close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Галогены

код для вставкиСкачать
Подготовила ученица 9 «Б»
класса Усольцева Виктория
Проверила учитель химии
Бахарева Т.А.
Средняя общеобразовательная школа №4
Что называется галогенами?
Галогены- (от греч. ἁλός — соль и γένος —
рождение, происхождение) — химические элементы,
относящиеся к 17/VII группе периодической
системы Менделеева.
Реагируют почти со всеми простыми веществами.
Все галогены — энергичные окислители, поэтому
встречаются в природе только в виде соединений.
С увеличением порядкового номера химическая
активность галогенов уменьшается, химическая
активность галоид-ионов F-, Сl-, Вr-, Iувеличивается.
К галогенам относятся Фтор F, Хлор Cl, Бром Br,
Иод I , Астат At
Средняя общеобразовательная школа №4
Положение галогенов (F, Cl, Br, I.) в периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева
Периоды
ряды
1
1
1
Водород
H
1,0079
2
2
3
Литий
Li
6,941
4
Бериллий
Be
9,01218
3
3
11
Натрий
Na
22,98977
12
Магний
Mg
24,305
4
19
Калий
K
39,0983
20
Кальций
Ca
40,08
4
I
5
6
9
7
10
IV
V
VI
VII
VIII
37
Рубидий
Rb
85,4678
47
Серебро
Ag
107,868
7
Азот
N
14,0067
8
Кислород
O
15,9994
9
Фтор
F
18,9984
10
Неон
Ne
20,179
13
Алюминий
Al
26,98154
14
Кремний
Si
28,0855
15
Фосфор
P
30,97376
16
Сера
S
32,06
17
Хлор
Cl
35,453
18
Аргон
Ar
39,948
35
Бром
Br
79,904
36
Криптон
Kr
83,80
53
Иод
I
126,9045
54
Ксенон
Xe
131,29
85
Астат
At
[210]
86
Радон
Rn
[222]
31
Галлий
Ga
69,72
48
Кадмий
Cd
112,41
79
Золото
Au
196,9665
40
Цирконий
Zr
91,22
57*
Лантан
La
138,9055
24
Хром
Cr
51,996
50
Олово
Sn
118,69
34
Селен
Se
78,96
42
Молибден
Mo
95,94
51
Сурьма
Sb
121,75
73
Тантал
Ta
180,9479
82
Свинец
Pb
207,2
104
Резерфордий
Rf
[261]
25
Марганец
Mn
54,9380
33
Мышьяк
As
74,9216
41
Ниобий
Nb
92,9064
72
Гафний
Hf
178,49
81
Таллий
Tl
204,383
89**
Актиний
Ac
227,0278
23
Ванадий
V
50,9415
32
Германий
Ge
72,59
49
Индий
In
114,82
80
Ртуть
Hg
200,59
88
Радий
Ra
226,0254
22
Титан
Ti
47,88
39
Иттрий
Y
88,9059
56
Барий
Ba
137,33
87
Франций
Fr
[223]
6
Углерод
C
12,011
30
Цинк
Zn
65,38
38
Стронций
Sr
87,62
55
Цезий
Cs
132,9054
5
Бор
B
10,81
21
Скандий
Sc
44,9559
29
Медь
Cu
63,546
7
8
III
2
Гелий
He
4,0026
5
6
II
52
Теллур
Te
127,60
74
Вольфрам
W
183,85
83
Висмут
Bi
208,9804
105
Дубний
Db
[262]
43
Технеций
Tc
[98]
75
Рений
Re
186,207
84
Полоний
Po
[209]
106
Сиборгий
Sg
[263]
Средняя общеобразовательная школа №4
107
Борий
Bh
[262]
ФТОР
Открытие фтора
«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.
Средняя общеобразовательная школа №4
Химические свойства фтора
Самый активный неметалл,
бурно взаимодействует почти со
всеми веществами (редкие
исключения — фторопласты), и с
большинством из них — с
горением и взрывом. В
атмосфере фтора горят даже
вода и платина. Единственной
реакцией, в которой фтор
является восстановителем,
является реакция разложения
XeF8 -> XeF6 + F2
Средняя общеобразовательная школа №4
Физические свойства фтора
Фтор F2- газ, не
сжигается при обычной
температуре. Имеет
светло-желтый цвет и
резко раздражающий
запах.
Si + 2F2 = SiF4 + 370 ккал
H2 + F2 = 2HF + 129,4 ккал
2H2O + 2F2 = 4HF + O2 + 143 ккал
Плавится при -220 0С, а
начинает кипеть при -180 0С.
Средняя общеобразовательная школа №4
Применение фтора
Фтор встречается исключительно в виде
солей, рассеянных различными горным породам.
Он входит в состав зубной эмали. Фтор вызывает
воспаление слизистых оболочек и сильные, долго
незаживающие ожоги кожи. Фтор не может
быть растворим в воде , так как энергично
разлагает её.
Фтор является самым сильным окислителем.
Он из-за своей высокой электроотрицательности
, может быть выведен из соединений только
путём электролиза.
Фтор используют для получения некоторых
ценных фторопроизводных углеродов, обладающих
уникальными свойствами, например смазочных
веществ, выдерживающих высокую температуру,
пластической массы стойкой к химическим
регентам ,жидкостей для холодильников.
Средняя общеобразовательная школа №4
Хлор
Открытие хлора
Впервые хлор был получен в 1772 г.
Шееле, описавшим его выделение
при взаимодействии пиролюзита с
соляной кислотой в своём
трактате о пиролюзите
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Шееле отметил запах хлора, схожий
с запахом царской водки, его
способность взаимодействовать с
золотом и киноварью, а также его
отбеливающие свойства.
Дэви, которому электролизом
удалось разложить поваренную
соль на натрий и хлор.
Средняя общеобразовательная школа №4
Физические свойства хлора
При нормальных условиях — желтозеленый газ, сжижается при
температуре −34 °C и затвердевает при
— 101 °C, а при +1400° диссоциирует на
атомы . Один литр газообразного хлора
при нормальных условиях (температура
0 °C и давление 760 мм ртутного столба)
весит 3,214 г. Степень диссоциации Cl2
+243 кДж = 2Cl. При 1000 К равна 2,07*104 %; при 2500 К 0.909 %. Хлор хорошо
растворяется в жидкостях: один объём
воды растворяет около двух объемов
хлора, образующийся раствор называют
«хлорной водой», растворяется в ТiСl4,
SiCl4, SnCl4 и в некоторых органических
растворителях (особенно в гексане и
четырёххлористом углероде).
Средняя общеобразовательная школа №4
Химические свойства хлора
Хлор имеет один неспаренный электрон
на внешнем уровне по которому
происходит образование химической
связи: Cl+17 1S² 2S² 2p6 3S² 3p5,поэтому
чаще всего хлор проявляет
валентность равную единице, за
исключением высших кислородных
соединений
1. Химически хлор очень активен, он сильнейший окислитель:
Cl20 + H2+S2- → 2H+Cl- + S0
2. Хлор непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с
некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):
Cl2 + 2Na → 2NaCl (при н.у.)
3. C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя
соответствующие хлориды:
Cl2 + hν → Cl- + Cl4. Хлор в воде дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и
соляную кислоты :
Cl20
+ H2O
→ H+Cl- +HOCl+.
Средняя
общеобразовательная
школа №4
Применение хлора
Хлор. Главная масса хлорида натрия находится в
воде морей и океанов. При вдыхании паров вызывает
ожог слизистых дыхательных путей, кашель,
удушье, боли в груди и в глазах, слезотечение, отёк
лёгких, ослабления сердца.
Свободный хлор проявляет высокую химическую
активность, хотя и меньшую чем фтор. Он
непосредственно взаимодействует со всеми
простыми веществами за исключением кислорода,
азота и благородных газов.
При комнатной температуре без освещения хлор
практически не взаимодействует с водородом, но
при нагревании или на ярком солнечном свету
реакция протекает по цепному механизму со
взрывом.
Хлор реагирует с водой и на свету образует с ней
соляную и хлорноватистую кислоту:
Хлор получают электролизом концентрированных
водных растворов NaCl. Хлор применяют для
получения хлористого водорода и соляной кислоты ,
для отбеливания ткани и бумаги ,
обеззараживания питьевой воды .
Средняя общеобразовательная школа №4
Бром
Открытие хлора
В 1825 молодой французский химик Антуан
Жером Балар (Antoine-Jérôme Balard),
работавший препаратором в
Фармакологической школе при университете
небольшого южного городка Монпелье,
приступил к своим первым самостоятельным
научным исследованиям. С древнейших
времен Монпелье был знаменит своими
соляными промыслами. Для добычи соли на
берегу моря вырывали бассейны и заполняли
их морской водой. После того, как под
действием солнечных лучей вода испарялась,
выпавшие кристаллы соли вычерпывали, а
оставшийся маточный раствор (рапу)
возвращали обратно в море.
Средняя общеобразовательная школа №4
Физические свойства брома
Бром Br2 –это жидкость
,буровато-коричневого цвета.
Имеет резкий и зловонный
запах.
Плавится при -7оС, а
начинает кипеть при
+58оС
Средняя общеобразовательная школа №4
Химические свойства брома
БРОМ (Bromum, Br) – элемент 17 (VIIa)
группы периодической системы,
атомный номер 35, относительная
атомная масса 79,904. Природный бром
состоит из двух стабильных изотопов:
79Br (50,69 ат.%) и 81Br (49,31 ат.%), а
всего известно 28 изотопов с массовыми
числами от 67 до 94.
В химических соединениях бром
проявляет степени окисления от –
1 до +7, в природе встречается
исключительно в степени
окисления –1.
Средняя общеобразовательная школа №4
Применение брома
Бром встречается в природе в
виде солей натрия и калия
вместе с солями хлора , а так же
в воде соленых озер. Он хорошо
растворяется во многих
органических растворителях ,
сероуглеродах , этиловом спирте,
диэтиловом эфире, хлороформе,
бензоле.
Бром ядовитое вещество. При
вдыхании паров брома :насморк,
кашель, удушье, явление
Химическая активность брома меньше, чем у хлора, но
бронхита, слезотечение,
все же велика. Со многими металлами и неметаллами
канъюктивит.
они реагируют в обычных условиях. При этом бром по
активности мало уступает хлору. Соединение брома с
водородом происходит лишь при нагревании.
Бром находит применение для выработки специальных
добавок к моторным топливам и поучения соединений
брома. Бромиды калия и натрия используют в медицине,
в фотографии.
Растворы бромидов натрия и калия под химическим
неправильным названием «бром» применяется как
успокаивающее средство при расстройствах нервной
системы.
Средняя общеобразовательная школа №4
Йод
Открытие йода
Йод открыл КОТ!!
« Иодэс » - фиолетовый ,
открыл Куртуа. Любимый
кот ученого на бутылки ,
содержащие золу морских
водорослей в спиртовом
растворе и
концентрированную
серную кислоту. Бутылки
разбились , жидкости
смешались , с пола стали
подниматься клубы синефиолетового пара, который
и оказался йодом
Средняя общеобразовательная школа №4
Физические свойства йода
Йод – твердое вещество . Имеет
черно-фиолетовый цвет с
металлическим свойством. Имеет
резкий запах
Плавится при температуре
+186оС. Температура кипения
тоже +186 оС.
Средняя общеобразовательная школа №4
Химические свойства
Химически Йод довольно активен, хотя и в меньшей
степени, чем хлор и бром. С металлами Йод при легком
нагревании энергично взаимодействует, образуя Йодиды.
Элементный Йод - окислитель, менее сильный, чем хлор и
бром. Сероводород, тиосульфат натрия и другие
восстановители восстанавливают его до I- .
Хлор и другие сильные окислители в водных растворах
переводят его в IO3-.
При растворении в воде Йода частично реагирует с ней;
В горячих водных растворах щелочей образуются Йодид и
Йодат.
При нагревании йод взаимодействует с фосфором:
А йодид фосфора в свою очередь взаимодействует с водой:
При взаимодействии H2SO4 и KI образуется продукт,
окрашенный темно-бурый цвет, и сульфатная кислота
восстанавливается до H2S
Йод легко реагирует с алюминием, причем катализатором
в этой реакции является вода:
Средняя общеобразовательная школа №4
Применение йода
Йод. Соединения йода имеются в морской воде ,но в столь
малых количествах , что непосредственное выделение их из воды
очень затруднительно. Значительное количество йода
содержится в подземных буровых водах. В организме человека
йода содержится 0,0001 %. Йод при комнатной температуре
представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым
белком. При нагревании под атмосферным давлением он
сублимируется , превращаясь в пар фиолетового цвета; при
охлаждении пары йода кристаллизируется , минуя жидкое
состояние.
Химическая активность выражена слабее, чем у других
галогенов. Активность йода меньше, чем у хлора , но все же со
многими металлами он способен реагировать при обычных
условиях, образуя соли.
Йод ядовитое вещество. Симптомы отравления : бурое
окрашивание языка и слизистой оболочки рта, рвота бурыми и
синими массами, понос, головная боль, насморк, кожная сыпь.
В не больших дозах йод регулирует работу щитовидной железы.
При недостатке йода возникает базедова болезнь.
Средняя общеобразовательная школа №4
Открытие астата
Предсказан (как «эка-иод») Д. И. Менделеевым. В
1931 Ф. Аллисон с сотрудниками (Алабамский
политехнический институт) сообщили об
открытии этого элемента в природе и
предложили для него название «алабамин» (Ab),
однако этот результат не подтвердился.
Впервые астат был получен искусственно в
1940 Д. Корсоном, К. Мак-Кензи и Э. Сегре .Для
синтеза изотопа 211At они облучали висмут
альфа-частицами.
В 1943—1946 годах изотопы астата были
обнаружены в составе природных
радиоактивных рядов.
В русской терминологии элемент вначале
назывался «астатин».
Средняя общеобразовательная школа №4
Физические свойства
Астат — твёрдое вещество.
Для него характерно сочетание
свойств неметаллов (галогенов)
и металлов (полоний, свинец и
другие). Как и иод, астат
хорошо растворяется в
органических растворителях и
легко ими экстрагируется. По
летучести немного уступает
иоду, но также может легко
отгоняться.
Температура плавления
302°C, кипения
(возгонки) 337°C.
Средняя общеобразовательная школа №4
Химические свойства
Галоген. В положительных степенях
окисления астат образует
кислородсодержащую форму, которую
условно обозначают как Aτ+.
При действии на водный раствор
астата водородом в момент реакции
образуется газообразный
астатоводород HAt. Астат в водном
растворе восстанавливается SO2 и
окисляется Br2. Астат, как металлы,
осаждается из солянокислых
растворов сероводородом (H2S).
Вытесняется из раствора цинком
(свойства металла).
Средняя общеобразовательная школа №4
Документ
Категория
Презентации по химии
Просмотров
143
Размер файла
454 Кб
Теги
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа