Презентация по теме "Хлор".
презентация к уроку (9 класс) по теме

Слайд 1

Хлор Презентация по химии Ученицы 11 класса Каримовой Юлии Учитель химии Столяренко С.Ю.

Слайд 2

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

Слайд 3

Положение в таблице Х лор - химический элемент седьмой группы, главной подгруппы, третьего периода периодической системы элементов Д. И. Менделеева, порядковый номер 17, относительная атомная масса 35,4527, относится к галогенам. О бщее 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 З аряд ядра + 17, электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3 s 2 3 p 5 . Хлор 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 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 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 молекул одинакового строения, повышаются. Все галогены окрашены: фтор – светло-желтый, хлор – желтовато-зеленый, бром – красно-коричневый, йод – серо-фиолетовый. З а 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 Х лор – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Это первое химическое 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

Слайд 13

История открытия П ервым из галогенов был открыт хлор (К. Шееле , 1774 год). Полученный 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: 35 Cl (75,77%) и 37 Cl (24,23%). Содержание хлора в земной коре составляет 1,7% (по массе). Важнейшие минералы: галит NaCl , сильвин KCl , бишофит MgCl 2 ·H 2 O, сильвинит KCl · NaCl , карналлит KCl ·MgCl 2 ·6H 2 O. 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

Слайд 16

Получение О сновной промышленный способ получения хлора – электролиз хлоридов щелочных металлов ( NaCl , KCl ). Также его получают окислением HCl кислородом воздуха в присутствии катализаторов – хлорида меди (II) и хлорида железа (III): 4HCl + O 2 = 2Cl 2 + 2H 2 O В лаборатории молекулярный хлор получают взаимодействием HCl с перманганатом калия, оксидом марганца (IV), бихроматом калия и др.: 2KMnO 4 +16HCl ( конц .) = 2KCl+2MnCl 2 +8H 2 O+5Cl 2 П ри нагревании : MnO 2 + 4 HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O 6HCl + KClO 3 = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O

Слайд 17

Получение 2KMnO 4 +16HCl ( конц .)= 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O + 5Cl 2

Слайд 18

Химические свойства Х лор – активный окислитель. Энергично реагирует с металлами и большинством неметаллов (за исключением O 2 , N 2 и благородных газов). Вступает также в реакции диспропорционирования , для протекания которых наиболее благоприятна щелочная среда, способствующая образованию простых и сложных анионов.

Слайд 19

Х лор - 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 + 3Cl 2 = 2AlCl 3 2 K + Cl 2 = 2 КCl 2 Fe + 3Cl 2 = 2 FeCl 3 Cu + Cl 2 = CuCl 2

Слайд 20

Cu+Cl 2 =CuCl 2 2Fe+3Cl 2 = 2FeCl 3

Слайд 21

H 2 + Cl 2 = 2 HCl (на свету) С Неметаллами 2 Cl 2 + C = C Cl 4 3Cl 2 + 2P ( крист .) = 2PCl 3 5 Cl 2 + 2 P = 2PCl 5

Слайд 22

О бразует соединения с другими галогенами : Cl 2 + F 2 = 2ClF Cl 2 + 3F 2 = 2ClF 3 , t = 200–400 °C Cl 2 + 5F 2 = 2ClF 5 5Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 5

Слайд 23

Х лор растворяется вводе (в 1 объеме воды растворяется 2 объема хлора) с образованием "хлорной воды": Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO С Водой Со щелочами Cl 2 + 2KOH( хол ) = KCl + KClO (гипохлорит ) + H 2 O Cl 2 + 6KOH( гор ) = 5KCl + KClO 3 (хлорат ) + 3H 2 O

Слайд 24

С Бескислородными Кислотами Cl 2 + HBr = 2 H Cl + Br 2 Cl 2 + HI = 2 H Cl + I 2 Cl 2 + 2NaI = 2NaCl + I 2 Cl 2 + FeCl 2 = 2 FeCl 3 С Солями

Слайд 25

Хлор в органике Хлор является активным реагентом в органическом синтезе. Его атомы входят в состав молекул соединений, относящихся к различным классам органических веществ. C n H 2n+2 + Cl 2 ( на свету ) = C n H 2n+1 Cl + HCl [ р. Семенова ] C n H 2n + Cl 2 = C n H 2n Cl 2 C n H 2n-2 + Cl 2 – в несколько стадий C 6 H 6 + Cl 2 ( AlCl 3 ) = C 6 H 5 Cl + HCl C 6 H 6 + Cl 2 (на свету) = гексахлоран Гомологи бензола + Cl 2 (на свету) = замещение по радикальному механизму ( Cl к альфа- H ) 5. R-CH 2 -COOH + Cl 2 (PCl 5 ) = R- CHCl -COOH + HCl

Слайд 26

Применение хлора Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: Основным 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 извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

Слайд 28

Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Использовался как оружие массового поражения и в производстве других отравляющих веществ массового поражения: иприт, фосген.