Презентация по теме "Химические элементы VII-А группы".
презентация к уроку

Слайд 1

Презентация по теме «Химические элементы Ⅶ- А группы». ОГАПОУ «Белгородский техникум промышленности и сферы услуг». Лопанова Е.В.

Слайд 2

Элементы периодической системы – фтор, хлор, бром, йод и астат типичные неметаллы – называют галогенами - что в переводе с греческого означает « рождающие соли ». Астат – радиоактивный элемент. Он является наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится всего 70 мг астата. Химические свойства мало изучены.

Слайд 3

Электронное строение галогенов Полная электронная конфигурация атома фтора: 1s 2 2s 2 2p 5 Полная электронная конфигурация атома хлора: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Слайд 4

Электронное строение галогенов Полная электронная конфигурация атома брома: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 Полная электронная конфигурация атома иода: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5

Слайд 5

Основное и три возбужденных состояния атома хлора

Слайд 6

Характер изменений с ростом порядкового номера (сверху вниз): Заряд ядра увеличивается Количество электронов на внешнем энергетическом уровне не изменяется Радиус атома, нм увеличивается Прочность связи валентных электронов с ядром уменьшается Относительная электроотрицательность уменьшается Окислительные свойства уменьшается Восстановительные свойства увеличиваются

Слайд 7

Распространение галогенов в природе флюорит CaF 2 F криолит Na 3 А lF 6

Слайд 8

Распространение галогенов в природе Cl Бром и иод собственных минералов не образуют. Их соединения содержатся в морской воде и накапливаются водорослями. каменная соль (галит) NaCl сильвинит NaCl* KCl

Слайд 9

Способы получения галогенов Электролиз расплава фторида натрия. NaF → Na+ + F− K(–): Na+ +1e → Na 0 A(+): 2 F− ̶ 2e → F 2 0 Ионное уравнение электролиза расплава фторида натрия: 2 Na+ + 2 F− → 2Na º + F 2 º Суммарное уравнение электролиза расплава фторида натрия: 2 NaF → 2Na + F 2 º Электролиз раствора хлорида натрия. NaCl → Na+ + Cl− K(–): 2H 2 O + 2e → H 2 ° + 2OH− A(+): 2Cl− ̶ 2e → Cl 2 0 Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия: 2 H 2 O + 2Cl− → H 2 °↑ + 2OH− + Cl 2 °↑ Суммарное уравнение электролиза раствора хлорида натрия: 2 NaCl + 2H 2 O → H 2 ↑ + 2NaOH + Cl 2 ↑

Слайд 10

Способы получения галогенов Бром и иод получают путём окисления бромидов и иодидов хлором, например: 2 Na Br + Cl 2 → 2 NaCl + Br 2 В лаборатории хлор получают действием различных окислителей ( MnO 2 , PbO 2 , KMnO 4 , KClO 3 , K 2 Cr 2 O 7 ) на соляную кислоту, например: MnO 2 +4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O Бром и иод получают аналогично, окисляя HBr и HI , или их соли, например: 6KBr + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 → 3Br 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4K 2 SO 4 +7 H 2 O

Слайд 11

Физические свойства галогенов. Галоген F Cl Br I Агрегатное состояние Газ Газ Жидкость Твердые кристаллы Цвет Светло-желтый Жёлто-зелёный Буровато-коричневый Тёмно-серый с металлическим блеском Внешний вид Запах Резкий Резкий, удушливый Резкий, зловонный Резкий T плавления –220 о С –101 о С –7 о С 113,5 о С Т кипения –188 о С –34 о С 58 о С 185 о С

Слайд 12

Химические свойства галогенов. Галогены взаимодействуют с простыми веществами 1.1. Галогены реагируют с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, при обычных условиях взаимодействует со щелочными и щёлочноземельными металлами, свинцом и железом: Mg + F 2 → MgF 2 3 F 2 + 2Fe → 2FeF 3 Хлор, бром и иод при обычных условиях реагируют с щелочными и щёлочноземельными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. При этом железо окисляется под действием фтора, хлора и брома до степени окисления +3, а под действием иода — до +2: Na + Cl 2 → 2NaCl Cu + Br 2 → CuBr 2 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 I 2 + 2Cu → 2CuI I 2 + Fe → FeI

Слайд 13

Химические свойства галогенов. 1.2. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода: 2F 2 + O 2 → 2OF 2 Остальные галогены с кислородом непосредственно не взаимодействуют. 1.3. Хлор и бром менее активны, чем фтор, но реагируют со многими неметаллами, кроме углерода, азота и кислорода. В атмосфере хлора и в жидком броме самопроизвольно загорается белый фосфор: 2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3

Слайд 14

Химические свойства галогенов. 1.4. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы: S + Cl 2 → SCl 2 (S 2 Cl 2 ) S + 3F 2 → SF 6 1.5. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и иод реагируют только при нагревании, причём реакция с иодом обратима: F 2 + H 2 → 2HF Cl 2 + H 2 → 2HCl Br 2 + H 2 → 2HBr I 2 + H 2 ↔ 2HI

Слайд 15

Химические свойства галогенов. 2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. 2.1. Хлор при растворении в холодной воде диспропорционирует до степеней окисления (+1 и -1), образует при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода): 3. Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту: 4. Cl 2 + 6H 2 O ↔ 5HCl + HClO 3 Фтор реагирует с водой со взрывом: 5. 2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2 2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи. Сl 2 + 2NaOH ( хол .) → NaCl + NaClO + H 2 O (на холоде, с образованием хлорида и гипохлорита натрия) 3Cl 2 + 6NaOH (гор.) → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O (при нагревании с образованием хлорид и хлората натрия) Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция, получают «хлорную известь»: 2Сl 2 + 2Са(OH) 2 ( хол .) → СaCl2 + Сa ( ClO ) 2 + 2H 2 O

Слайд 16

Химические свойства галогенов. 2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов . Например, хлор вытесняет йод и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно: Cl 2 + 2NaI → 2NaCl + I 2 Cl 2 + 2NaBr → 2NaCl + Br 2 2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями. Например, хлор окисляет сероводород: Cl 2 + H 2 S → S + 2HCl Хлор также окисляет сульфиты: Cl 2 + H 2 O + Na 2 SO 3 → 2HCl + Na 2 SO 4 Также галогены окисляют пероксиды: Cl 2 + H 2 O 2 → 2HCl + O 2 Или, при нагревании или на свету, воду: 2Cl 2 + 2H 2 O → 4HCl + O 2 (на свету или кип.)

Слайд 17

Химические свойства галогенов. 4. Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра. При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра: HCl + AgNO 3 = AgCl ↓ + HNO 3 Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета: HBr + AgNO 3 = AgBr ↓ + HNO 3 Осадок иодида серебра – желтого цвета: HI + AgNO 3 = AgI ↓ + HNO 3

Слайд 18

Фтор Окислитель ракетного топлива Зубная паста Фреоны как хладагенты Применение

Слайд 19

Хлор Лекарства Красители и растворители Синтетический каучук и волокна Химические средства защиты растений Отбеливание тканей и бумаги

Слайд 20

Бром В фотографии Инсектициды Для создания антипиренов Лекарства Для изготовления буровых растворов Боевые отравляющие вещества.

Слайд 21

Применение Иод В медицине В криминалистике Рафинирование металлов В литиево-ионных аккумуляторах для автомобилей. В галогенновых лампах