Презентация Галогены. Хлор онлайн

Содержание слайда: Галогены Студентка 3 курса 1 группы Лунева Ольга Владимировна СПб 2015

Содержание слайда: 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.

Содержание слайда: Строение галогенов На внешней электронной оболочке атомов галогенов содержатся семь электронов –два на s- и пять на p-орбиталях (ns2np5).

Содержание слайда: Свойства атомов

Содержание слайда: Физические свойства

Содержание слайда: 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.

Содержание слайда: 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:

Содержание слайда: Химические свойства Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату, т.к. радиус увеличивается. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты. Галогены присоединяют один недостающий электрон. 2Ag + F2= 2AgF Остальные галогены реагируют с металлами в основном при нагревании. 2Sb + Сl2 = 2SbCl3 2Sb + 5Cl2 = 2SbCl5 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Cu + Cl2 = CuCl2 2Аl + 3Cl2 = 2АlCl3

Содержание слайда: 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)

Содержание слайда: Хлор

Содержание слайда: Минералы Карналлит

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

Содержание слайда: Химические свойства

Содержание слайда: С Металлами

Содержание слайда: 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

Содержание слайда: С бескислородным кислотами Cl2 + HBr = 2HCl + Br2 Cl2 + HI = 2HCl + I2

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда: Опыт 1. Демонстрирует способы получения хлора и его физические свойства. а) Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (4). В колбе Вюрца с газоотводной трубкой насыпаем немного MnO2 , вливаем концентрированную солянку и нагреваем: MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Содержание слайда: 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

Содержание слайда: 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

Содержание слайда: 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-

Содержание слайда: 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.