Галогены
<<  ВОЗДЕЙСТВИЕ ИОНИЗИРУЮЩЕГО ИЗЛУЧЕНИЯ НА ОРГАНИЗМ ЧЕЛОВЕКА Галогены-друзья или враги  >>
Презентация к уроку-конференции По теме: «Галогены»
Презентация к уроку-конференции По теме: «Галогены»
Галогены
Галогены
Галогеноводородные кислоты образуются при растворении
Галогеноводородные кислоты образуются при растворении
История открытия галогенов:
История открытия галогенов:
О происхождении названий галогенов
О происхождении названий галогенов
Электронная структура атомов галогенов
Электронная структура атомов галогенов
Электронное строение и свойства галогенов
Электронное строение и свойства галогенов
Лабораторные методы получения галогенов
Лабораторные методы получения галогенов
Фтор
Фтор
Хлор
Хлор
Бром
Бром
Йод
Йод
Физические и биологические свойства
Физические и биологические свойства
Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто
Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто
Физические свойства галогенов
Физические свойства галогенов

Презентация на тему: «Галогены». Автор: SamLab.ws. Файл: «Галогены.pptx». Размер zip-архива: 915 КБ.

Галогены

содержание презентации «Галогены.pptx»
СлайдТекст
1 Презентация к уроку-конференции По теме: «Галогены»

Презентация к уроку-конференции По теме: «Галогены»

Номинация ХИМИЯ

Учитель химии МБОУ «Гимназия №22» Илиадис Т.Г.

2 Галогены

Галогены

Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы. Фтор, хлор, бром и йод образуют семейство галогенов. Фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах, отбелки тканей и бумажной массы. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство.

А. Хлор Б. Бром В. Йод

3 Галогеноводородные кислоты образуются при растворении

Галогеноводородные кислоты образуются при растворении

галогеноводородов в воде.

Фтороводородная кислота ( плавиковая) HF. Хлороводородная кислота (соляная) HCl Бромоводородная кислота HBr. Йодоводородная кислота HI. Оксокислоты: Хлорная – НСlO4 Сl2O7 Хлорноватая – НСlO3 Сl2O5 Хлористая – НСlO2 Сl2O3 Хлорноватистая- НСlO Сl2O.

4 История открытия галогенов:

История открытия галогенов:

Хлор

Иод

Бром

Фтор

Название

Год открытия

История

1774 г.

“Хлорос” - желто-зеленый, открыл Шееле

1811 г.

“Иодэс” - фиолетовый, открыл Куртуа. Любимый кот ученого прыгнул на бутылки, содержащие золу морских водорослей в спиртовом растворе и концентрированную серную кислоту. Бутылки разбились, жидкости смешались, с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, который и оказался иодом.

1826 г.

“Бромос” - зловонный, открыл Балар. Получен при исследовании жидкости из растворенной в воде золы морских водорослей (при пропускании через нее хлора).

1866 г.

“Фторос” - разрушающий. Анри Муассан был удостоен Нобелевской премии за открытие фтора. Однако, когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз его был закрыт черной повязкой. В истории фтора немало трагических страниц.

5 О происхождении названий галогенов

О происхождении названий галогенов

Галоген

Фтор

Хлор

Бром

Йод

Астат

Название

Исходное слово

Значение

Галс (греч.) Ген (греч.)

Соль Образующий

Флуо (лат.)

Течь, текучий

Хлорос (греч.)

Зеленовато-желтый

Бромос (греч.)

Зловонный

Иодес (греч.)

Фиолетовый

Астатос (греч.)

Неустойчивый

Слог «ген» в качестве приставки либо суффикса входит во многие научные термины, например в слова генератор и антиген. Обычно он означает рост или образование чего-либо. Таким образом, слово галоген (гало + ген) означает «образующий соль».

6 Электронная структура атомов галогенов

Электронная структура атомов галогенов

Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов. Они легко присоединяют еще один электрон, образуя галогенидные ионы. Галогенид-ион имеет устойчивый октет электронов. Галогены характеризуются высокой электроотрицательностью и реакционной способностью и поэтому в свободном виде не встречаются в природе. Однако галогенид-ионы широко распространены в природе. Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в результате обобществления пары электронов - по одному от каждого атома.

7 Электронное строение и свойства галогенов

Электронное строение и свойства галогенов

Фтор

Хлор

Бром

Йод

*В таблице приведены некоторые данные о структуре атомов и молекул галогенов. Обратим внимание на то, что атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в их молекулах последовательно возрастают при перемещении к нижней части группы. Однако энергии диссоциации связи и, следовательно, прочность связи в молекулах галогенов при этом, наоборот, уменьшаются . Исключением в этом отношении является только фтор. Небольшая прочность связи фтора, по-видимому, обусловлена слишком близким расположением атомов в его молекуле. Это приводит к сильному отталкиванию между Не связывающими электронами, что вызывает ослабление связи.

Элемент

Атомный номер

Электронная конфигурация атомов

Конфигурация внешней оболочки

Атомный радиус, нм

Ионный радиус, нм

Длина связи, нм

Энергия Диссоциации и связи, кДж/моль

9

2.7

2s22p5

0,072

0,136

0,142

158

17

2.8.7

Зs23p5

0,099

0,181

0,200

242

35

2.8.18.7

4s24р5

0,114

0,195

0,229

193

53

2.8.18.18.7

5s25р5

0,133

0,216

0,266

151

8 Лабораторные методы получения галогенов

Лабораторные методы получения галогенов

9 Фтор

Фтор

встречается в природе в виде фторидов, например, флюорита CaF2. Фтор получают электролизом расплавов фторидов щелочных металлов. В лабораторных условиях фтор можно получить термолизом высших фторидов некоторых металлов, например, 2CeF4 = 2CeF3 + F2 .

10 Хлор

Хлор

Встречается в природе, в основном, в виде хлоридов. Например, известны мощные залежи галита (NaCl), образовавшиеся при испарении соленых морей и озер. Основным методом получения хлора из галита является электролиз концентрированного раствора NaCl с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространства: 2NaCl + 2H2O В лабораторных условиях хлор получают взаимодействием концентрированной HCl с такими окислителями, как КMnO4 , а также MnO2, K2Cr2O7 и т.д. 16HCl + 2KMnO4 = Cl2­ +2KCl +2MnCl2 + 8H2O.

11 Бром

Бром

Сильный окислитель. Непосредственно реагирует с металлам и почти со всеми неметаллами (кроме О2, N2, С и благородных газов) и многими металлами: Ca + Br2 = CaBr2 2Al + 3Br2 = 2AlBr3 H2 + Br2 = 2HBr Br2 + 5F2 = 2BrF5 Br2 + Cl2 = 2BrCl Не взаимодействует с кислотами; со щелочами образует бромиды и гипобромиты (на холоду) или броматы (при нагревании). Черно-бурая жидкость (в проходящем свете темно-красная); пары желто- бурого цвета с резким неприятным запахом. Бром содержащийся в морской воде и буровых водах в виде бромидов, извлекают путем обработки реакционной смеси хлором при рН=3.5, чтобы избежать образования солей оксокислот брома. В лаборатории бром и иод получают взаимодействием галогенидов с окислителем (MnO2) в кислой среде, например: MnO2 + 2H2SO4 + 2KI = I2 + MnSO4 + 2H2O + K2SO4.. Образующийся йод экстрагируют или отделяют перегонкой с водяным паром

12 Йод

Йод

Твердое кристаллическое вещество черно-серого цвета с фиолетовым металлическим блеском. При нагревании легко возгоняется, образуя фиолетовые пары. Плохо растворяется в воде, хорошо растворяется в органических растворителях. Молекула двухатомна. Из буровых вод и золы, образующейся при сгорании морских водорослей, выделяют иод. Вступая в химическое взаимодействие, иод проявляет степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. H2 + I2 =t 2HI 2Al + 3I2 = 2AlI3 5F2 + I2 = 2IF5 3Cl2 + I2 = 2ICl3 Cl2 + I2 = 2ICl

Кристаллический йод

13 Физические и биологические свойства

Физические и биологические свойства

Все галогены - токсичные вещества. Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообразный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыхательную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту. Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельным исходом в аварийной обстановке нечасты, поскольку людей, на­дышавшихся этим газом, обычно удается вовремя удалить из отравленной зоны.

14 Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто

Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто

посещает плавательные бассейны. Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах йода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары йода. Температуры плавления и кипения галогенов указаны в таблице. Все галогены - окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы. Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических растворителях, образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлорометане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.

15 Физические свойства галогенов

Физические свойства галогенов

Фтор

Хлор

Бром

Йод

Элемент

Температура плавления, °С

Температура кипения, °С

Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С

-220

-188

Бледно-желтый газ

-101

-34

Желто-зеленый газ

-7

58

Коричневая жидкость с тяжелыми коричневыми парами

114

183

Блестящие серо-черные кристаллы

«Галогены»
http://900igr.net/prezentacija/khimija/galogeny-189544.html
cсылка на страницу

Галогены

16 презентаций о галогенах
Урок

Химия

65 тем
Слайды