Презентация на тему ""Галогены""

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Дегтярева М.О. Московская область г. Королёв АОУ ЛНИП 242-645-771

• 
  Слайд 2
  

  К элементам VII группы, главной подгруппы относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At Общее название - галогены (греч. «солеобразующие») - большинство их соединений с металлами представляют собой типичные соли (KCl, NaCl и т.д.).

• 
  Слайд 3
  

  В свободном виде не встречаются Флюорит CaF2

• 
  Слайд 4

  ГалитNaCl

• 
  Слайд 5
  

  Cильвинит KCl NaCl

• 
  Слайд 6
  

  Иод — элемент редкий

• 
  Слайд 7
  

  +9 2 7 )) +85 2 8 18 32 18 7 )))))) +17 2 8 7 ))) +35 2 8 18 7 )))) +53 2 8 18 18 7 ))))) Радиус атома Электроотрицательность Окислительные свойства Неметаллические свойства

• 
  Слайд 8
  
• 
  Слайд 9
  

  Название "фтор" (от греческого phthoros - разрушение, гибель) 18,998 9 72 Ни один из химических элементов не принес химикам столько трагических событий, как фтор. Это зеленовато-желтый газ, немного тяжелее воздуха, с характерным запахом и необыкновенной химической активностью. В свободном состоянии фтор был получен 26 июня 1886 г. французским химиком Муассаном.

• 
  Слайд 10
  

  Хлор был открыт шведским химиком Карлом Шееле в 1774 г. 35,453 17 782 Газ желто-зеленого цвета с резким запахом, ядовит в 2,5 раза тяжелее воздуха в 1 объеме воды при 20 °С растворяется около 2 объемов хлора в 1810 году сэр Гемфри Дэви назвал газ "хлорином"(Chlorine), от греческого "зелёный". Этот термин используется в английском языке, а в других языках закрепилось название "хлор".

• 
  Слайд 11
  

  от греч. bromos – зловоние единственный неметалл, жидкий при комнатной температуре 79,9 35 7 188 2 79Вr (50,56%) 81Вr (49,44%) пары брома имеют желто-бурый цвет при температуре –7,25° C бром затвердевает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском тяжелая красно-бурая жидкость с неприятным запахом

• 
  Слайд 12
  

  от греч. iodes—имеющий фиалковый цвет в парообразное состояние переходит при комнатной t°, не плавясь (сублимация); пары -фиолетового цвета 126,9 53 7 18 188 2 Иод был открыт в 1811 г. Куртуа в золе морских водорослей, а с 1815 г. Гей-Люссак стал рассматривать его как химический элемент Известны 37 изотопов иода с массовыми числами от 108 до 144.

• 
  Слайд 13
  

  Превращение в пары, минуя жидкое состояние

• 
  Слайд 14
  

  Молекулы галогенов состоят из двух атомов. Cl+ Cl→ ClCl Связь – ковалентная неполярная

• 
  Слайд 15
  

  Галогены – типичные окислители Hal2 + 2e → 2Hal -1 Окислительные и неметаллические свойстваатомов уменьшаются от фтора к иоду 0

• 
  Слайд 16

  Сравнение окислительных свойств

  +9 2 7 )) +85 2 8 18 32 18 7 )))))) +17 2 8 7 ))) +35 2 8 18 7 )))) +53 2 8 18 18 7 ))))) Окислительные свойства Неметаллические свойства Радиус атома ←е- ←е- ←е- ←е- ←е-

• 
  Слайд 17

  Восстановительные свойства ионов

  Ионы галогенов являются типичными восстановителями 2Hal - 2e→Hal2 -1 0 С водородом галогены образуют летучие водородные соединения Устойчивость галогеноводородов уменьшается в ряду: HCl HF HBr HI Cила галогеноводородных кислот увеличивается в ряду: HCl HF HBr HI

• 
  Слайд 18

  Строение - свойства

  Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5 S Р d Степени окисления Е 1 2 3 окислитель -1 HClNaCl MgCl2 +1 HClO восстановитель +3 HClO2

• 
  Слайд 19
  

  Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5 S Р d Степени окисления Е 1 2 3 -1 HClNaCl MgCl2 +1 HClO восстановитель +3 HClO2 +5 HClO3 +7 HClO4

• 
  Слайд 20
  

  1. Взаимодействие с металлами Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании): 2. Взаимодействие с неметаллами C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды. 2Na + Cl2→ 2NaCl 2Fe + 3Cl2→ 2FeCl3 -1 -1 Cl2 + H2→ 2HCl 5Cl2 + 2P → 2PCl5 -1 -1

• 
  Слайд 21
  

  3. Взаимодействие с водой с образованием смеси кислот Cl2 + H2О →HCl + HClO -1 0 +1 хлорноватистая соляная 4. Взаимодействие с солями других галогенов более активные галогены вытесняют менее активные из растворов их солей Cl2 + 2NaBr→ 2NaCl + Br2 -1 -1 0 0 5. Взаимодействие с растворами щелочей с образованием солей 2NaOH + Cl2 →NaCl + NaClO + H2O 6NaOH + 3Cl2 →5NaCl + NaClO3 + 3H2O t

• 
  Слайд 22
  

  В промышленности: электролиз расплава или раствора хлорида натрия В лаборатории: 4 HСl + MnO2 →MnCl2+Cl2↑+ 2H2O 2NaCl→ 2Na + Cl2 HСl + MnO2 →MnCl2+Cl2↑+ H2O 16 HСl + 2KMnO4→ 2KСl +2MnCl2+ 5Cl2↑+ 8H2O

• 
  Слайд 23
  

  ядохимикаты обеззараживание питьевой воды отбеливание бумаги и тканей производство соляной кислоты производство лекарственных средств пластмассы каучуки

• 
  Слайд 24
  

  - 5 % спиртовой раствор йода используется для дезинфекции кожи вокруг повреждения - В рентгенологических и томографических исследованиях применяются йодсодержащие контрастные препараты - Галоге́ннаяла́мпа — лампа накаливания, в баллон которой добавлены пары галогенов (брома или йода) - Лазерный термоядерный синтез - иодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах В технике В медицине

• 
  Слайд 25
  

  Что значит название «Галогены»? В чём сходство электронного строения этих элементов? Какие свойства в окислительно-восстановительном плане проявляют галогены? Какой галоген наиболее химически активен? Как изменяется активность галогенов вниз по группе?

• 
  Слайд 26
  

  Учебник «Химия-9» § 13, 14 стр. 71 № 1 – 4