Презентация на тему "Хлор"

Включить эффекты
1 из 29
Смотреть похожие
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
4.0
1 оценка

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Презентация для школьников на тему "Хлор" по химии. pptCloud.ru — удобный каталог с возможностью скачать powerpoint презентацию бесплатно.

Содержание

  • Слайд 1

    Хлор

  • Слайд 2

    Положение в таблице Строение атома Физические свойства История открытия Минералы Получение Химические свойства Применение

  • Слайд 3

    Положение в таблице Хлор - химический элемент седьмой группы, главной подгруппы, третьего периода периодической системы элементов Д. И. Менделеева, порядковый номер 17, относительная атомная масса 35,4527, относится к галогенам. Общее название элементов VIIA группы – галогены – происходит от греческих слов – "галс" – соль и "генес" – рождающий, т. е. "солероды". У галогенов наиболее ярко по сравнению с остальными элементами выражены свойства неметаллов. Говорят, галогены – типичные неметаллы.

  • Слайд 4

  • Слайд 5

    Строение атома

    Заряд ядра +17, электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3s23p5. Хлор проявляет степени окисления –1, +1, +3, +5, +7 . При движении по группе сверху вниз число энергетических уровней увеличивается, значит увеличивается радиус атома и ослабляется связь валентных электронов с ядром. Таким образом, среди галогенов самый маленький атом у фтора и самый большой у астата. Легче всего оторвать электрон от атома At и труднее – от атома F.

  • Слайд 6

  • Слайд 7

    Возбуждения В невозбужденном состоянии галогены имеют валентность, равную 1, а в возбужденном (переход электронов на вакантные d-облака) увеличивается число неспаренных электронов до 7. Следовательно, валентность галогенов может быть 3; 5; 7 (исключение атом фтора).

  • Слайд 8

  • Слайд 9

    Молекула хлора

    Молекула хлора двухатомна. Связь одинарна и образуется при перекрывании одноэлектронных р-облаков двух атомов хлора.

  • Слайд 10

    Физические свойства

    С возрастанием молекулярной массы температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул одинакового строения, повышаются. Все галогены окрашены: фтор – светло-желтый, хлор – желтовато-зеленый, бром – красно-коричневый, йод – серо-фиолетовый. За исключением фтора, который бурно реагирует с водой, галогены мало растворимы в воде. Чтобы приготовить концентрированный раствор, используют другие растворители. Водные растворы галогенов называются соответственно хлорной, бромной и йодной водой, в них галогены сохраняют в значительной мере свои свойства.

  • Слайд 11

    Хлор – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Это первое химическое оружие. Во время Первой мировой войны 1914–1918 гг. его применяли в качестве боевого отравляющего вещества. Хлор тяжелее воздуха в 2,5 раза, поэтому стелется по земле и в виде газового облака переносится ветром  на значительные расстояния. Хлор вызывает раздражение дыхательных путей, а вдыхание большого его количества вызывает смерть от удушья. При содержании хлора в воздухе 0,9 мл/л смерть наступает в течение 5 минут.

  • Слайд 12

    Ядовитость газа - объясняется его большой химической активностью. Он легко вступает в соединение почти со всеми химическими элементами Отнимая водород от воды, входящей в состав каждой клетки растительных и животных организмов, хлор тем самым разрушает структуру их, что влечет гибель всего живого. Активность хлора "убила" и его самого. В природе в свободном состоянии он не встречается. Если же где-либо и образуется при редких условиях (например, при извержениях подводных морских вулканов), то в очень небольших количествах, и тотчас исчезает в результате взаимодействия с окружающими веществами.

  • Слайд 13

    Хлор - один из химических элементов, без которого немыслимо существование живых организмов. Основная форма его поступления в организм – это хлорид натрия, который стимулирует обмен веществ, рост волос, придает бодрость и силу. Больше всего хлорида натрия NaCI содержится в плазме крови. И хотя почти все пищевые продукты содержат некоторое количество поваренной соли, человек добавляет её к пище ежедневно. Поваренная соль NaCI Биологическое значение и применение хлора.

  • Слайд 14

    Физические свойства

  • Слайд 15

    История открытия

    Первым из галогенов был открыт хлор (К. Шееле, 1774 год). Полученный желто-зеленый газ шведский ученый принял за сложное вещество. Лавуазье и Бертолле считали, что этот газ является оксидом неизвестного элемента "мурия". В 1807 году английский химик Гемфри Дэви получил тот же газ, что и Шееле. Три года пытался Дэви выделить из него "мурий", но безуспешно. Он пришел к выводу, что получил новый элемент и назвал его "хлорин" (от "хлорос" – желто-зеленый). Через пять лет Гей-Люсак дал газу название хлор. В жидком виде хлор был впервые получен в 1823 году М. Фарадеем.

  • Слайд 16

    Распространение в природе

    В природе встречается два стабильных изотопа хлора:35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%). Содержание хлора в земной коре составляет 1,7% (по массе). Важнейшие минералы: галитNaCl, сильвин KCl, бишофит MgCl2·H2O, сильвинит KCl·NaCl, карналлит KCl·MgCl2·6H2O. Кроме того, он содержится в виде соединений в морской, речной, озерной водах. Важнейший биоэлемент, необходим для нормальной жизнедеятельности организма. В живом организме содержится 0,15 % от массы тела, входит в состав клеточной и других биологических жидкостей (желудочный сок, плазма).

  • Слайд 17

    Минералы

    Каменная соль = поваренная соль = галит Карналлит Сильвин

  • Слайд 18

    Получение

    Основной промышленный способ получения хлора – электролиз хлоридов щелочных металлов (NaCl, KCl). Также его получают окислением HCl кислородом воздуха в присутствии катализаторов – хлорида меди (II) и хлорида железа (III): 4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O В лаборатории молекулярный хлор получают взаимодействием HCl с перманганатом калия, оксидом марганца (IV), бихроматом калия и др.: 2KMnO4+16HCl (конц.) = 2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2 При нагревании: MnO2 + 4 HCl= MnCl2 + Cl2 + 2 H2O 6HCl + KClO3 = 3Cl2 + KCl + 3H2O

  • Слайд 19

    2KMnO4+16HCl (конц.)= 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

  • Слайд 20

    Химические свойства

    Хлор – активный окислитель. Энергично реагирует с металлами и большинством неметаллов (за исключением O2, N2 и благородных газов). Вступает также в реакции диспропорционирования, для протекания которых наиболее благоприятна щелочная среда, способствующая образованию простых и сложных анионов.

  • Слайд 21

    С Металлами

    Хлор - один из самых активных неметаллов. При взаимодействии с металлами с переменной валентностью (Fe, Cr) в отличие от соляной кислоты заставляет их проявлять большую степень окисления: 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 2K + Cl2 = 2 КCl 2 Fe + 3Cl2 = 2 FeCl3 Cu+Cl2=CuCl2

  • Слайд 22

    Cu+Cl2=CuCl2 2Fe+3Cl2 = 2FeCl3

  • Слайд 23

    С Неметаллами

    H2 + Cl2 = 2 HCl(на свету) 2Cl2 + C = CCl4 3Cl2 + 2P (крист.) = 2PCl3 5 Cl2 + 2 P = 2PCl5

  • Слайд 24

    Образует соединения с другими галогенами: Cl2 + F2 = 2ClF Cl2 + 3F2 = 2ClF3, t = 200–400 °C Cl2 + 5F2 = 2ClF5 5Cl2 +2Sb = 2SbCl5

  • Слайд 25

    С Водой

    Хлор растворяется вводе (в 1 объеме воды растворяется 2 объема хлора) с образованием "хлорной воды": Cl2 + H2O = HCl + HClO Со щелочами Cl2+2KOH(хол) = KCl+KClO(гипохлорит) +H2O Cl2+6KOH(гор) =5KCl+KClO3(хлорат) +3H2O

  • Слайд 26

    С Бескислородными Кислотами

    Cl2 + HBr = 2HCl + Br2 Cl2 + HI = 2HCl + I2 Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2 Cl2 + FeCl2 = 2FeCl3 С Солями

  • Слайд 27

    Применение хлора Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: Основным компонентом отбеливателей является хлорная вода В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы.

  • Слайд 28

    Для обеззараживания воды — «хлорирования». В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

  • Слайд 29

    Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Использовался как оружие массового поражения и в производстве других отравляющих веществ массового поражения: иприт, фосген.

Посмотреть все слайды

Предложить улучшение Сообщить об ошибке