Презентация на тему "Галогены"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Галогены

  Студентка 3 курса 1 группы Лунева Ольга Владимировна СПб 2015 Российский государственный педагогический университет им. А.И.Герцена

• 
  Слайд 2

  Определение и этимология галогенов

  Галоге́ны (от греч. ἁλός — «соль» и γένος — «рождение, происхождение»;) — химические элементы 7-ой группы периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы VII группы). К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus. Термин «галогены» в отношении всей группы элементов был предложен в 1841 году шведским химиком Й. Берцелиусом. Первоначально слово «галоген» (в буквальном переводе с греческого — «солерод») было предложено в 1811 году немецким учёным И. Швейггером в качестве названия для недавно открытого хлора, однако в химии закрепилось название, которое предложил Г. Дэви.

• 
  Слайд 3

  Строение галогенов

  На внешней электронной оболочке атомов галогенов содержатся семь электронов –два на s- и пять на p-орбиталях (ns2np5). Электронное строение галогенов на примере брома Табл.1 Распределение электронов в атомах галогенов

• 
  Слайд 4

  Свойства атомов

  Увеличивается радиус атома Неметаллические свойства ослабевают Уменьшается окислительная способность

• 
  Слайд 5

  Физические свойства

• 
  Слайд 6

  Вывод

  С увеличением относительной молекулярной массы веществ увеличивается температура кипения и температура плавления. Все простые вещества – галогены имеют молекулярную кристаллическую решётку, которая оказывает влияние на агрегатное состояние молекул, поэтому фтор и хлор -газы, бром – жидкость, а йод – твёрдое вещество, но для йода характерно такое физическое явление как возгонка, т.е.переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкую фазу. При возгонке в нагреваемой части прибора кристаллическое вещество испаряется, а в охлажденной снова конденсируется.

• 
  Слайд 7

  Получение галогенов

  В свободном состоянии галогены в природе не встречаются.Обычно они встречаются в восстановленном состоянии, а йод даже в окисленном в виде йодатов. Фтор можно получить электролизом расплавов его фторидов . Либо по реакции К.Кристе: Бром и йод можно получить взаимодействием бромидов, йодидов с окислителями. Для получения йода из йодатов на них действуют восстановителями. 2NaIO3+5SO2+4H2O=2NaHSO4↓+I2↓+3H2SO4

• 
  Слайд 8
  
• 
  Слайд 9

  Окислительно-восстановительные свойства

  Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к иоду можно судить и по их способности вытеснять друг друга из растворов солей. Сl2 + 2NaBr(pp) = 2NaCl(p.p) + Br2 Ослабление окислительных свойств галогенов от фтора к иоду наглядно проявляется при взаимодействии их с водородом. Н2 + Г2 = 2НГ (в любых условиях со взрывом) H2 + Cl2 = 2HCl (при поджигании или облучении прямым солнечным светом) H2 + Br2 = 2HBr (при нагревании и без взрыва) H2 + I2 = 2HI (протекает медленно даже при нагревании)

• 
  Слайд 10

  Хлор

• 
  Слайд 11

  Минералы

  Карналлит Каменная соль = поваренная соль = галит Сильвин

• 
  Слайд 12

  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+5Cl При нагревании: MnO2 + 4 HCl = MnCl2 + Cl2 + 2 H2O2KMnO4+16HCl (конц.)= 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

• 
  Слайд 13

  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 14

  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 15

  С неМеталлами

  H2 + Cl2 = 2 HCl(на свету) 2Cl2 + C = CCl4 3Cl2 + 2P (крист.) = 2PCl3 5 Cl2 + 2 P = 2PCl5 Образует соединения с другими галогенами: Cl2 + F2 = 2ClF Cl2 + 3F2 = 2ClF3, t = 200–400 °C Cl2 + 5F2 = 2ClF5

• 
  Слайд 16

  С бескислородным кислотами

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

• 
  Слайд 17
  

  Хлор в органике Хлор является активным реагентом в органическом синтезе. Его атомы входят в состав молекул соединений, относящихся к различным классам органических веществ. 1.CnH2n+2 + Cl2 (на свету) = CnH2n+1Cl + HCl [р. Семенова] 2. CnH2n + Cl2 = CnH2nCl2 3. CnH2n-2 + Cl2 – в несколько стадий 4. C6H6 + Cl2 (AlCl3) = C6H5Cl + HCl 5 .C6H6 + Cl2 (на свету) = гексахлоран Гомологи бензола + Cl2 (на свету) = замещение по радикальному механизму (Cl к альфа-H) 6.R-CH2-COOH + Cl2 (PCl5) = R-CHCl-COOH + HCl

• 
  Слайд 18
  

  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 19
  

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

• 
  Слайд 20
  

  Опыт 1.Демонстрирует способы получения хлора и его физические свойства.

  а) Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (4). В колбе Вюрца с газоотводной трубкой насыпаемнемного MnO2 , вливаем концентрированнуюсолянку и нагреваем: MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

• 
  Слайд 21
  

  б)Взаимодействие концентрированной соляной кислоты с перманганатом калия и получение хлорной воды. Колбу Вюрца закрепляем в штативе, насыпаем перманганат калия и ставим гидравлический затвор, закрываем колбу пробкой с капельной воронкой, в которую на 2/3 наливаем HCl. Газоотводную трубку опустить в наклонненно-закрепленую колбу приемник, заполненную дистиллированной водой. Открываем кран капельной воронки и наблюдаем образование хлорной воды. Cl2 + H2O = HCl + HClO 2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

• 
  Слайд 22
  

  Опыт 2.Демонстрирует химические свойства хлора при взаимодействии с простыми веществами.

  а) Горение водорода в хлоре. В стеклянный цилиндр, заполненный хлором, через аппарат Киппа с длинной изогнутой газоотводной трубкой подаем водород, открыв кран аппарата, поджигаем водород и медленно опускаем трубку с горящим водородом в цилиндр с хлором. Затем налить лакмус в цилиндр. Наблюдаем изменение цвета лакмуса с темно-синего на красный. H2 + Cl2 = 2HCl

• 
  Слайд 23
  

  б) Взрыв смеси хлора с водородом. Один стеклянный цилиндр наполнить водородом, а другую – хлором. Закрыть оба цилиндра стеклянными пластинками. В помещении должен быть рассеянный свет. Цилиндр с водородом, не переворачивая, поставить на цилиндр с хлором. Быстро убрать стеклянные пластинки и несколько раз перемешать газы. Разъединить цилиндры. Один из них быстро обернуть полотенцем и, держа наклонено отверстием вниз, поднести к пламени горелки. Прилить в цилиндр раствор лакмуса, видя изменение раствора с темно-синего цвета до красного. Cl2 + hv = 2Cl- H2 + Cl- = HCl + H+ H+ + Cl2 = HCl + Cl-

• 
  Слайд 24

  Опыт 3.Демонстрируют взаимодействие хлора со сложными веществами.

  а) Обесцвечивание органических красителей. В три пробирки на 1/3 объема налить растворы лакмуса, фуксина и чернил. Приливаем несколько мл хлорной воды. Наблюдаем обесцвечивание растворов. б) Обесцвечивание тканей (беление). В одну пробирку налить 4-5 мл серной кислоты, во вторую 10 мл хлорной воды. Заполнить обе пробирки хлором и закрыть стеклянными пластинками, к которым заранее пластилином прикрепляют полоски цветной ткани.