Урок химии в 9 классе на тему "Галогены"

• 1 слайд

  Биологическая роль
  галогенов
  

• 2 слайд

  фтор
  

• 3 слайд

  хлор
  

• 4 слайд

  бром
  

• 5 слайд

  иод
  

• 6 слайд

  астат
  

• 1 слайд

  История открытия галогенов
  

• 2 слайд

• 3 слайд

• 4 слайд

• 5 слайд

• 1 слайд

  Строение атомов и физические свойства галогенов
  

• 2 слайд

• 3 слайд

• 1 слайд

  Химические свойства галогенов
  

• 2 слайд

• 3 слайд

• 4 слайд

• 5 слайд

Атомарный уровень организации галогенов.

В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Это р-элементы VII группы периодической системы Д . И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов. Общая электронная формула: ns²np⁵, где n – номер периода

Этим объясняется общность их свойств. Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением атомов, которое у атома фтора можно представить схемой  1s²2s²2p⁵

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-уровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а его степень окисления всегда -1.

        Электронное строение атома хлора выражается схемой: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне, и в обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеются еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.
          В возбужденном состоянии атома электроны хлора переходят с3p- и3s-подуровней на 3d-подуровень. Разъединение (распаривание) электронов, находящихся на одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, что хлор и его аналоги (кроме фтора) могут проявлять лишь нечетную переменную валентность I,III,V,VII и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора.
          В пределах каждого периода галогены являются наиболее электроотрицательными элементами.
          Внутри подгруппы галогенов переход от фтора к иоду сопровождается увеличением радиуса атома.
          Элементы Подгруппы относятся к неметаллам; с увеличением заряда ядра от F к At неметаллические признаки ослабевают.
          Окислительно-восстановительные свойства и различия в химическом поведении галогенов легко понять, сравнивая эти свойства в зависимости от изменения заряда ядра при переходе от F к I. В ряду F, Cl, Br, I наибольшим радиусом атома обладает I, поэтому он характеризуется менее выраженными окислительными свойствами, чем Br, Cl, F. Следовательно, окислительные свойства нейтральных атомов в подгруппе галогенов уменьшаются от F к I, а восстановительные усиливаются:

Знак химического элемента	Фтор F	Хлор CI	Бром Br	Иод I	Астат At
Порядковый номер	9	17	35	53	85
Атомная масса	19	35.5	80	127	210
Радиус атома	0,072	0,099	0,114	0,133	0,150
Относительная электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,5	2,2
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Возможные степени окисления	0. -1	+7. +5. +3.+1. 0. -1	+7. +5. +3. 1. 0. -1	+7. +5. +3. +1. 0. -1	+7. +5. +3. +1. 0. -1

Молекулярный уровень организации галогенов.

Молекулы галогенов двухатомны:   F_{2 ;}  I_{2 ;} Br_{2 ;} I_2;  At_2.   

Связь  в молекулах простых веществ ковалентная неполярная. Длина связи в молекуле от F₂ к I₂ закономерно увеличивается.

Галогены имеют молекулярную кристаллическую решетку

Формула простого вещества	F2	CI2	Br2	I2	At2
Вид химической связи	Ковалентная, неполярная,	Ковалентная, неполярная,	Ковалентная, неполярная,	Ковалентная, неполярная,	Ковалентная, неполярная,
кристаллическая решётка	молекулярная	молекулярная	молекулярная	молекулярная	молекулярная
агрегатное состояние	Газ	Газ	Жидкость	Твёрдое вещество	Твёрдое вещество
цвет	Светло-желтый	Желто-зеленый	Темно-бурый	фиолетовый	тёмно-синий
Плотность	1,108 г/см ³	1,56 г/см ³	3,12 г/см ³	4,93 г/см ³
Температура плавления	- 219,6	- 101	- 7,3	113,6	230 °C
Температура кипения	-188	-34	59,2	185,5	302 °C

Фтор

Внешний вид простого вещества

Жидкий фтор Жёлтая жидкость (при криогенных температурах), бесцветный газ (в толстых слоях — зеленовато-жёлтый, н.у.)

Свойства атома

Название, символ, номер     Фтор/Fluorum (F), 9

Атомная масса     18,9984032

Электронная конфигурация           1s² 2s² 2p⁵

Степени окисления:     −1, 0

Температура плавления:     -219,70 °C

Температура кипения:         -188,12 °C     

Кристаллическая решётка простого вещества

Фтор — (от др.-греч. φθόρος «разрушение, порча, вред», далее от φθείρω «уничтожать, истреблять, губить») — элемент главной подгруппы 7-й группы, второго периода, с атомным номером 9. Обозначается символом F (лат. Fluorum). Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группы галогенов. Простое вещество фтор при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F₂) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор.

История

Первое соединение фтора — флюорит (плавиковый шпат) CaF2 — описано в конце XV века под названием «флюор». В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту.

Как один из атомов плавиковой кислоты элемент фтор был предсказан в 1810 году, а выделен в свободном виде лишь 76 лет спустя Анри Муассаном в 1886 году.

Распространение в природе

В природе значимые скопления фтора содержатся в основном в минерале флюорите CaF₂

Относительно богаты фтором чечевица и лук.

Содержанием в почве фтор обязан вулканическим газам, за счёт того, что в их состав обычно входит большое количество фтороводорода.

Физические свойства

Бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит.

Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (плавления). Это связано с тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов

Химические свойства

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами, кроме фторидов в высших степенях окисления и редких исключений — фторопластов, и с большинством из них — с горением и взрывом, и всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. К фтору при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счёт образования плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором — Al, Mg, Cu, Ni. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву даже при очень низких температурах (до −252°C). В атмосфере фтора горят даже вода и платина:

Проявляет только окислительные свойства!

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂

Pt + 2F₂ =  PtF₄

2Na + F₂ = 2NaF

Фтор также способен окислять в электрическом разряде кислород, образуя фторид кислорода OF₂ и диоксидифторид O₂F₂.

Во всех соединениях фтор проявляет степень окисления −1.

Хранение

Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жидким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе (монель-металл), из меди, алюминия и его сплавов, латуни, нержавеющей стали (это возможно потому, что эти металлы и сплавы покрываются непреодолимой для фтора пленкой фторидов.

Применение

Фтор используется для получения:

Фреонов — широко распространенных хладагентов.

Фторопластов — химически инертных полимеров.

Элегаза SF₆ — газообразного изолятора, применяемого в высоковольтной электротехнике.

Гексафторида урана UF₆, применяемого для разделения изотопов урана в ядерной промышленности.

Фтор и некторые его соединения являются сильными окислителями, поэтому могут применяться в качестве окислителя в ракетных топливах.

Фторированные углеводороды (напр. перфтордекалин) применяются в медицине как кровезаменители. Существует множество лекарств, содержащих фтор в структуре (фторотан, фторурацил и др.).

Биологическая и физиологическая роль

Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор, в основном, содержится в эмали зубов в составе фторапатита — Ca₅F(PO₄)₃. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариес и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома, соответственно.

Малое содержание фтора разрушает эмаль за счёт вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.

Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фторидов (натрия и/или олова) или употреблять фторированную воду (до концентрации 1 мг/л), или применять местные аппликации 1-2 % раствором фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить вероятность появления кариеса на 30-50 %.

Токсикология

Фтор — чрезвычайно агрессивное вещество. Действие объясняется возможностью фтора вступать в свободнорадикальные реакции с тканями организма. Соприкосновение кожи с газом на 2 секунды вызывает термический ожог II степени; воздействие в концентрации 0,15-0,30 мг/л приводит к раздражению открытых участков кожи. При обследовании 252 человек, подвергающихся воздействию фтора, у 57 обнаружены конъюнктивиты или экзема век

Хлор

Cl       35,452

3s²3p⁵

Хлор (от греч. χλωρός — «зелёный») — элемент главной подгруппы VII группы, третьего периода, с атомным номером 17.

Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов.

Простое вещество хлор  при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким запахом и сладковатым, «металлическим» вкусом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

История открытия хлора[

Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную муриевую (соляную) кислоту. Бертолле и Лавуазье в рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетического элемента мурия. Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Г. Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор, доказав элементарную природу последнего.

В 1811 г. Дэви предложил для нового элемента название «хлорин» (chlorine). Спустя год Ж. Гей-Люссак «сократил» название до хлора (chlore). В том же 1811 г. немецкий физик Иоганн Швейгер предложил для хлора название «галоген» (дословно солерод). Однако впоследствии этот термин закрепился за всей группой элементов, в которую входит и хлор.

Распространение в природе

В природе встречаются два изотопа хлора ³⁵Cl и ³⁷Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl₂ · 6Н₂О, карналлита KCl · MgCl₂ · 6Н₂O, каинита KCl · MgSO₄ · 3Н₂О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Физические и химические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства:

Цвет (газ)       Жёлто-зелёный

Цвет (жидкость)        Жёлтый

Температура кипения          −34 °C

Температура плавления      −100 °C

Атомный радиус       0,073 (нм)

Устойчивые степени окисления     −1, 0, +1, +3, +5, +7

Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлтая жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул).

Химические свойства

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие степени окисления. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Валентность  Степени окисления          Пример соединений

I                          +1, −1, 0                         NaCl, NaClO, Cl₂

III                       +3                                  NaClO₂

V                         +5                                    KClO₃

VII                     +7                                     KClO₄

Взаимодействие с металлами  (окислительные свойства)

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2Sb + 3Cl₂ = 2SbCl₃

2Sb + 5Cl₂ = 2SbCl₅

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Взаимодействие с неметаллами (восстановительные свойства)

C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

5Cl₂ + 2P = 2PCl₅,

S + Cl₂ = SCl₂

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму.

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl₂O, Cl₂O₃, Cl₂O₅, Cl₂O₇. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором образуется не хлорид, а фториды:

Cl₂ + F₂ = 2ClF

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl₂ + 2HBr = Br₂ + 2HCl

Cl₂ + 2NaI =  I₂ + 2NaCl

При растворении в воде или щелочах, хлор диспропорционирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Раствор хлора в воде используется для отбеливания тканей и бумаги.

Окислительные свойства хлора

Хлор — очень сильный окислитель:

Cl₂ + H₂S = 2HCl + S

Применение

- Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.

- Для обеззараживания воды — «хлорирования».

- В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

- В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

- Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Биологическая роль

- Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов в виде соединений.

- У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия.

- Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

- Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза.

- Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхности от солнечного света.

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Токсичность

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 6 мг/м³ (то есть в два раза выше порога восприятия запаха хлора).

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na₂SO₃ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну, впервые применен в 1915 году во время битвы при Ипре.

Бром

Красно-бурая жидкость с сильным неприятным запахом

Свойства атома

Название, символ, номер     Бром / Bromum (Br), 35

Атомная масса          79,901

Электронная конфигурация           …. 3d¹⁰ 4s² 4p⁵

Степени окисления     +7, +5, +3, +1, 0, -1

Плотность (при н. у.)           3,102 (25 °C) г/см³

Температура плавления      -7,25 °C

Температура кипения          331,9 K

Бром (от др.-греч. βρῶμος «вонючка», «вонючий») — элемент главной подгруппы VII группы, четвёртого периода, с атомным номером 35.

Обозначается символом Br (лат. Bromum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов. Простое вещество бром при нормальных условиях — тяжёлая едкая жидкость красно-бурого цвета с сильным неприятным запахом. Молекула брома двухатомна (формула Br2).

История

Бром был открыт в 1826 году молодым преподавателем колледжа города Монпелье А. Ж. Баларом. Открытие Балара сделало его имя известным всему миру. Из одной популярной книги в другую кочует утверждение, что огорчённый тем, что в открытии брома никому неизвестный Антуан Балар опередил самого Юстуса Либиха, Либих воскликнул, что, дескать, не Балар открыл бром, а бром открыл Балара. Однако это неправда, или, точнее, не совсем правда: фраза принадлежала не Ю. Либиху, а Шарлю Жерару, который очень хотел, чтобы кафедру химии в Парижском университете занял Огюст Лоран, а не избранный на должность профессора А. Балар.

Название элемента происходит от др.-греч. βρῶμος — дурной запах, зловоние.

Нахождение в природе

В горных породах бром присутствует главным образом в виде ионов, которые мигрируют вместе с грунтовыми водами. Часть земного брома связана в организмах растений в сложные и большей частью нерастворимые органические соединения. Некоторые растения активно накапливают бром. Это в первую очередь бобовые — горох, фасоль, чечевица, а также морские водоросли. В море сосредоточена большая часть брома. Есть он и в воде солёных озёр, и в подземных водоносных пластах, сопутствующих месторождениям горючих ископаемых, а также калийных солей и каменной соли. Есть бром и в атмосфере, причем содержание этого элемента в воздухе приморских районов всегда больше, чем в районах с резко континентальным климатом.

Физические свойства

При обычных условиях бром — красно-бурая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду со ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Плотность при 0 °C — 3,19 г/см³. Температура плавления брома −7,2 °C, кипения 58,8 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути.

Химические свойства

В свободном виде существует в виде двухатомных молекул Br₂.

Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г в 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной и неустойчивой бромноватистой кислот:

Br₂ + H₂O =  HBr + HBrO

С большинством органических растворителей бром смешивается во всех отношениях, при этом часто происходит бромирование молекул органических растворителей.

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:

Br₂ + 2KI = I₂ + 2KBr

Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:

Cl₂ + 2KBr = Br₂ + 2KCl

Реакция брома с водородом протекает при нагревании и приводит к образованию бромоводорода HBr. Раствор HBr в воде — это бромоводородная кислота, по силе близкая к соляной кислоте HCl. Соли бромоводородной кислоты — бромиды (NaBr, MgBr₂, AlBr₃ и др.). Качественная реакция на присутствие бромид-ионов в растворе — образование с ионами Ag+ светло-желтого осадка бромида серебра AgBr, практически нерастворимого в воде.

С кислородом и азотом бром непосредственно не реагирует. Бром образует большое число различных соединений с остальными галогенами. Например, со фтором бром образует неустойчивые BrF₃ и BrF₅, с иодом — IBr. Устойчивы к действию брома тантал и платина, в меньшей степени — серебро, титан и свинец.

Жидкий бром легко взаимодействует с золотом, образуя трибромид золота AuBr₃

2Au + 3Br₂= 2AuBr₃

Бром — сильный окислитель, он окисляет сульфит-ион до сульфата, нитрит-ион — до нитрата и т. д.

Применение

- «Бромная вода» (водный раствор брома) применяется как реагент для качественного определения непредельных органических соединений.

- Бромид серебра AgBr применяется в фотографии как светочувствительное вещество.

- Используется для создания антипиренов — добавок, придающих пожароустойчивость пластикам, древесине, текстильным материалам.

- Пентафторид брома иногда используется как очень мощный окислитель ракетного топлива.

- 1,2-дибромэтан в настоящее время применяют как антидетонирующую добавку в моторном топливе, взамен тетраэтилсвинца.

- Растворы бромидов используются в нефтедобыче.

- Многие броморганические соединения применяются как инсектициды и пестициды.

- В медицине бромид натрия и бромид калия применяют как успокаивающие средства.

- Со времен Первой мировой войны бром используется для производства боевых отравляющих веществ.

Физиологическое действие

Бром и его пары сильно токсичны. Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье. ПДК паров брома 0,5 мг/м³. Летальная доза, при которой происходит гибель 50 % животных, при пероральном введении для крыс составляет 1700 мг/кг. Для человека смертельная доза составляет 14 мг/кг. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух (как можно в более ранней стадии показаны ингаляции кислорода); для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Дальнейшее лечение должно проводиться под наблюдением врача. Особенно опасно отравление парами брома людей, страдающих астмой и заболеваниями лёгких, так как при вдыхании паров брома очень высока вероятность отёка лёгких. Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги.

Утечкой брома из железнодорожного вагона было вызвано чрезвычайное происшествие в городе Челябинске, приведшее к отравлению сотен жителей. Более 50 из них на следующий день были госпитализированы в больницы города. При работе с бромом следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, специальными перчатками. Из-за высокой химической активности и токсичности как паров брома, так и жидкого брома, его следует хранить в стеклянной, плотно закупоренной толстостенной посуде. Сосуды с бромом располагают в ёмкостях с песком, который предохраняет сосуды от разрушения при встряхивании. Из-за высокой плотности брома сосуды с ним ни в коем случае нельзя брать только за горло (горло может оторваться, и тогда бром окажется на полу).

Мифы и легенды

Существует широко распространенная городская легенда о том, что в армии, местах лишения свободы и психиатрических больницах будто бы добавляют соединения брома в еду для снижения полового влечения. Происхождение этого мифа неизвестно.

Препараты брома солёные на вкус и не влияют ни на влечение, ни на потенцию. Они обладают снотворным и успокаивающим эффектом.

Ни в коем случае нельзя путать «аптечный бром» (водные растворы бромида калия или натрия), который применяют при расстройствах нервной системы, и элементарный бром, который является высокотоксичным веществом. Принимать элементарный бром внутрь ни в коем случае нельзя — это яд.

Иод

Блестящий тёмно-серый неметалл. В газообразном состоянии — фиолетовый.

Название, символ, номер     Ио́д / Iodum (I), 53

Атомная масса                 126,90447

Электронная конфигурация           …..4d¹⁰ 5s² 5p⁵

Степени окисления                        +7, +5, +3, +1, 0, −1

Плотность (при н. у.)                    4,93 г/см³

Температура плавления               113,5 °C

Температура кипения                  184,35 °C

Ио́д (тривиальное (общеупотребительное) название — йод; от др.-греч. ἰώδης — «фиалковый (фиолетовый)») — элемент главной подгруппы VII группы, пятого периода, с атомным номером 53. Обозначается символом I (лат. Iodum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов.

Простое вещество иод при нормальных условиях — кристаллы чёрно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском, легко образует фиолетовые пары, обладающие резким запахом. Молекула вещества двухатомна (формула I₂).

История

Иод был открыт в 1811 г. Куртуа в золе морских водорослей, а с 1815 г. Гей-Люссак стал рассматривать его как химический элемент.

Нахождение в природе

Иод — редкий элемент. Однако он чрезвычайно сильно рассеян в природе и, будучи далеко не самым распространенным элементом, присутствует практически везде. Иод находится в виде иодидов в морской воде (20—30 мг на тонну морской воды). Присутствует в живых организмах, больше всего в водорослях (5 кг на тонну высушенной морской капусты, ламинарии). Известен в природе также в свободной форме, в качестве минерала, но такие находки единичны, — в термальных источниках Везувия и на острове Вулькано (Италия). Запасы природных иодидов оцениваются в 15 млн тонн, 99 % запасов находятся в Чили и Японии. В настоящее время в этих странах ведётся интенсивная добыча иода, например, чилийская.

Физические свойства

Конфигурация внешнего электронного слоя 5s²p⁵. В соединениях проявляет степени окисления −1, 0, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).

Иод при обычных условиях — твёрдое вещество, чёрно-серые или тёмно-фиолетовые кристаллы со слабым металлическим блеском и специфическим запахом.

Пары имеют характерный фиолетовый цвет, так же как и растворы в неполярных органических растворителях, например в бензоле — в отличие от бурого раствора в полярном спирте. Слабо растворяется в воде (0,28 г/л), лучше растворяется в водных растворах иодидов щелочных металлов с образованием трииодидов (напр. трииодид калия).

При нагревании при атмосферном давлении иод сублимирует (возгоняется), превращаясь в пары фиолетового цвета; при охлаждении при атмосферном давлении пары иода кристаллизуются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки иода от нелетучих примесей.

Жидкий иод можно получить, нагревая его под давлением.

Химические свойства

Образует ряд кислот: иодоводородную (HI), иодноватистую (HIO), иодистую (HIO₂), иодноватую (HIO₃), иодную (HIO₄).

Химически иод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.

Довольно известной качественной реакцией на иод является его взаимодействие с крахмалом, при котором наблюдается синее окрашивание в результате образования соединения включения.

С металлами иод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя иодиды:

Hg + I₂ = HgI₂

С водородом иод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя иодоводород:

H₂ + I₂ = 2HI

Иод является окислителем менее сильным, чем фтор, хлор и бром.

При растворении в воде иод частично реагирует с ней:

Применение

В медицине - 5 % спиртовой раствор йода

5-процентный спиртовой раствор иода используется для дезинфекции кожи вокруг повреждения (рваной, резаной или иной раны), но не для приёма внутрь при дефиците иода в организме.

При большом количестве внутримышечных уколов, на месте уколов пациенту регулярно делается иодная клетка (это научный медицинский термин), в просторечии называемая иодной сеткой, — иодом рисуется сетка на площади, в которую делаются уколы (напр. на ягодицах). Это нужно для того, чтобы быстро рассасывались желваки, образовавшиеся в местах уколов.

- В криминалистике пары иода применяются для обнаружения отпечатков пальцев на бумажных поверхностях, например на купюрах.

- Иод используется в источниках света:

галогеновых лампах — в качестве компонента газового наполнителя колбы для осаждения

- Иод используется в качестве компонента положительного электрода (окислителя) в литиево-иодных аккумуляторах для электромобилей.

- В последние годы резко повысился спрос на иод со стороны производителей жидкокристаллических дисплеев.

Биологическая роль

- Иод относится к микроэлементам и присутствует во всех живых организмах. Его содержание в растениях зависит от присутствия его соединений в почве и водах. Некоторые морские водоросли (морская капуста, или ламинария, фукус и другие) накапливают до 1 % иода. Богаты иодом водоросли семейства рясковых. Иод входит в скелетный белок губок и скелетопротеинов морских многощетинковых червей.

- У животных и человека иод входит в состав так называемых тиреоидных гормонов, вырабатываемых щитовидной железой — тироксина и трииодтиронина, оказывающих многостороннее воздействие на рост, развитие и обмен веществ организма.

- В организме человека (масса тела 70 кг) содержится 12-20 мг иода. Суточная потребность человека в иоде определяется возрастом, физиологическим состоянием и массой тела. Для человека среднего возраста нормальной комплекции (нормостеник) суточная доза иода составляет 0,15 мг.[15]

- Отсутствие или недостаток иода в рационе (что типично для некоторых местностей) приводит к заболеваниям (эндемический зоб, кретинизм, гипотиреоз). В связи с этим к поваренной соли, поступающей в продажу в местностях с естественным геохимическим дефицитом иода, с профилактической целью добавляют иодид калия, иодид натрия или иодат калия (иодированная соль).

Недостаток иода приводит к заболеваниям щитовидной железы (например, к базедовой болезни, кретинизму). Также при небольшом недостатке иода отмечается усталость, головная боль, подавленное настроение, природная лень, нервозность и раздражительность; слабеет память и интеллект. Со временем появляется аритмия, повышается артериальное давление, падает уровень гемоглобина в крови.

Токсичность

Иод ядовит. Смертельная доза 3 г. Вызывает поражение почек и сердечно-сосудистой системы. При вдыхании паров иода появляется головная боль, кашель, насморк, может быть отёк лёгких. При попадании на слизистую оболочку глаз появляется слезотечение, боль в глазах и покраснение. При попадании внутрь появляется общая слабость, головная боль, повышение температуры, рвота, понос, бурый налёт на языке, боли в сердце и учащение пульса. Через день появляется кровь в моче. Через 2 дня появляются почечная недостаточность и миокардит. Без лечения наступает летальный исход.

Астат

6s²6p⁵

Аста́т (от др.-греч. «неустойчивый») — радиоактивный химический элемент— элемент главной подгруппы VII группы, шестого периода, с атомным номером 85. Обозначается символом At (лат. Astatium). Простое вещество астат при нормальных условиях — нестабильные кристаллы тёмно-синего цвета. Молекула астата, по всей видимости, двухатомна (формула At₂).

В лабораторных условиях астат из-за сильной радиоактивности не удаётся получить в макроскопических количествах, достаточных для глубокого изучения его свойств.

История

Предсказан (как «эка-иод») Д. И. Менделеевым в 1898 году. В 1931—1943 годах были сделаны многочисленные попытки обнаружить элемент № 85 в природе. Он мог быть спутником иода, продуктом α-распада франция или β-распада полония, поэтому его пытались найти в иоде, морской воде, продуктах распада изотопов радия и радона, монаците, урановой смоляной руде, минералах железа и платины..

Впервые астат был получен искусственно в 1940 Д. Корсоном, К. Р. Маккензи и Э. Сегре (Калифорнийский университет в Беркли). В русской терминологии элемент до 1962 года назывался «астатин».

Нахождение в природе

Астат является наиболее редким элементом среди всех, встречающихся в земной природе. Его суммарное содержание в земной коре в любой момент времени не превышает одного грамма. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится всего 70 мг астата.

Получение

Астат получают только искусственно. В основном изотопы астата получают облучением металлических висмута или тория α-частицами высокой энергии.

Физические свойства

Ввиду малого количества доступного для изучения вещества, физические свойства этого элемента плохо изучены и, как правило, построены на аналогиях с более доступными элементами.

Астат — твёрдое вещество сине-чёрного цвета, по внешнему виду похожее на иод. Для него характерно сочетание свойств неметаллов (галогенов) и металлов (полоний, свинец и другие). Как и иод, астат хорошо растворяется в органических растворителях и легко ими экстрагируется. По летучести немного уступает иоду, но также может легко возгоняться.

Температура плавления 230 °C, кипения (возгонки) 302 °C (По другим источникам 244 °С, 309 °С соответственно).

Химические свойства

По химическим свойствам астат близок как к иоду (проявляет свойства галогенов), так и к полонию (свойства металла).

Астат в водном растворе восстанавливается диоксидом серы SO₂; как и металлы, он осаждается даже из сильнокислых растворов сероводородом (H₂S). Вытесняется из сернокислых растворов цинком (свойства металла).

Как и все галогены, астат образует нерастворимую соль AgAt  (астатид серебра). Он способен окисляться до состояния At(V), как и иод (например, соль AgAtO₃ идентична по свойствам AgIO₃).

Астат реагирует с бромом и иодом, при этом образуются межгалогенные соединения — иодид астата AtI и бромид астата AtBr:

При действии на водный раствор астата водородом в момент реакции образуется газообразный астатоводород HAt. Однако ввиду одинаковой электроотрицательности водорода и астата астатоводород крайне неустойчив.

С металлами астат образует соединения, в которых проявляет степень окисления −1, как и все остальные галогены (NaAt — астатид натрия).

Биологическая роль.

Будучи схожим по химическим свойствам с иодом, астат радиотоксичен. При попадании в организм концентрируется в печени. Как и иод, астат способен накапливаться в щитовидной железе. Альфа-излучение астата поражает близлежащие ткани, приводит к нарушению их функции и в перспективе — к образованию опухолей.

История открытия галогенов.

В  одно время галогены называли солеродами. Почему такое название дано этим веществам? Они «рождают» соли при взаимодействии с металлами.

Все началось с поваренной соли. Одна из дорог, ведущих из Рима к местам соледобычи, так и называлась – Соляная дорога. Это древнее название сохранилось по сей день.

Сегодня поваренная соль NaCl общедоступна, в древности же ее ценили наравне с золотом: римским легионерам порой платили не деньгами, а поваренной солью. Интересно, что английское слово salary – «зарплата» происходит от латинского sal, что означает «соль».

В 1811 г. И.К.Швейгер предложил химикам называть эти элементы галогенами («галос» – соль, «генес» – рождаю).

Название химического элемента	Фтор	Хлор	Бром	Иод	Астат
Год открытия
Кем  открыт
Знак химического элемента
Атомная масса
Строение внешнего электронного слоя
Возможные степени окисления
Окислительная способность (неметаллические свойства)
Формула простого вещества
Вид химической связи, тип кристаллической решётки
Цвет, агрегатное состояние простого вещества
Плотность
Температура плавления
Температура кипения
Вывод:
Взаимодействие с водородом
Взаимодействие с металлами
Взаимодействие с водой
Взаимодействие с KF
Взаимодействие с KCl
Взаимодействие с KBr
Взаимодействие с KI
Вывод:
Биологическая роль

Название химического элемента	Фтор	Хлор	Бром	Иод	Астат
Год открытия	1886	1774	1825	1811	1940
Кем  открыт	Анри Маусан	Карл Шееле	Антуан Балар	Бернар Куртуа	Д. Корсонсо К. Маккенги Э. Сегре
Знак химического элемента	F	CI	Br	I	At
Атомная масса	19	35.5	80	127	210
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6 s26p5
Возможные степени окисления	0. -1	+7. +5. +3. +1. 0. -1	+7. +5. +3. +1. 0. -1	+7. +5. +3. +1. 0. -1
Окислительная способность (неметаллические свойства)	Ослабевают от фтора к йоду
Формула простого вещества	F2	CI2	Br2	I2	At2
Вид химической связи, тип кристаллической решётки	Ковалентная, неполярная, молекулярная	Ковалентная, неполярная, молекулярная	Ковалентная, неполярная, молекулярная	Ковалентная, неполярная, молекулярная
Цвет, агрегатное состояние простого вещества	Газ Светло-желтый	Газ Желто-зеленый	Жидкость Темно-бурый	Твёрдое вещество фиолетовый	Твёрдое вещество тёмно-синий
Плотность	1,108 г/см ³	1,56 г/см ³	3,12 г/см ³	4,93 г/см ³
Температура плавления	- 219,6	- 101	- 7,3	113,6	230 °C
Температура кипения	-188	-34	59,2	185,5	302 °C
Вывод: В 7 группе главной подгруппе увеличивается радиус атома, плотность, температуры плавления и кипения, ослабевают  неметаллические свойства, уменьшается электроотрицательность, фтор самый сильный неметалл.
Взаимодействие с водородом
Взаимодействие с металлами
Взаимодействие с водой
Взаимодействие с KF
Взаимодействие с KCl
Взаимодействие с KBr
Взаимодействие с KI
Вывод:
Биологическая роль	содержится в эмали зубов При недостаточном или избыточном потреблении могут развиваться заболевания зубов: кариес и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома.  Соприкосновение кожи с газом на 2 секунды вызывает термический ожог II степени	У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну, впервые применен в 1915 году во время битвы при Ипре.	Бром и его пары сильно токсичны, наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокруже-ние, носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом. Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги	У животных и человека иод входит в состав гормонов, вырабатываемых щитовидной железой — тироксина и трииодтиронина, оказывающих воздействие на рост, развитие и обмен веществ организма. Отсутствие или недостаток иода в рационе (что типично для некоторых местностей) приводит к заболеваниям (эндемический зоб, кретинизм), Иод ядовит. Смертельная доза 3 г. Вызывает поражение почек и сердечно-сосудистой системы. При вдыхании паров иода появляется головная боль, кашель, насморк, может быть отёк лёгких.	радиотоксичен накапливаться в щитовидной железе образованию опухолей

Знак химического элемента	F	CI	Br	I	At
Атомная масса	19	35.5	80	127	210
Строение внешнего электронного слоя	2s22p5	3s23p5	4s24p5	5s25p5	6 s26p5
Возможные степени окисления	0. -1	+7. +5. +3. +1. 0. -1	+7. +5. +3. 1.  0. -1	+7. +5. +3. +1. 0. -1

9 класс. Тема урока «Галогены»

Цель урока: актуализировать знания о строении атомов простых веществ на примере галогенов; изучить физические и химические свойства галогенов;

Задачи урока:

 Образовательные: повторить строение атомов простых веществ на примере галогенов; изучить физические свойства галогенов; закрепить знания о химических свойствах неметаллов на примере химических свойств галогенов, показать биологическую роль и применение  галогенов.

Развивающие: развить умение проведения химического эксперимента с соблюдением правил техники безопасности, строить логические цепочки и выводы из наблюдений, прогнозировать решение некоторых проблем.

Воспитательные: совершенствовать коммуникативные умения в ходе коллективного обсуждения, продолжать формировать убеждения учащихся в необходимости привлечения средств химии к пониманию и описанию процессов, происходящих в окружающем мире.

Урок нацелен на формирование  предметных, метапредметных и личностных результатов

Предметные:

- приводить примеры химических процессов в природе;

- находить черты, свидетельствующие об общих признаках химических процессов и их различиях.

– объяснять значение веществ в жизни и хозяйстве человека.

- определять основные классы неорганических веществ;

- понимать смысл химических терминов.

Личностные:

- умение формировать высказывания, суждения, делать предложения;

- развитие умственной деятельности: умений обобщать, делать выводы.

Метапредметные:

- умение анализировать информацию, делать выводы на основании своих наблюдений;

- формирование устной речи: формулирование вопроса и ответа на вопрос;

- перенесение информации с учебной и справочной литературы в опорную схему;

- владение способами самоконтроля и самооценки;

- умение работать в группе.

Оборудование и реактивы: проектор, мультимедийная презентация, электронное приложение к учебнику, ноутбуки, опорные схемы по теме к «Галогены», тесты, химические реактивы: бром, йод, спиртовой раствор йода, железо, HCl (конц), MnO_2,  крахмальный клейстер, цилиндр, ложечка для сжигания в-в, Al, спиртовка.

Ход урока:

I. ОМЭ. (3 мин)

Стадия вызова:

–Где мы с вами находимся в процессе познания химии? (Неметаллы)

- Кто такие неметаллы?

- Какие свойства проявляют атомы, если принимают электроны? (Окислительные)

- С каким неметаллом мы с вами познакомились на прошлом уроке? (Водород)

- Какое место водород занимает в ПС и чем это объясняется?

- Что вы можете сказать об окислительных свойствах водорода? (Самые слабые среди неметаллов).

Мы продолжаем изучение большой и важной темы «Неметаллы».  Сегодняшний урок будет посвящен изучению самых активных неметаллов.  Попробуйте определить, о каком химическом элементе идет речь.

Угадай элемент:

- Этот химический элемент входит в состав костной ткани и зубной эмали. Его соединения добавляют в зубную пасту. (Фтор)

- Его слабый запах можно ощущать в  водопроводной воде (им обеззараживают воду)  и при применении отбеливателя. (Хлор)

- Каждый пользовался спиртовой настойкой  этого вещества как кровоостанавливающим и обеззараживающим средством. (Йод)

- Его соединения применяют в фотографии в качестве светочувствительного вещества. Многие соединения обладают успокоительным действием. (Бром)

- Самый долгоживущий изотоп  имеет период полураспада всего 8,3 ч. (Астат)

– К какому семейству  относят названные вещества? (Галогены.)

Итак, какова же тема нашего сегодняшнего урока? (Галогены) 

Целеполагание. (2 мин)

1. Дать характеристику семейства галогенов по их  положению  в ПС и строению атомов;

2. Изучить состав и строение молекул,

3. Изучить физические  и   химические свойства    галогенов;

3. Изучить биологическое значение галогенов и их применение.

II. ОИЭ.

1. Работа в группах. (10 мин)

    Ребята, вы знаете, что мы живем в век НТП, который дает нам массу информации, с которой мы должны уметь работать: анализировать, сортировать, выбирать главное. Наша задача – за минимальное количество времени (1 урок) собрать необходимую информацию о галогенах. Предлагаю создать рабочие группы, которые будут собирать определенную информацию. Итак, у нас сегодня работают группы:

1) историки-теоретики (учащиеся, которые быстро и хорошо ориентируются в информации).  Их задача – изучить историю открытия галогенов.

2) физики-атомщики (учащиеся, которые умеют проявлять наблюдательность, находить черты сходства и различия). Их задача – предоставить материал об атомарном и молекулярном уровнях галогенов.

3) химики (учащиеся, которые имеют логическое мышление и умеют  объяснять химические процессы). Их задача – выяснить все о химических свойствах галогенов.

4) биологи (учащиеся, которые проявляют интерес к медицине). Их задача –найти материал о биологической роли галогенов.

    Каждая группа получает информацию, которую нужно проанализировать, выбрать необходимый материал и изложить его любым способом. Это может быть презентация, кластер и т.д.  Кроме этого каждый получает  технологическую карту, на которой будут работать все учащиеся. После выступления групп карта должна быть заполнена.

2. Выступление групп (15 мин)

– Как вы думаете с чего необходимо начинать изучение любых химических элементов? (С истории открытия химических элементов, положения в Периодической системе, строения атома, изменения свойств по группам и периодам, физических и химических свойств.)

3. Демонстрация опытов

а) возгонка иода (видео)

б) взаимодействие алюминия с иодом.

в) горение железа в хлоре.

III. РОЭ.

Задача по теме: «Галогены»

В четырех запаянных ампулах при нормальных условиях находятся простые вещества, образованные элементами одной подгруппы Периодической системы (ПС). Все 4 вещества чрезвычайно реакционноспособны и сами по себе ядовиты, тем не менее, атомы составляющих их элементов играют важнейшую роль в жизни любого человека. С одним из этих элементов ( в виде спиртового раствора того самого того вещества) Вы сталкиваетесь всякий раз, когда заботливые родители обрабатывают Ваши ссадины и порезы. Другой элемент входит в состав белого порошка, присутствующего практически на каждом обеденном столе.

Человечеству в целом эти элементы известны достаточно давно, косвенным доказательством  чего служат их короткие и резкие названия. Эти названия происходят от древнегреческих слов, характеризующих одно из свойств соответствующих простых веществ: цвет( для двух из них), запах, реакционную способность.

1.      В какой подгруппе ПС расположены элементы, о которых идет речь в задаче? Каково общее название этой подгруппы элементов и что оно означает?

2.      Как переводятся древнегреческие названия этих элементов на русский язык?

3.      Приведите формулу и химическое название белого порошка, без которого не обходится большинство процессов приготовления пищи.

4.      Два элемента из четырех встречаются в горных породах, два других не образуют сколько – нибудь значимых месторождений. Назовите эти пары элементов, приведите по одному примеру минералов для первой из них ( формула и минералогическое название).

5.      У этих 4 элементов есть еще один «родственник », совсем редко встречающийся в природе. Что это за элемент и в чем причина его малой распространенности?

6.      Три ампулы стеклянные, а одна сделана из полипропилена (органический полимер). Какое из веществ поместили в полипропиленовую ампулу и почему?

7.      Ампулы пронумерованы. Определите, какие номера соответствуют каждому из веществ, если о содержимом известно следующее:

        а) в 1-й и 3-й ампулах содержимое полностью газообразное;

        б) элементы из 2-ой и 3-й ампул химики обозначают однобуквенными символами. 

8. Какие соединения могут образовываться, если смешивать содержимое 2-й и 3-й ампул в разном соотношении? Приведите примеры.