Презентация на тему " Хлор"

Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Презентация на тему " Хлор" которая рассказывает о химических и физических свойствах данного элемента.

Краткое содержание

  1. Характеристика элементов подгруппы VIIA
  2. Характеристические соединения
  3. Нахождение в природе
  4. Характеристика химического элемента
  5. Характеристика простого вещества
  6. Термодинамические параметры
  7. Физические свойства
  8. Химические свойства
  9. Важнейшие соединения хлора

Содержание

  • Слайд 1

    Характеристика элементов VII группы главной подгруппы Хлор

    • Выполнила Ширяева София
    • ХБ-5

  • Слайд 2

     

  • Слайд 3

    Характеристика элементов подгруппы VIIA

    • Э: F
    • Cl
    • Br
    • I
    • At
    • ns2np5 − p-элементы, типические
    • ndº
    • 2dº
    • 3d104s24p5
    • 4f145d106s26p5
    • кайносимметричность
    • хар. В(Э):
    • 1
    • 1, 3, 5, 7
    • 1, 3, 5
    • хар. С.О.(Э):
    • −1, 0,
    • (+4), (+6)
    • (+4)
    • +1, +3, +5, +7
    • rков.; I; Еса; (ЭО) ; немет. св-ва ; мет
    • н/металл


  • Слайд 4

    Характеристические соединения

    • 1 0 +1 +3 +4 +5 +6 +7
    • HF F2
    • HCl Cl2 Cl2O ClO2 ClO3 Cl2O7
    • HClO HClO2 HClO3 HClO4
    • NaClO NaClO2KClO3KClO4
    • Ca(ClO)2 Ba(ClO3)2 Mg(ClO4)2
    • HBr Br2 HBrO HBrO3 HBrO4
    • NaBrO3 KBrO4
    • HI I2I2O5H5IO6
    • HIO HIO3K5IO6
    • KIO3KH4IO6

  • Слайд 5

     

    • В природе сколько:
    • кора, w %
    • 8∙102
    • 4,5∙10−2
    • 3∙10−5
    • 1∙10−4
    • ?
    • относительно много
    • мало
    • степень
    • конц-ии:
    • рудообразующие
    • рассеянные
    • состояние:
    • Минеральные формы:
    • связанные
    • CaF2
    • Плавиковый шпат
    • 3Ca3(PO4)∙CaF2
    • Фторапатит
    • NaCl
    • Галит
    • KCl
    • Сильвин
    • KCl∙MgCl2∙6H2O
    • карналлит
    • Скважины
    • Водоросли
    • Вулканы
    • Э: F
    • Cl
    • Br
    • I
    • At

  • Слайд 6

    Нахождение в природе

    • В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов:
    • Галит NaCl
    • Галит синий. Нью-Мексико, США
    • Галит (фиолетовый). Саксония-Анхальт, Германия.

  • Слайд 7

     

    • Сильвин KCl
    • Сильвин, Германия. Музей им. А.Е.Ферсмана
    • Сильвин и галит, Соликамск. Музей им. А.Е.Ферсмана
    • Сильвинит KCl · NaCl
    • Сильвинит. Верхнекамское месторождение (Пермский край)
    • Сильвинит или калийная соль. Добыча

  • Слайд 8

     

    • Бишофит MgCl2·6H2O
    • Бишофит. Минерал Волгоградской области

  • Слайд 9

     

    • Карналлит KCl·MgCl2·6Н2O
    • Рудник №2, Прикарпатье, Украина
    • Галит и карналлит

  • Слайд 10

     

    • Каинит KCl·MgSO4·3Н2О
    • Каинит. Брауншвейг, Германия
    • Калуш,Украина

  • Слайд 11

    Характеристика химического элемента

    • Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17
    • Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)
    • Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17
    • Строение атома:

  • Слайд 12

     

    • Электронная формула:
    • Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
    • Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
    • Сродство к электрону: 349 (кДж/моль)
    • Электроотрицательность по Полингу: 3,20

  • Слайд 13

    Характеристика простого вещества

    • Тип связи: ковалентная неполярная
    • Молекула двухатомная
    • Изотопы: 35Cl (75,78 %) и 37Cl(24,22 %)
    • Тип кристаллической решетки: молекулярная
    • Молекулярная кристаллическая
    • решётка

  • Слайд 14

    Термодинамические параметры

  • Слайд 15

    Физические свойства

  • Слайд 16

    Химические свойства

    • 1. Реакция дисмутации («хлорная вода»)
    • 1 стадия: Cl2 + H2O = HCl + HOCl
    • 2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород
    • 2. Окисление простых веществ
    • a) с водородом:
    • Cl2 + H2 = 2HCl
    • б) с металлами:
    • Cl2 + 2Na = 2NaCl
    • в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:
    • 3Cl2 + 2P = 2PCl3
    • С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!

  • Слайд 17

     

    • 3. Взаимодействие со сложными веществами
    • а) с водой: см. выше реакция дисмутации
    • б) с кислородсодержащими кислотами: не реагирует!
    • в) с растворами щелочей:
    • на холоду: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
    • при нагревании: 3Cl2+ 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
    • д) со многими органическими веществами:
    • Cl2 + CH4 = CH3Cl + HCl
    • C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl

  • Слайд 18

    Важнейшие соединения хлора

    • Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д(HCl)
    • Бесцветный, термически устойчивый газ (при н.у.) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде с образованием хлороводородной (соляной) кислоты.
    • При растворении в воде протекают следующие процессы:
    • HClг + H2Oж = H3O+ж + Cl−ж
    • Процесс растворения сильно экзотермичен.
    • Соляная кислота образует соли — хлориды

  • Слайд 19

     

    • Свойства соляной кислоты:
    • Очень устойчива к нагреванию
    • В воде кислота
    • Слабый окислитель по протону
    • Под действием сильных окислителей анион окисляется
    • HCl →

  • Слайд 20

     

    • Как окислитель реагирует:
    • Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑
    • Конц. соляная кислота реагирует с медью:
    • 2 Cu + 4 HCl → 2 H[CuCl2] + H2↑
    • FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O
    • При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
    • MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2 H2O
    • При нагревании окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):
    • 4 HCl + O2 → 2 H2O +2 Cl2↑

  • Слайд 21

     

    • Смесь 3v HCl: 1v HNO3 называется «царской водкой».
    • Она способна растворять даже золото и платину.
    • 4 H3O+ + 3 Cl− + NO3− = NOCl + Cl2 + 6 H2O
    • Расстворение идет благодаря высокой концентрации хлорид-ионов :
    • 3 Pt + 4 HNO3 + 18 HCl → 3 H2[PtCl6] + 4 NO↑ + 8 H2O
    • Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
    • R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3
    • R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2-CH3

  • Слайд 22

     

    Оксиды хлора

  • Слайд 23

     

    • Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты (Cl2O)
    • В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C — жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. При больших концентрациях взрывоопасен. Самопроизвольно медленно разлагается:
    • Кислотный и солеобразующий. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:
    • Быстро реагирует со щелочами:
    • Cl2O + 2NaOH(разб.) = 2NaClO + H2O

  • Слайд 24

     

    • Диоксид хлора, оксид хлора (IV), (ClO2)
    • В нормальных условиях газ красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO2 представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету.
    • Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы на свету медленно разлагаются:

  • Слайд 25

     

    • Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
    • 2ClO2 + 5H2SO4(разб.) + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2HCl + 4H2O
    • ClO2 + O3 = ClO3 + O2
    • ClO2 + 2NaOHхол. = NaClO2 + NaClO3 + H2O
    • ClO2 реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы.
    • Выгодным считается обеззараживание воды при помощи диоксида хлора. Но в наши дни этот метод практически не применяется.

  • Слайд 26

     

    • Хлорноватистая кислота (HClO)
    • Очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.
    • В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO−:
    • Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли — гипохлориты — сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:
    • HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H2O

  • Слайд 27

     

    • Хлористая кислота (HClO2)
    • Одноосновная кислота средней силы.
    • В свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:
    • Нейтрализуется щелочами.
    • HClO2 + NaOH(разб. хол.) = NaClO2 + H2O
    • Ангидрид этой кислоты неизвестен.
    • Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов.
    • Преимущественно сильный окислитель:
    • 5HClO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

  • Слайд 28

     

    • Хлорноватая кислота (HClO3)
    • Сильная одноосновная кислота. Соли – хлораты.В свободном виде не получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается:
    • Легко восстанавливается до соляной кислоты:
    • HClO3 + 5HCl(конц.) = 3Cl2 + 3H2O
    • HClO3 + NaOH(разб.)= NaClO3 + H2O
    • При пропускании смеси SO2 и воздуха образуется диоксид хлора:

  • Слайд 29

    Получение

    • Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение:
    • Метод Шееле
    • Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

  • Слайд 30

     

    • Метод Дикона
    • Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.
    • Электрохимические методы
    • Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:

  • Слайд 31

     

    Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов

  • Слайд 32

    Применение

  • Слайд 33

    Физиологическое действие

    • Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. 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.
    • 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.

  • Слайд 34

     

    • 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. Летальня доза для человека перорально составляет 14 мг/кг. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух. Для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Рекомендуется обильное питьё теплого молока с минеральной водой или содой, кофе.
    • Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги.

  • Слайд 35

     

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

  • Слайд 36

     

    • Астат. 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. Кроме того, частичное накопление астата наблюдается в молочных железах.
    • 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% .
    • Предельно допустимая концентрация связанного фтора в воздухе промышленных помещениях равна 0,0005 мг/литр воздуха.

Посмотреть все слайды
Презентация будет доступна через 45 секунд