Презентация к уроку (9 класс) по теме: Презентация по теме "Хлор". - презентация

1 Презентация по химии Ученицы 11 класса Каримовой Юлии Учитель химии Столяренко С.Ю.

2 Положение в таблице Положение в таблице Строение атома Строение атома Физические свойства Физические свойства История открытия История открытия Минералы Минералы Получение Получение Химические свойства Химические свойства Применение Применение

3 Хлор - химический элемент седьмой группы, главной подгруппы, третьего периода периодической системы элементов Д. И. Менделеева, порядковый номер 17, относительная атомная масса 35,4527, относится к галогенам. Общее название элементов VIIA группы – галогены – происходит от греческих слов – "галс" – соль и "генес" – рождающий, т. е. "солероды". У галогенов наиболее ярко по сравнению с остальными элементами выражены свойства неметаллов. Говорят, галогены – типичные неметаллы.

4

5 Заряд ядра +17, электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3s 2 3p 5. Хлор проявляет степени окисления –1, +1, +3, +5, +7 (+4, +6 – редко). При движении по группе сверху вниз число энергетических уровней увеличивается, значит увеличивается радиус атома и ослабляется связь валентных электронов с ядром. Таким образом, среди галогенов самый маленький атом у фтора и самый большой у астата. Легче всего оторвать электрон от атома At и труднее – от атома F.

6

7 В невозбужденном состоянии галогены имеют валентность, равную 1, а в возбужденном (переход электронов на вакантные d-облака) увеличивается число неспаренных электронов до 7. Следовательно, валентность галогенов может быть 3; 5; 7 (исключение атом фтора).

8

9 Молекула хлора двухатомна. Связь одинарна и образуется при перекрывании одноэлектронных р- облаков двух атомов хлора. Кроме того, в молекуле хлора имеет место донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющие связь.

10 С возрастанием молекулярной массы температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул одинакового строения, повышаются. Все галогены окрашены: фтор – светло-желтый, хлор – желтовато-зеленый, бром – красно-коричневый, йод – серо-фиолетовый. За исключением фтора, который бурно реагирует с водой, галогены мало растворимы в воде. Чтобы приготовить концентрированный раствор, используют другие растворители. Водные растворы галогенов называются соответственно хлорной, бромной и йодной водой, в них галогены сохраняют в значительной мере свои свойства.

11 Хлор – ядовитый газ желто- зеленого цвета с резким запахом. Это первое химическое оружие. Во время Первой мировой войны 1914–1918 гг. его применяли в качестве боевого отравляющего вещества. Хлор тяжелее воздуха в 2,5 раза, поэтому стелется по земле и в виде газового облака переносится ветром на значительные расстояния. Хлор вызывает раздражение дыхательных путей, а вдыхание большого его количества вызывает смерть от удушья. При содержании хлора в воздухе 0,9 мл/л смерть наступает в течение 5 минут.

12

13 Первым из галогенов был открыт хлор (К. Шееле, 1774 год). Полученный желто- зеленый газ шведский ученый принял за сложное вещество. Лавуазье и Бертолле считали, что этот газ является оксидом неизвестного элемента "мурия". В 1807 году английский химик Гемфри Дэви получил тот же газ, что и Шееле. Три года пытался Дэви выделить из него "мурий", но безуспешно. Он пришел к выводу, что получил новый элемент и назвал его "хлорин" (от "хлорос" – желто-зеленый). Через пять лет Гей-Люсак дал газу название хлор. В жидком виде хлор был впервые получен в 1823 году М. Фарадеем.

14 В природе встречается два стабильных изотопа хлора: 35 Cl (75,77%) и 37 Cl (24,23%). Содержание хлора в земной коре составляет 1,7% (по массе). Важнейшие минералы: галит NaCl, сильвин KCl, бишофит MgCl 2 ·H 2 O, сильвинит KCl·NaCl, карналлит KCl·MgCl 2 ·6H 2 O. Кроме того, он содержится в виде соединений в морской, речной, озерной водах. Важнейший биоэлемент, необходим для нормальной жизнедеятельности организма. В живом организме содержится 0,15 % от массы тела, входит в состав клеточной и других биологических жидкостей (желудочный сок, плазма).

15 Каменная соль = поваренная соль = галит КарналлитСильвин

16 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 + O 2 = 2Cl 2 + 2H 2 O В лаборатории молекулярный хлор получают взаимодействием HCl с перманганатом калия, оксидом марганца (IV), бихроматом калия и др.: 2KMnO 4 +16HCl (конц.) = 2KCl+2MnCl 2 +8H 2 O+5Cl 2 При нагревании: MnO HCl = MnCl 2 + Cl H 2 O 6HCl + KClO 3 = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O

17 2KMnO 4 +16HCl (конц.)= 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O + 5Cl 2

18 Хлор – активный окислитель. Энергично реагирует с металлами и большинством неметаллов (за исключением O 2, N 2 и благородных газов). Вступает также в реакции диспропорционирования, для протекания которых наиболее благоприятна щелочная среда, способствующая образованию простых и сложных анионов.

19 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 + 3Cl 2 = 2AlCl 3 2K + Cl 2 = 2 КCl 2 Fe + 3Cl 2 = 2 FeCl 3 Cu + Cl 2 = CuCl 2

20 2Fe+3Cl 2 = 2FeCl 3

21 H 2 + Cl 2 = 2 HCl(на свету) 2Cl 2 + C = CCl 4 3Cl 2 + 2P (крист.) = 2PCl 3 5 Cl2 + 2 P = 2PCl5

22 Образует соединения с другими галогенами : Cl 2 + F 2 = 2ClF Cl 2 + 3F 2 = 2ClF 3, t = 200–400 °C Cl 2 + 5F 2 = 2ClF 5 5Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 5

23 Хлор растворяется вводе (в 1 объеме воды растворяется 2 объема хлора) с образованием "хлорной воды": Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO Cl 2 + 2KOH(хол) = KCl + KClO(гипохлорит) + H 2 O Cl 2 + 6KOH(гор) = 5KCl + KClO 3 (хлорат) + 3H 2 O

24 Cl 2 + HBr = 2HCl + Br 2 Cl 2 + HI = 2HCl + I 2 Cl 2 + 2NaI = 2NaCl + I 2 Cl 2 + FeCl 2 = 2FeCl 3

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

26 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.

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

28 Производство хлорорганических инсектицидов веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Использовался как оружие массового поражения и в производстве других отравляющих веществ массового поражения: иприт, фосген.