Презентация на тему Характеристика элементов VII группы главной подгруппы. Хлор

Содержание

Слайд 6

Нахождение в природе

В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор

Нахождение в природе В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку
очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов:

Галит NaCl

Галит синий. Нью-Мексико, США

Галит (фиолетовый). Саксония-Анхальт, Германия.

Слайд 7

Сильвин KCl

Сильвин, Германия. Музей им. А.Е.Ферсмана

Сильвин и галит, Соликамск. Музей им. А.Е.Ферсмана

Сильвинит KCl · NaCl

Сильвинит.

Сильвин KCl Сильвин, Германия. Музей им. А.Е.Ферсмана Сильвин и галит, Соликамск. Музей
Верхнекамское месторождение (Пермский край)

Сильвинит или калийная соль. Добыча

Слайд 8

Бишофит MgCl2·6H2O

Бишофит. Минерал Волгоградской области

Бишофит MgCl2·6H2O Бишофит. Минерал Волгоградской области

Слайд 9

Карналлит KCl·MgCl2·6Н2O

Рудник №2, Прикарпатье, Украина

Галит и карналлит

Карналлит KCl·MgCl2·6Н2O Рудник №2, Прикарпатье, Украина Галит и карналлит

Слайд 10

Каинит KCl·MgSO4·3Н2О

Каинит. Брауншвейг, Германия

Калуш,Украина

Каинит KCl·MgSO4·3Н2О Каинит. Брауншвейг, Германия Калуш,Украина

Слайд 11

Характеристика химического элемента

Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17
Относительная атомная

Характеристика химического элемента Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер 17
масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)
Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17
Строение атома:

Слайд 12

Электронная формула:
Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
Энергия

Электронная формула: Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7
ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Сродство к электрону: 349 (кДж/моль)
Электроотрицательность по Полингу: 3,20

Слайд 13

Характеристика простого вещества

Тип связи: ковалентная неполярная
Молекула двухатомная
Изотопы: 35Cl (75,78 %) и 37Cl(24,22 %)
Тип кристаллической

Характеристика простого вещества Тип связи: ковалентная неполярная Молекула двухатомная Изотопы: 35Cl (75,78
решетки: молекулярная

Молекулярная кристаллическая
решётка

Слайд 14

Термодинамические параметры

Термодинамические параметры

Слайд 15

Физические свойства

Физические свойства

Слайд 16

Химические свойства

1. Реакция дисмутации («хлорная вода»)
1 стадия: Cl2 + H2O = HCl

Химические свойства 1. Реакция дисмутации («хлорная вода») 1 стадия: Cl2 + H2O
+ HOCl
2 стадия: HOCl = HCl + [О] – атомарный кислород

2. Окисление простых веществ
a) с водородом:
Cl2 + H2 = 2HCl
б) с металлами:
Cl2 + 2Na = 2NaCl
в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:
3Cl2 + 2P = 2PCl3
С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!

Слайд 17

3. Взаимодействие со сложными веществами
а) с водой: см. выше реакция дисмутации
б) с

3. Взаимодействие со сложными веществами а) с водой: см. выше реакция дисмутации
кислородсодержащими кислотами: не реагирует!
в) с растворами щелочей:
на холоду: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
при нагревании: 3Cl2+ 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
д) со многими органическими веществами:
Cl2 + CH4 = CH3Cl + HCl
C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl

Слайд 18

Важнейшие соединения хлора

Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) 

Бесцветный, термически устойчивый газ (при н.у.) с резким запахом,

Важнейшие соединения хлора Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) Бесцветный, термически устойчивый газ (при
дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде с образованием хлороводородной (соляной) кислоты.
При растворении в воде протекают следующие процессы:
HClг + H2Oж = H3O+ж + Cl−ж
Процесс растворения сильно экзотермичен.
Соляная кислота образует соли — хлориды

Слайд 19

Свойства соляной кислоты:
Очень устойчива к нагреванию
В воде кислота
Слабый окислитель по протону
Под действием

Свойства соляной кислоты: Очень устойчива к нагреванию В воде кислота Слабый окислитель
сильных окислителей анион окисляется

HCl →


Слайд 20

Как окислитель реагирует:
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑
Конц. соляная кислота реагирует с медью:
2 Cu

Как окислитель реагирует: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑ Конц.
+ 4 HCl → 2 H[CuCl2] + H2↑
FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O
При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2 H2O
При нагревании окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):
4 HCl + O2 → 2 H2O +2 Cl2↑

Слайд 21

Смесь 3v HCl : 1v HNO3 называется «царской водкой».
Она способна растворять

Смесь 3v HCl : 1v HNO3 называется «царской водкой». Она способна растворять
даже золото и платину.
4 H3O+ + 3 Cl− + NO3− = NOCl + Cl2 + 6 H2O
Расстворение идет благодаря высокой концентрации хлорид-ионов :
3 Pt + 4 HNO3 + 18 HCl → 3 H2[PtCl6] + 4 NO↑ + 8 H2O
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3
R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2-CH3

Слайд 22

Оксиды хлора 

Оксиды хлора

Слайд 23

Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты (Cl2O)
В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ с характерным

Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты (Cl2O) В нормальных условиях
запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C — жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. При больших концентрациях взрывоопасен. Самопроизвольно медленно разлагается:
Кислотный и солеобразующий. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:
Быстро реагирует со щелочами:
Cl2O + 2NaOH(разб.) = 2NaClO + H2O

Слайд 24

Диоксид хлора, оксид хлора (IV), (ClO2)

В нормальных условиях газ красновато-жёлтого цвета,

Диоксид хлора, оксид хлора (IV), (ClO2) В нормальных условиях газ красновато-жёлтого цвета,
с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO2 представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету.
Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы на свету медленно разлагаются:

Слайд 25

Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
2ClO2 + 5H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2HCl

Проявляет окислительно-восстановительные свойства. 2ClO2 + 5H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3 +
+ 4H2O
ClO2 + O3 = ClO3 + O2
ClO2 + 2NaOHхол. = NaClO2 + NaClO3 + H2O
ClO2 реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы.

 Выгодным считается обеззараживание воды при помощи диоксида хлора. Но в наши дни этот метод практически не применяется.

Слайд 26

Хлорноватистая кислота (HClO)

Очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в

Хлорноватистая кислота (HClO) Очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень
растворах.
В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO−:

Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли — гипохлориты — сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:

HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H2O

Слайд 27

Хлористая кислота (HClO2)

Одноосновная кислота средней силы.
В свободном виде неустойчива, даже в разбавленном

Хлористая кислота (HClO2) Одноосновная кислота средней силы. В свободном виде неустойчива, даже
водном растворе она быстро разлагается:

Нейтрализуется щелочами.
HClO2 + NaOH(разб. хол.) = NaClO2 + H2O
Ангидрид этой кислоты неизвестен.
Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов.
Преимущественно сильный окислитель:
5HClO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

Слайд 28

Хлорноватая кислота (HClO3)

Сильная одноосновная кислота. Соли – хлораты.В свободном виде не получена; в

Хлорноватая кислота (HClO3) Сильная одноосновная кислота. Соли – хлораты.В свободном виде не
водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается:

Легко восстанавливается до соляной кислоты:
HClO3 + 5HCl(конц.) = 3Cl2 + 3H2O
HClO3 + NaOH(разб.) = NaClO3 + H2O
При пропускании смеси SO2 и воздуха образуется диоксид хлора:

Слайд 29

Получение

Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в

Получение Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют
основном историческое значение:

Метод Шееле
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

Слайд 30

Получение

Метод Дикона
Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.

Электрохимические методы
Сегодня хлор в промышленных масштабах получают

Получение Метод Дикона Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Электрохимические
вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно представить суммарной формулой:

Слайд 31

Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов

Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов

Слайд 32

Применение

Применение

Слайд 33

Физиологическое действие

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие

Физиологическое действие Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает
на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора).
ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³.
При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3.

Слайд 34

Бром и его пары сильно токсичны. Уже при содержании брома в воздухе в

Бром и его пары сильно токсичны. Уже при содержании брома в воздухе
концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье. 
ПДК паров брома 0,5 мг/м³. Летальня доза для человека перорально составляет 14 мг/кг. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух. Для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Рекомендуется обильное питьё теплого молока с минеральной водой или содой, кофе.
Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги.

Слайд 35

Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор, в

Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор, в
основном, содержится в эмали зубов в составе фторапатита — Ca5F(PO4)3. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариес и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома.
Малое содержание фтора разрушает эмаль за счет вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.