеренно растворим в воде, образуя так называемую «хлорную воду».

Химические свойства: Хлор — очень активный химический элемент, сильный окислитель.

• Взаимодействует почти со всеми металлами (некоторые только при нагревании), образуя хлориды. Например, с натрием реакция протекает со вспышкой: $2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl$.
• Активно реагирует со многими неметаллами. Реакция с водородом на свету или при поджигании протекает со взрывом: $H_2 + Cl_2 \xrightarrow{h\nu} 2HCl$.
• При растворении в воде или щелочах хлор диспропорционирует. В воде образуется равновесная смесь соляной и хлорноватистой кислот: $Cl_2 + H_2O \rightleftharpoons HCl + HClO$. Именно хлорноватистая кислота ($HClO$) обуславливает отбеливающие и дезинфицирующие свойства хлорной воды.
• Вытесняет менее активные галогены (бром, иод) из их солей: $Cl_2 + 2KBr \rightarrow 2KCl + Br_2$.

Ответ: Хлор — это желто-зеленый ядовитый газ, тяжелее воздуха, с резким запахом. Является очень активным неметаллом и сильным окислителем, вступая в реакции с большинством металлов и неметаллов, а также с водой и щелочами.

Применение

Области применения хлора и его соединений чрезвычайно разнообразны.

• Санитария и здравоохранение: Одно из важнейших применений — обеззараживание питьевой воды и воды в бассейнах. Хлорирование позволило практически полностью искоренить такие опасные заболевания, как холера и брюшной тиф, в развитых странах.
• Химическая промышленность: Огромное количество хлора используется для производства поливинилхлорида (ПВХ) — одного из самых массовых пластиков. Также хлор необходим для синтеза растворителей (например, дихлорэтана), инсектицидов, гербицидов и многочисленных органических и неорганических соединений.
• Бумажная и текстильная промышленность: Хлор и его соединения (например, гипохлорит натрия) применяются для отбеливания целлюлозы, бумаги и тканей.
• Металлургия: Используется в процессе получения чистых металлов, таких как титан, олово, ниобий (хлоридная металлургия).
• Производство лекарств: Многие фармацевтические препараты содержат в своем составе хлор или производятся с его использованием.

Ответ: Хлор широко применяется для дезинфекции воды, отбеливания тканей и бумаги, в производстве пластмасс (ПВХ), растворителей, лекарств и в металлургии.

10. Разделитесь на группы по 5–6 человек для создания коллажей по темам «Использование соединений хлора в быту» и «Применение соединений хлора в промышленности». Распределите в группе обязанности и сделайте презентацию своей работы.

Для выполнения этого творческого проекта предлагается следующий план действий. Сначала необходимо разделиться на группы и выбрать одну из предложенных тем. Ниже представлены подробные планы для каждой темы, которые помогут организовать работу в группе, создать информативный коллаж и подготовить убедительную презентацию.

План работы по теме «Использование соединений хлора в быту»

Эта тема посвящена роли соединений хлора в нашей повседневной жизни, от уборки до приготовления пищи.

1. Распределение обязанностей в группе (например, 5 человек):
   • Координатор проекта: составляет план работы, следит за его выполнением, помогает решать возникающие проблемы, собирает все материалы в единый проект.
   • Исследователь №1 (Дезинфекция и отбеливание): ищет информацию, тексты и изображения, связанные с использованием хлорсодержащих средств для уборки, стирки и дезинфекции (например, "Белизна" на основе гипохлорита натрия $NaClO$, хлорная известь $Ca(Cl)OCl$).
   • Исследователь №2 (Водоподготовка и пищевое применение): подбирает материалы о хлорировании питьевой воды, дезинфекции воды в бассейнах, а также о самом известном соединении – поваренной соли ($NaCl$) как консерванте и пищевой добавке.
   • Дизайнер: отвечает за визуальную составляющую проекта. Разрабатывает макет коллажа, гармонично размещает на нем найденные изображения и текстовые блоки, следит за единством стиля.
   • Докладчик: на основе собранных материалов готовит текст презентации, репетирует выступление и представляет итоговую работу классу, отвечая на вопросы.

2. Создание коллажа:

   Коллаж можно разделить на несколько тематических зон:

   • «Чистота и гигиена»: В этом секторе размещаются изображения бытовой химии (отбеливатели, чистящие средства для туалета и ванной). Подписи могут гласить: «Гипохлорит натрия ($NaClO$) – основа отбеливателей», «Хлорсодержащие средства уничтожают 99,9% микробов».
   • «Чистая вода – залог здоровья»: Здесь можно разместить картинки, иллюстрирующие процесс очистки воды в городских системах, бытовые фильтры, а также общественные бассейны. Подписи: «Хлорирование – надежный способ обеззараживания питьевой воды», «Безопасное купание в бассейне».
   • «Хлор на нашей кухне»: Этот блок посвящается поваренной соли. Можно использовать изображения солонки, процесса консервирования овощей. Подпись: «Хлорид натрия ($NaCl$) – важнейший консервант и вкусовая добавка».
   • «Осторожность прежде всего!»: Важный раздел, напоминающий о правилах безопасности. Здесь размещаются предупреждающие знаки (череп с костями, едкое вещество), изображение резиновых перчаток и маски. Подписи: «Работать в проветриваемом помещении!», «Использовать средства индивидуальной защиты!», «Хранить в недоступном для детей месте!».

3. Презентация работы:

   Выступление строится в соответствии со структурой коллажа.

   • Введение: Краткий рассказ о хлоре как химическом элементе и его значении.
   • Основная часть: Докладчик последовательно представляет каждый сектор коллажа, объясняя, где и в виде каких соединений хлор встречается в быту, какую пользу приносит.
   • Заключение: Подводится итог о двойственной природе соединений хлора: они являются незаменимыми помощниками в быту, но требуют осторожного и грамотного обращения.

Ответ:

Для создания коллажа и презентации по теме «Использование соединений хлора в быту» группе необходимо распределить роли (координатор, исследователи, дизайнер, докладчик), собрать информацию о применении хлорсодержащих веществ (отбеливатели, дезинфектанты, поваренная соль, системы очистки воды), оформить наглядный коллаж с разделами по сферам применения и мерам безопасности, и подготовить устное выступление, раскрывающее пользу и потенциальную опасность этих соединений в повседневной жизни.

План работы по теме «Применение соединений хлора в промышленности»

Эта тема раскрывает масштабную роль хлора и его соединений как фундаментального сырья для многих отраслей мировой экономики.

1. Распределение обязанностей в группе (например, 6 человек):
   • Координатор проекта: управляет процессом, координирует действия участников, обеспечивает своевременное выполнение задач.
   • Исследователь №1 (Производство полимеров): ищет информацию о синтезе поливинилхлорида (ПВХ), его свойствах и применении (пластиковые окна, трубы, линолеум, изоляция проводов). Химическая формула: $(-CH_2-CHCl-)_n$.
   • Исследователь №2 (Химическая промышленность): собирает данные о производстве соляной кислоты ($HCl$), хлорной извести, хлорорганических растворителей и их значении для других химических производств.
   • Исследователь №3 (Металлургия и бумажная промышленность): изучает применение хлора для получения редких и цветных металлов (например, титана, циркония, ниобия через их хлориды) и для отбеливания целлюлозы при производстве бумаги.
   • Дизайнер: разрабатывает структуру и оформление коллажа, подбирает промышленные изображения (заводы, оборудование, конечная продукция), создает единый индустриальный стиль.
   • Докладчик: систематизирует всю собранную информацию, готовит и проводит презентацию, демонстрируя ключевую роль хлора в современной промышленности.

2. Создание коллажа:

   Коллаж можно оформить в виде схемы или карты, показывающей пути использования хлора.

   • Центральный элемент: Изображение установки для электролиза раствора $NaCl$ — основного промышленного способа получения хлора.
   • Сектор «Полимеры»: Фотографии конечной продукции из ПВХ: пластиковые окна, трубы, виниловые пластинки, медицинские капельницы. Можно добавить формулу поливинилхлорида. Подпись: «ПВХ – один из самых массовых пластиков в мире».
   • Сектор «Химический синтез»: Изображения цистерн для перевозки соляной кислоты, упаковок с растворителями. Формулы $HCl$, $CCl_4$ (тетрахлорметан). Подпись: «Соляная кислота и растворители – основа химической промышленности».
   • Сектор «Металлургия»: Изображения слитков титана, деталей самолетов или космических аппаратов. Краткая схема: «Руда $\rightarrow$ Тетрахлорид титана ($TiCl_4$) $\rightarrow$ Чистый титан ($Ti$)». Подпись: «Хлорная металлургия – путь к стратегическим металлам».
   • Сектор «Бумага и текстиль»: Фотографии белоснежной бумаги и тканей. Подпись: «Отбеливание целлюлозы и тканей диоксидом хлора ($ClO_2$) и гипохлоритами».
   • Сектор «Фармацевтика»: Изображения лекарственных препаратов. Подпись: «Более 85% всех лекарств синтезируется с использованием соединений хлора».

3. Презентация работы:

   Выступление должно подчеркнуть масштаб и важность применения хлора.

   • Введение: Объяснение, почему хлор называют одним из «королей» химической индустрии.
   • Основная часть: Последовательный рассказ о каждой из представленных на коллаже отраслей. Важно использовать цифры и факты, показывающие объемы производства и экономическое значение (например, "мировое производство ПВХ составляет десятки миллионов тонн в год").
   • Заключение: Вывод о том, что без промышленного использования хлора невозможно представить современную цивилизацию – от строительства и транспорта до медицины и высоких технологий.

Ответ:

Для подготовки проекта по теме «Применение соединений хлора в промышленности» группе следует, распределив роли, изучить ключевые направления использования хлора: производство ПВХ, соляной кислоты, отбеливателей для целлюлозы, применение в металлургии и фармацевтике. Результаты исследования необходимо представить в виде информативного коллажа с наглядными примерами (продукция, схемы процессов, формулы) и сопроводить презентацией, раскрывающей экономическое и технологическое значение соединений хлора для современной промышленности.

Для выполнения этого творческого проекта предлагается следующий план действий. Сначала необходимо разделиться на группы и выбрать одну из предложенных тем. Ниже представлены подробные планы для каждой темы, которые помогут организовать работу в группе, создать информативный коллаж и подготовить убедительную презентацию.

План работы по теме «Использование соединений хлора в быту»

Эта тема посвящена роли соединений хлора в нашей повседневной жизни, от уборки до приготовления пищи.

1. Распределение обязанностей в группе (например, 5 человек):
   • Координатор проекта: составляет план работы, следит за его выполнением, помогает решать возникающие проблемы, собирает все материалы в единый проект.
   • Исследователь №1 (Дезинфекция и отбеливание): ищет информацию, тексты и изображения, связанные с использованием хлорсодержащих средств для уборки, стирки и дезинфекции (например, "Белизна" на основе гипохлорита натрия $NaClO$, хлорная известь $Ca(Cl)OCl$).
   • Исследователь №2 (Водоподготовка и пищевое применение): подбирает материалы о хлорировании питьевой воды, дезинфекции воды в бассейнах, а также о самом известном соединении – поваренной соли ($NaCl$) как консерванте и пищевой добавке.
   • Дизайнер: отвечает за визуальную составляющую проекта. Разрабатывает макет коллажа, гармонично размещает на нем найденные изображения и текстовые блоки, следит за единством стиля.
   • Докладчик: на основе собранных материалов готовит текст презентации, репетирует выступление и представляет итоговую работу классу, отвечая на вопросы.

2. Создание коллажа:

   Коллаж можно разделить на несколько тематических зон:

   • «Чистота и гигиена»: В этом секторе размещаются изображения бытовой химии (отбеливатели, чистящие средства для туалета и ванной). Подписи могут гласить: «Гипохлорит натрия ($NaClO$) – основа отбеливателей», «Хлорсодержащие средства уничтожают 99,9% микробов».
   • «Чистая вода – залог здоровья»: Здесь можно разместить картинки, иллюстрирующие процесс очистки воды в городских системах, бытовые фильтры, а также общественные бассейны. Подписи: «Хлорирование – надежный способ обеззараживания питьевой воды», «Безопасное купание в бассейне».
   • «Хлор на нашей кухне»: Этот блок посвящается поваренной соли. Можно использовать изображения солонки, процесса консервирования овощей. Подпись: «Хлорид натрия ($NaCl$) – важнейший консервант и вкусовая добавка».
   • «Осторожность прежде всего!»: Важный раздел, напоминающий о правилах безопасности. Здесь размещаются предупреждающие знаки (череп с костями, едкое вещество), изображение резиновых перчаток и маски. Подписи: «Работать в проветриваемом помещении!», «Использовать средства индивидуальной защиты!», «Хранить в недоступном для детей месте!».

3. Презентация работы:

   Выступление строится в соответствии со структурой коллажа.

   • Введение: Краткий рассказ о хлоре как химическом элементе и его значении.
   • Основная часть: Докладчик последовательно представляет каждый сектор коллажа, объясняя, где и в виде каких соединений хлор встречается в быту, какую пользу приносит.
   • Заключение: Подводится итог о двойственной природе соединений хлора: они являются незаменимыми помощниками в быту, но требуют осторожного и грамотного обращения.

Ответ:

Для создания коллажа и презентации по теме «Использование соединений хлора в быту» группе необходимо распределить роли (координатор, исследователи, дизайнер, докладчик), собрать информацию о применении хлорсодержащих веществ (отбеливатели, дезинфектанты, поваренная соль, системы очистки воды), оформить наглядный коллаж с разделами по сферам применения и мерам безопасности, и подготовить устное выступление, раскрывающее пользу и потенциальную опасность этих соединений в повседневной жизни.

План работы по теме «Применение соединений хлора в промышленности»

Эта тема раскрывает масштабную роль хлора и его соединений как фундаментального сырья для многих отраслей мировой экономики.

1. Распределение обязанностей в группе (например, 6 человек):
   • Координатор проекта: управляет процессом, координирует действия участников, обеспечивает своевременное выполнение задач.
   • Исследователь №1 (Производство полимеров): ищет информацию о синтезе поливинилхлорида (ПВХ), его свойствах и применении (пластиковые окна, трубы, линолеум, изоляция проводов). Химическая формула: $(-CH_2-CHCl-)_n$.
   • Исследователь №2 (Химическая промышленность): собирает данные о производстве соляной кислоты ($HCl$), хлорной извести, хлорорганических растворителей и их значении для других химических производств.
   • Исследователь №3 (Металлургия и бумажная промышленность): изучает применение хлора для получения редких и цветных металлов (например, титана, циркония, ниобия через их хлориды) и для отбеливания целлюлозы при производстве бумаги.
   • Дизайнер: разрабатывает структуру и оформление коллажа, подбирает промышленные изображения (заводы, оборудование, конечная продукция), создает единый индустриальный стиль.
   • Докладчик: систематизирует всю собранную информацию, готовит и проводит презентацию, демонстрируя ключевую роль хлора в современной промышленности.

2. Создание коллажа:

   Коллаж можно оформить в виде схемы или карты, показывающей пути использования хлора.

   • Центральный элемент: Изображение установки для электролиза раствора $NaCl$ — основного промышленного способа получения хлора.
   • Сектор «Полимеры»: Фотографии конечной продукции из ПВХ: пластиковые окна, трубы, виниловые пластинки, медицинские капельницы. Можно добавить формулу поливинилхлорида. Подпись: «ПВХ – один из самых массовых пластиков в мире».
   • Сектор «Химический синтез»: Изображения цистерн для перевозки соляной кислоты, упаковок с растворителями. Формулы $HCl$, $CCl_4$ (тетрахлорметан). Подпись: «Соляная кислота и растворители – основа химической промышленности».
   • Сектор «Металлургия»: Изображения слитков титана, деталей самолетов или космических аппаратов. Краткая схема: «Руда $\rightarrow$ Тетрахлорид титана ($TiCl_4$) $\rightarrow$ Чистый титан ($Ti$)». Подпись: «Хлорная металлургия – путь к стратегическим металлам».
   • Сектор «Бумага и текстиль»: Фотографии белоснежной бумаги и тканей. Подпись: «Отбеливание целлюлозы и тканей диоксидом хлора ($ClO_2$) и гипохлоритами».
   • Сектор «Фармацевтика»: Изображения лекарственных препаратов. Подпись: «Более 85% всех лекарств синтезируется с использованием соединений хлора».

3. Презентация работы:

   Выступление должно подчеркнуть масштаб и важность применения хлора.

   • Введение: Объяснение, почему хлор называют одним из «королей» химической индустрии.
   • Основная часть: Последовательный рассказ о каждой из представленных на коллаже отраслей. Важно использовать цифры и факты, показывающие объемы производства и экономическое значение (например, "мировое производство ПВХ составляет десятки миллионов тонн в год").
   • Заключение: Вывод о том, что без промышленного использования хлора невозможно представить современную цивилизацию – от строительства и транспорта до медицины и высоких технологий.

Ответ:

Для подготовки проекта по теме «Применение соединений хлора в промышленности» группе следует, распределив роли, изучить ключевые направления использования хлора: производство ПВХ, соляной кислоты, отбеливателей для целлюлозы, применение в металлургии и фармацевтике. Результаты исследования необходимо представить в виде информативного коллажа с наглядными примерами (продукция, схемы процессов, формулы) и сопроводить презентацией, раскрывающей экономическое и технологическое значение соединений хлора для современной промышленности.

11. Минерал пиролюзит ($MnO_2$) раньше считался разновидностью магнитного железняка ($Fe_3O_4$). В 1774 г. шведский химик К. Шееле предположил, что пиролюзит представляет собой не соединение железа, а соединение неизвестного в то время металла. Какой эксперимент привёл учёного к такому выводу? Какой газ получил Шееле реакцией соляной кислоты с пиролюзитом?

Какой эксперимент привёл учёного к такому выводу?

Шведский химик Карл Шееле провёл серию химических экспериментов, сравнивая свойства минерала пиролюзита ($MnO_2$) со свойствами известных соединений железа, например, магнитного железняка ($Fe_3O_4$). Он установил, что при взаимодействии пиролюзита с кислотами образуются соли, которые по своим свойствам (цвету раствора, химическим реакциям) кардинально отличаются от солей железа. Например, качественные реакции на ионы железа, такие как образование "берлинской лазури" с гексацианоферратом(II) калия, давали отрицательный результат. Кроме того, попытки восстановить из пиролюзита металл путём прокаливания с углём (стандартный метод получения железа из руды) не привели к успеху — металлическое железо получено не было. Эта совокупность наблюдений, показавшая фундаментальное различие в химическом поведении, позволила Шееле заключить, что пиролюзит является соединением не железа, а нового, неизвестного на тот момент металла.

Ответ: Эксперименты по взаимодействию пиролюзита с кислотами и попытки восстановления из него металла. Было установлено, что химические свойства пиролюзита и продуктов его реакций отличаются от свойств соединений железа.

Какой газ получил Шееле реакцией соляной кислоты с пиролюзитом?

В 1774 году, в ходе исследования пиролюзита, Карл Шееле провёл реакцию между ним ($MnO_2$) и концентрированной соляной кислотой ($HCl$) при нагревании. В результате этой окислительно-восстановительной реакции он впервые получил и описал новый газ — хлор. В данной реакции диоксид марганца является сильным окислителем и окисляет хлорид-ионы ($Cl^−$) из соляной кислоты до молекулярного хлора ($Cl_2$).

Уравнение этой реакции:
$MnO_2 + 4HCl \xrightarrow{t^{\circ}} MnCl_2 + Cl_2 \uparrow + 2H_2O$

Полученный газ представлял собой удушливое вещество желто-зелёного цвета с резким запахом. Сам Шееле, будучи сторонником теории флогистона, не считал его элементом, а назвал «дефлогистированной соляной кислотой». Элементарную природу хлора доказал позднее Гемфри Дэви.

Ответ: В результате реакции соляной кислоты с пиролюзитом Шееле получил газ хлор ($Cl_2$).