Презентация на тему "Галогены" 8 класс

Содержание

• 
  Слайд 1

  галогены

• 
  Слайд 2
  

  F2 («разрушающий») - газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом. Очень ядовит. Получен в свободном виде Анри Муассаном в 1886 году электролизом жидкого безводного фтористого водорода.

• 
  Слайд 3
  

  Cl2 - желто-зелёный газ. Тяжёлый, очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах

• 
  Слайд 4
  

  Br2(«зловонный»)— красно-бурая жидкость. Ядовит. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.

• 
  Слайд 5
  

  I2 — фиолетово-чёрные кристаллы. Очень легко возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.

• 
  Слайд 6
  

  Астат — сине-чёрные кристаллы. Очень радиоактивен, поэтому о нём сравнительно мало известно. Период полураспада наиболее долгоживущего изотопа — астата-210 — равен 8,2 часа.

• 
  Слайд 7

  Общая характеристика.

• 
  Слайд 8

  Нахождение в природе.

  флюорит - CaF2 фтораппатит – Ca5(PO4)3F криолит - Na3AlF6 галитNаCl сильвин КCl, сильвинит NаCl·КCl карналлит КCl·МgCl2 ·6Н2О

• 
  Слайд 9
  

  бром содержится в морской воде, в водахминеральных источников, в морскихводорослях. Йод может встречаться в природе в виде простого вещества.

• 
  Слайд 10

  Получение

  1. Важнейший способ получения фтора — электролиз расплавов фторидов. 2. Хлор в лабораторных условиях получают действием различных окислителей на соляную кислоту. МnО2 + 4НСl = МnСl2 + Сl2↑ + 2Н2О. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl В промышленности - электролизом раствора NaCl 2NaCl + 2H2O = H2 + Cl2 + 2NaOH

• 
  Слайд 11
  

  3. Получение брома:1) 6КВr + К2Сr2О7 +7Н2SО4 = = ЗВr2 + Сr2(SО4)3 + 4К2SО4 + 7Н2О.2) 2KBr + CL2 = 2KCl + Br2получение йода 2KI + CL2 = 2KCl + I2

• 
  Слайд 12

  Химические свойства

  Сильные окислители. Взаимодействие с металлами ( образуются галогениды): 2Аl + 3F2 = 2АlF3 2AI + 3I2 = 2AlI3 (капляводы – катализатор) 2Fе + 3Сl2 = 2FеCl3 2Na + Br2 = 2NaBr

• 
  Слайд 13

  2. Взаимодействие с неметаллами

  Взаимодействие с водородом (образуются галогеноводороды): H2 + Cl2 = 2HCl (реакцияидетнасвету) Взаимодействие с фосфором: 2P + 5Cl2 = 2PCl5 С углеродом, кислородом и азотом хлор не взаимодействует.

• 
  Слайд 14

  Взаимодействие с серой:

  S + 2Cl2 = SCl4 с кремнием: Si +2Вr2 = SiBr4

• 
  Слайд 15

  2. Взаимодействие со сложными веществами.

  Хлор, бром, йод растворяются в воде, образуя соответственно хлорную, бромную и йодную воду. Cl2 + H2O = HCl + HClO(хлорноватистая кислота) во фторе вода сгорает: 2F2+ 2H2O = 4HF + O2 С оксидом углерода() CO + Cl2 = COCl2 (фосген)

• 
  Слайд 16

  С кислотами, анионы которых могут окисляться:

  2HBr + Cl2 = Br2 + 2HCl I2 + H2S = S + 2HI HNO2 + Cl2 + H2O = HNO3 + 2HCl С растворами щелочей: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O Cl2 + Ca(OH)2 = CaOСl2 + H2O хлорнаяизвесть С солями: 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

• 
  Слайд 17

  Кислородсодержащие кислоты хлора

  Хлорноватистая кислота  HClO (H–O–Cl), слабая кислота, сильный окислитель (разлагается HClO = HCl + O); соли – гипохлориты (NaCIO). Хлористая кислота HClO2(H–O–Cl=O), слабая кислота, сильный окислитель; соли- хлориты. Хлорноватая кислота HClO3 Сильная кислота, сильный окислитель; соли – хлораты. Хлорная кислота HClO4 очень сильная кислота, очень сильный окислитель; соли - перхлораты.

• 
  Слайд 18

  Применение галогенов.

  в химической промышленности, для очистки воды и отходов, в производстве пластмасс, фармацевтических препаратов, целлюлозы и бумаги, тканей, смазочных материалов. отбеливающие и дезинфицирующие средства.

• 
  Слайд 19

  Домашнее задание

  Напишите реакции взаимодействия фтора с литием, магнием, фосфором, водородом. К каждому уравнению реакции составить уравнение электронного баланса. 2) Осуществить превращение: хлорхлороводородхлорид меди(II)гидроксид меди (II)оксид меди (II)медь 3) Порошок алюминия массой 13,5 г добавили к порции брома массой 120 г. Вычислите массу образовавшегося бромида алюминия.