Галогены
презентация к уроку по химии (9 класс)

Слайд 1

Галогены Выполнила учитель химии Шевченко В.А.

Слайд 2

Фтор название «галоген» происходит от слов рождать соль Хлор Бром Йод Астат

Слайд 3

В 1886 году французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода, охлажденного до температуры –23°C (в жидкости должно содержаться немного фторида калия, который обеспечивает ее электропроводимость), смог на аноде получить первую порцию нового, газа. В первых опытах для получения фтора Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины и иридия. При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины. История открытия фтора Анри Муассан (1852 – 1907)

Слайд 4

В 1774 году шведский ученый К. Шееле открыл хлор, который принял за сложное вещество и назвал "дефлогистированной соляной кислотой". В 1807 году английский химик Гемфри Дэви получил тот же газ. Он пришел к выводу, что получил новый элемент и назвал его "хлорин" (от "хлорос" - желто-зеленый). В 1812 году Гей-Люсеок дал газу название хлор. История открытия хлора Карл Вильгельм Шееле (1742 – 1786)

Слайд 5

В 1825 году французский химик А.Ж.Балар при изучении маточных рассолов выделил темно-бурую жидкость, который он назвал - "мурид" (от латинского слова muria , означающего "рассол"). Комиссия Академии, проверив это сообщение, подтвердила открытие Балара и предложила назвать элемент бромом (от "бромос", с греческого "зловонный"). История открытия брома Антуан Жером Балар (1802 – 1876)

Слайд 6

В 1811 году французский химик Бернар Куртуа открыл иод путём перегонки маточных растворов от своего азотнокислого кальция с серной кислотой Чтобы другие химики могли изучать новое вещество, Б. Куртуа подарил его (правда, очень небольшое количество) фармацевтической фирме в Дижоне. В 1813 году Ж.-Л.Гей-Люссак подробно изучил этот элемент и дал ему современное название. Название "иод" происходит от греческого слова "иодэс" - "фиолетовый" (по цвету паров). История открытия йода Бернар Куртуа (1777 – 1838 )

Слайд 7

В 1869 г Д.И.Мендеелеев предсказал его существование и возможность открытия в будущем (как «эка-иод»). Впервые астат был получен искусственно в 1940 г открыт Д.Корсоном, К.Маккензи и Э.Сегре (Калифорнийский университет в Беркли) . Для синтеза изотопа 211 At они облучали висмут альфа-частицами. В 1943-1946 годах изотопы астата были обнаружены в составе природных радиоактивных рядов. Астат является наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится всего 70 мг астата. История открытия астата

Слайд 8

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов I III II VIII IV V VI VII II I III VII VI V IV 2 1 3 4 5 6 7 10 Li Литий 3 6,9 39 Периоды Ряды K Калий 19 39.102 Na Натрий 11 22,9898 Cu Медь 29 63.54 6 В Бор 5 10 .811 Ne Неон 1 0 20,18 Be Вериллий 4 9 ,012 Ca Кальций 20 40,08 Ag Серебро 47 107.868 Ra Радий 88 [ 226 ] La Лантан 57 138.81 Al Алюминий 13 26,9815 O Кислород 8 15 .996 N Азот 7 14.0 067 Ge Германий 32 72.59 C Углерод 6 12,011 F фтор 9 18.9984 Br Бром 35 79.904 H Водород 1 1.00797 Se Селен 34 78.96 I Иод 53 126.904 Cl Хлор 1 7 35,453 As Мышьяк 33 74.9216 He Гелий 2 4,003 Ar Аргон 1 8 39,948 Xe Ксенон 54 131,3 Kr Криптон 36 83,8 Te Теллур 52 127.60 Fe Железо 26 55.847 Mg Магний 1 2 24,312 S Сера 1 6 32,064 P Фосфор 1 5 30,9738 Si Кремний 1 4 28,086 Ti Титан 22 47.90 Mo Молибден 42 95.94 T с Технеций 4 3 99 V Ванадий 2 3 50.942 Cr Хром 24 51.996 Mn Марганец 25 54.938 S с Скандий 21 44.956 Ga Галлий 31 69.72 Re Рений 75 186.2 Rh Родий 45 102.905 Ir Иридий 77 192.2 Ru Рутений 44 101.07 Os Осмий 76 190.2 Pt Платина 78 195.09 Pd Палладий 46 106.4 At Астат 85 210 Rn Радон 8 6 [22 2 ] Mt Мейтнерий 109 [ 266 ] Hs Хассий 108 [ 265 ] Ba Барий 56 137.34 Sr Стронций 38 87.62 Rb Рубидий 37 85.47 In Индий 49 114 .82 Cs Цезий 55 132.905 Fr Франций 87 [ 223 ] 9 8 Zn Цинк 30 65 . 37 W Вольфрам 74 183.85 Po Полоний 84 208.982 Zr Цирконий 40 91.224 Nb Ниобий 41 92.906 Ta Тантал 73 180.9479 Cd Кадмий 48 112.41 Sb Сурьма 51 121.75 Hf Гафний 72 178.49 Sn Олово 50 118.71 Pb Свинец 82 207.2 Bi Висмут 83 208.98 Co Кобальт 27 58.933 Ni Никель 28 58.71 Y Иттрий 39 88.9059 Au Золото 79 196.966 Tl Таллий 81 204.383 Hg Ртуть 80 200.59 Ac Актиний 89 227.028 Bh Борий 107 [ 262 ] Sg Сиборгий 106 [ 263 ] Db Дубний 105 [ 262 ] Rf Резерфордий 104 [ 261 ] Галогены

Слайд 9

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов I III II VIII IV V VI VII II I III VII VI V IV 2 1 3 4 5 6 7 Периоды Ряды 9 8 F 19 9 0 10 Фтор/Fluorum (F) Внешний вид простого вещества Бледно-жёлтый газ. Очень ядовит . Электронная коефигуранция [He] 2s 2 2p 5 ЭО (по Полингу) 3,98 Степень окисления − 1 Плотность (при −189 °C)1,108 г/см ³ Температура плавления 53,53К Температура кипения 85,01 К

Слайд 10

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов I III II VIII IV V VI VII II I III VII VI V IV 2 1 3 4 5 6 7 Периоды Ряды 9 8 Cl 35 17 0 10 Хлор / Chlorum (Cl) Внешний вид простого вещества Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит . Электронная коефигуранция [Ne] 3s 2 3p 5 ЭО (по Полингу) 3.16 Степень окисления 7, 6, 5, 4, 3, 1, −1 Плотность (при −33.6 °C)1,56 г/см ³ Температура плавления 172.2 К Температура кипения 238.6 К

Слайд 11

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов I III II VIII IV V VI VII II I III VII VI V IV 2 1 3 4 5 6 7 Периоды Ряды 9 8 Br 80 35 0 10 Бром / Bromum (Br) Внешний вид простого вещества красно-бурая жидкость с сильным неприятным запахом Электронная конфигуранция [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5 ЭО (по Полингу) 2,96 Степень окисления 7, 5, 3, 1, -1 Плотность 3,12 г/см³ Температура плавления 265,9 К Температура кипения 331,9 К

Слайд 12

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов I III II VIII IV V VI VII II I III VII VI V IV 2 1 3 4 5 6 7 Периоды Ряды 9 8 I 127 53 0 10 Ио́д / Iodum (I) Внешний вид простого вещества Черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском Электронная конфигуранция [Kr] 4d 10 5s 2 5p 5 ЭО (по Полингу) 2,66 Степень окисления 7, 5, 3, 1, -1 Плотность 4,93г/см³ Температура плавления 386,7 К Температура кипения 457,5 К

Слайд 13

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов I III II VIII IV V VI VII II I III VII VI V IV 2 1 3 4 5 6 7 Периоды Ряды 9 8 At 210 85 0 10 Аста́т / Astatium (At) Внешний вид простого вещества Нестабильные чёрно-синие кристаллы Электронная конфигуранция [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 ЭО (по Полингу) 2,2 Степень окисления 7, 5, 3, 1, −1 Плотность n/a г/см Температура плавления 517 К Температура кипения 582 К

Слайд 14

Химические свойства 45 F 2 - наиболее реакционноспособен , реакции идут на холоду, при нагревании – даже с участием Au , Pt . С простыми веществами: С металлами( в том числе золотом и платиной.) С неметаллами 2Na + F 2 → 2NaF H 2 + F 2 → 2HF Mo + 3F 2 → MoF 6 Xe + 2F 2 → XeF 4 Со сложными веществами: 2 H 2 O + F 2 → 4 HF + O 2 2 KCl + F 2 → Cl 2 + 2Na F 2KBr + F 2 → Br 2 + 2К F 2KI + F 2 → I 2 + 2К F

Слайд 15

Фтор не может быть растворим в воде, так как энергично разлагает еѐ. SiO2 +2 F2 = SiF4 + O2 + 157 ккал 2H2 O + 2F2 = 4 HF + O 2+ 143 ккал Фтор является самым сильным окислителем. . Непосредственно фтор не реагирует только с кислородом, азотом и углеродом (в виде алмаза).

Слайд 16

Химические свойства Cl 2 - сильно реакционноспособен (искл. C , O 2 , N 2 и некот. др.) С простыми веществами: С металлами С неметаллами 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 H 2 + Cl 2 → 2HCl ( t º, hυ ) Cu + Cl 2 → Cu Cl 2 2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 ( t º, в изб. С l 2 ) Со сложными веществами: H 2 O + Cl 2 → HCl + HClO хлорная вода 2 NaOH + Cl 2 → NaOCl + NaCl + H 2 O жавелевая вода 2KBr + Cl 2 → Br 2 + 2К Cl 2KI + Cl 2 → I 2 + 2К Cl

Слайд 17

. Хлор непосредственно взаимодействует со всеми простыми веществами за исключением кислорода, азота и благородных газов. Такие неметаллы как фосфор, мышьяк, сурьма и кремний при высокой температуре реагируют с хлором с выделением большого количества тепла.

Слайд 18

Химические свойства Br 2 - реакционноспособен С простыми веществами: С металлами С неметаллами 2Al + 3 Br 2 → 2Al Br 3 H 2 + Br 2 → 2HCl Cu + Br 2 → Cu Br 2 2P + 5Br 2 → 2PBr 5 Со сложными веществами: Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO бромная вода 2KI + Br 2 → I 2 + 2К Cl

Слайд 19

Химические свойства I 2 - химически наименее активен С простыми веществами: С металлами С неметаллами Hg + I 2 → HgI 2 H 2 + I 2 → 2HCl ( t º) 2Al + 3I 2 → 2AlI 3 2P + 3Br 2 → 2PI 3 Со сложными веществами: I 2 + H 2 O → HI + HIO I 2 + р - р крахмала → темно-синее окрашивание

Слайд 20

. Йод с водородом реагирует только при достаточно сильном нагревании , и не полностью, т.к. начинает идти обратная реакция-разложение жидкого водорода: H2 + J2 2HJ -12, 7 ккал.

Слайд 21

все галогены активно взаимодействуют со всеми простыми веществами. Особенно быстро и с выделением большого количества теплоты протекает реакция соединения галогенов с металлами. Так, расплавленный металлический натрий в атмосфере хлора сгорает ослепительной вспышкой, а на стѐклах сосуда появляется белый налѐт хлорида натрия: 2N а + C12=2Na C1 . Сравнение химических свойств галогенов показывает, что их относительная активность последовательно уменьшается от фтора к астату. Этот эффект проявляется в способности более легких галогенов в виде простых веществ окислять галоген - ионы более тяжелых галогенов: F2+CI2 2F+CI2 CI2+Br2 2CI+Br2 Br2+2J 2Br+J2 J2+2CIO3 2JO3+CI2

Слайд 22

Физические свойства галогенов Фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит .

Слайд 23

. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние

Слайд 24

. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорошо в неполярных растворителях

Слайд 25

. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние. .

Слайд 26

Астат — твёрдое вещество сине-чёрного цвета, по внешнему виду похожее на иод. 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 возгоняться. .

Слайд 27

Получение галогенов Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов: MgCl 2 = Mg + Cl 2 ( расплав). Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот: MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 ↑ +2H 2 O; K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 ↑ + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O; 2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 ↑ +8H 2 O +2KCl. .

Слайд 29

.

Слайд 30

.

Слайд 31

F Кости, зубы С l Кровь, желудочный сок Br Регуляция нервных процессов I Регуляция обмена веществ

Слайд 32

Применение фтора Тефлон Фреон Окислитель ракетного топлива Заменитель крови Фториды в зубных пастах

Слайд 33

. Содержание фтора в организме человека около 10-5% – в костной ткани, ногтях и зубах . В зубах в виде фторапатита Ca5(PO4)3F содержится 0,01% фтора. При избытке фтора повышается хрупкость костей (флюороз). У рабочих электролизных цехов алюминиевых заводов со стажем работы более 10 лет заболеваемость флюорозом превышает 10% Фтор - сильное ядовитое вещество, вызывает воспаление слизистых оболочек и сильные, долго незаживающие ожоги кожи. Соединения фтора приводят к сильным отравлениям. Например, при отравлении фтористым натрием наблюдаются следующие признаки: рвота, иногда кровью, понос, сильное возбуждение, порезы мышц, судороги, паралич дыхательного центра. Оказание первой помощи : промывание желудка, солевое слабительное, известковая вода, и обратится к врачу!

Слайд 34

Применение хлора О тбеливатели Производство HCl Получение брома, йода Дезинфекция воды Органические растворители Лекарственные препараты Хлорирование органических веществ Получение неорганических хлоридов

Слайд 35

Содержание хлора в организме человека около 0,15%. Массовая доля соляной кислоты в желудочном соке (рН 1÷3) около 0,3%. Она необходима для перехода фермента пепсина в активную форму. Хлорид-анион участвует вместе с катионами калия и натрия в солевом обмене между клетками и межклеточными тканями. Суточная потребность в хлориде натрия – 5-10 г. Это сильное ядовитое вещество. При вдыхании паров вызывает ожог слизистых дыхательных путей, кашель, удушье, боли в груди и в глазах, слезотечение, отѐк легких, ослабление сердца. При приеме внутрь – рвота, боли в желудке, мокрота, спазм голосовой щели.. Первая помощь : вдыхание кислорода, вдыхать тѐплые водяные пары с нашатырьным спиртом. Полный покой, постельный режим. При попадании в глаз – промывание 2% раствором соды и обратится к врачу.

Слайд 36

Применение брома Лекарственные препараты Красители Фотография Ветеренарные препараты Ингибиторы Присадки к бензину

Слайд 37

08.11.22 Сафиканов А.Ф. Содержание брома в организме человека 10 -5 % – преимущественно в гипофизе. Бромид-анионы накапливаются в мозге и действуют успокаивающе. В 1910 г. один из учеников И.П.Павлова, П.М.Никифоровский, установил в опытах на собаках, что бромиды не снижают возбудимость, а усиливают торможение. Бром - ядовитое вещество. При вдыхании паров брома: насморк, кашель, удушье, явление бронхита и бронхопневмонии, слезотечение, конъюктивит. Слизистая рта и языка имеет коричневый цвет. При внутреннем приеме: боли в животе, рвота и понос. Первая помощь : вдыхать водяные пары с небольшой примесью нашатырного спирта, ингаляции с содовым раствором. При отравлении через рот – промывание желудка 0,5% раствором тиосульфата натрия.

Слайд 38

Применение йода Лекарственные препараты Фотография Красители Дезинфекция одежды Электролампы

Слайд 39

Йод - ядовитое вещество. Симптомы острого отравления : бурое окрашивание языка и слизистой оболочки рта, рвота бурыми и синими массами, понос, головная боль, насморк, кожная сыпь. В тяжелых случаях - судороги, коматозное состояние. Помощь при отравлениях : промывание желудка 0,5% раствором тиосульфата натрия, внутрь 20-30г активированного угля в водной взвеси. Промывать, прополоскать, нос, рот, глотку 2% раствором двууглекислого натрия. Больше половины содержащегося в человеке иода (всего 4*10-5%) находится в щитовидной железе – в составе гормонов тироксина и трииодтиронина. В небольших дозах регулирует работу щитовидной железы. При недостатке йода возникает базедова болезнь. Йод применяют для йодной настойки(5% раствора йода в спирте,) йодид калия используют в медицине, аналитической химии, а йодид серебра – при изготовлении фотоматериалов.