Содержание

Слайд 2

Положение в таблице
Строение атома
Физические свойства
История открытия
Минералы
Получение

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

Слайд 3

Положение в таблице

Хлор - химический элемент седьмой группы, главной подгруппы, третьего периода

Положение в таблице Хлор - химический элемент седьмой группы, главной подгруппы, третьего
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.

Слайд 5

Строение атома

Заряд ядра +17, электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3s23p5. Хлор

Строение атома Заряд ядра +17, электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3s23p5.
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.

Слайд 7

Возбуждения

В невозбужденном состоянии галогены имеют валентность, равную 1, а в возбужденном (переход

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

Слайд 9

Молекула хлора двухатомна. Связь одинарна и образуется при перекрывании одноэлектронных р-облаков двух

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.

Молекула хлора

Слайд 10

Физические свойства

С возрастанием молекулярной массы температуры плавления и кипения веществ, состоящих из

Физические свойства С возрастанием молекулярной массы температуры плавления и кипения веществ, состоящих
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.

Слайд 11

Физические свойства

Хлор – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Это первое химическое

Физические свойства Хлор – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Это
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.

Слайд 12

Физические свойства

Физические свойства

Слайд 13

История открытия

Первым из галогенов был открыт хлор (К. Шееле, 1774 год). Полученный

История открытия Первым из галогенов был открыт хлор (К. Шееле, 1774 год).
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.

Слайд 14

В природе встречается два стабильных изотопа хлора:35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%).
Содержание хлора

В природе встречается два стабильных изотопа хлора:35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%). Содержание
в земной коре составляет 1,7% (по массе). Важнейшие минералы: галит NaCl, сильвин KCl, бишофит MgCl2·H2O, сильвинит KCl·NaCl, карналлит KCl·MgCl2·6H2O. 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).

Распространение в природе

Слайд 15

Минералы

Каменная соль = поваренная соль = галит

Карналлит

Сильвин

Минералы Каменная соль = поваренная соль = галит Карналлит Сильвин

Слайд 16

Получение

Основной промышленный способ получения хлора – электролиз хлоридов щелочных металлов (NaCl, KCl).

Получение Основной промышленный способ получения хлора – электролиз хлоридов щелочных металлов (NaCl,
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+5Cl2

При нагревании:
MnO2 + 4 HCl = MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

6HCl + KClO3 = 3Cl2 + KCl + 3H2O

Слайд 17

Получение

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

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

Слайд 18

Химические свойства

Хлор – активный окислитель. Энергично реагирует с металлами и большинством неметаллов (за

Химические свойства Хлор – активный окислитель. Энергично реагирует с металлами и большинством
исключением O2, N2 и благородных газов). Вступает также в реакции диспропорционирования, для протекания которых наиболее благоприятна щелочная среда, способствующая образованию простых и сложных анионов.

Слайд 19

Хлор - один из самых активных неметаллов. При взаимодействии с металлами с

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:

С Металлами

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

2K + Cl2 = 2 КCl

2 Fe + 3Cl2 = 2 FeCl3

Cu + Cl2 = CuCl2

Слайд 20

Cu+Cl2=CuCl2

2Fe+3Cl2 = 2FeCl3

Cu+Cl2=CuCl2 2Fe+3Cl2 = 2FeCl3

Слайд 21

H2 + Cl2 = 2 HCl(на свету)

С Неметаллами

2Cl2 + C =

H2 + Cl2 = 2 HCl(на свету) С Неметаллами 2Cl2 + C
CCl4
3Cl2 + 2P (крист.) = 2PCl3
5 Cl2 + 2 P = 2PCl5

Слайд 22

Образует соединения с другими галогенами:
Cl2 + F2 = 2ClF
Cl2 + 3F2 =

Образует соединения с другими галогенами: Cl2 + F2 = 2ClF Cl2 +
2ClF3, t = 200–400 °C
Cl2 + 5F2 = 2ClF5

5Cl2 + 2Sb = 2SbCl5

Слайд 23

Хлор растворяется вводе (в 1 объеме воды растворяется 2 объема хлора) с

Хлор растворяется вводе (в 1 объеме воды растворяется 2 объема хлора) с
образованием "хлорной воды":
Cl2 + H2O = HCl + HClO

С Водой

Со щелочами

Cl2 + 2KOH(хол) = KCl + KClO(гипохлорит) + H2O

Cl2 + 6KOH(гор) = 5KCl + KClO3(хлорат) + 3H2O

Слайд 24

С Бескислородными Кислотами

Cl2 + HBr = 2HCl + Br2
Cl2 + HI =

С Бескислородными Кислотами Cl2 + HBr = 2HCl + Br2 Cl2 +
2HCl + I2

Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2
Cl2 + FeCl2 = 2FeCl3

С Солями

Слайд 25

Хлор в органике

Хлор является активным реагентом в органическом синтезе. Его атомы входят

Хлор в органике Хлор является активным реагентом в органическом синтезе. Его атомы
в состав молекул соединений, относящихся к различным классам органических веществ.

CnH2n+2 + Cl2 (на свету) = CnH2n+1Cl + HCl [р. Семенова]
CnH2n + Cl2 = CnH2nCl2
CnH2n-2 + Cl2 – в несколько стадий
C6H6 + Cl2 (AlCl3) = C6H5Cl + HCl
C6H6 + Cl2 (на свету) = гексахлоран
Гомологи бензола + Cl2 (на свету) = замещение
по радикальному механизму (Cl к альфа-H)
5. R-CH2-COOH + Cl2 (PCl5) = R-CHCl-COOH + HCl

Слайд 26

Применение хлора

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
Основным

Применение хлора Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
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.

Слайд 27

Для обеззараживания воды — «хлорирования».

В химическом производстве соляной кислоты, хлорной

Для обеззараживания воды — «хлорирования». В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести,
извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
Имя файла: Хлор.pptx
Количество просмотров: 80
Количество скачиваний: 0