Презентация на тему "Хлор"

Скачать презентацию (2.72 Мб)
161 загрузок
2.8 оценка

Включить эффекты

1 из 36

ВКонтакте Одноклассники Мой Мир Телеграм

Ваша оценка презентации

Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов

2.8

2 оценки

Аннотация к презентации

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

Краткое содержание

Характеристика элементов подгруппы VIIA
Характеристические соединения
Нахождение в природе
Характеристика химического элемента
Характеристика простого вещества
Термодинамические параметры
Физические свойства
Химические свойства
Важнейшие соединения хлора

Формат

pptx (powerpoint)
Количество слайдов

36
Автор

Ширяева С.
Аудитория

8 класс 9 класс 10 класс 11 класс
Слова

химия неорганическая химия химические элементы
Конспект

Отсутствует
Предназначение
- Презентация сделана учеником для получения оценки

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 →
- t°
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.