Элементы группы галогенов - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Элементы группы галогенов. Доклад-сообщение содержит 43 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

гАЛОГЕНЫ Элементы фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I, астат At, входящие в VIIA-группу, называются галогенами (общее обозначение Г). В переводе с греч. галогены означают «солепорождающие»

Слайд 2

Описание слайда:

С повышением заряда ядра в группе от F к At увеличиваются радиусы атомов Это находит отражение в уменьшении-в ряду F —At энергии ионизации ЕИ С повышением заряда ядра в группе от F к At увеличиваются радиусы атомов Это находит отражение в уменьшении-в ряду F —At энергии ионизации ЕИ и сродства к электрону Ес, электроотрицательности ОЭО, стандартного потенциала восстановления Ох/Red элементных веществ Г2 обусловлено меньшим размером атома. в ряду F — Cl — Br — I—-At окислительная акТИвность снижается.

Слайд 3

Описание слайда:

Элементные галогены (нулевая степень окисления) представляют собой двухатомные неполярные молекулы Г2. Появление нечетных положительных степеней окисления +1, +3, +5, + 7 атомов Cl, Br, I, At связано с переходом электронов на d-орбитали. Элементные галогены (нулевая степень окисления) представляют собой двухатомные неполярные молекулы Г2. Появление нечетных положительных степеней окисления +1, +3, +5, + 7 атомов Cl, Br, I, At связано с переходом электронов на d-орбитали. Исключение составляет фтор. Отсутствие низколежащих d-подуровней у его атома приводит к тому, что процесс возбуждения оказывается невыгодным.

Слайд 4

Описание слайда:

Все галогены проявляют степень окисления — 1 в водород-галогенидах НГ (например, HF, HC1) и в солях-галогенидах ЭГ (NaF, NaCl и др.). Все галогены проявляют степень окисления — 1 в водород-галогенидах НГ (например, HF, HC1) и в солях-галогенидах ЭГ (NaF, NaCl и др.). Водородгалогениды (НГ) — газы, хорошо растворимые в воде. Водные растворы НГ ведут себя как кислоты. Сила кислот НГ растет с уменьшением электроотрицательности галогенов сверху вниз по группе. Такой характер изменения силы кислот НГ объясняется уменьшением прочности связи Н—Г в ряду HF — НС1 — HBr —HI и уменьшением энергии гидратации ионов Г-

Слайд 5

Описание слайда:

Молекулы галогенов двухатомные: F2, Cl2, Br2, J2. Молекулы галогенов двухатомные: F2, Cl2, Br2, J2. Фтор и хлор – газы, бром – летучая жидкость, иод – твердый, но он легко возгоняется. Галогены являются сильными окислителями: 2Na+Cl2→2NaCl 2Р+5Cl2→2РCl5 S+Cl2→SCl2 2FeCl2+Cl2→2FeCl3 Na2SO3+Br2+H2O→Na2SO4+2HBr H2S+J2→S↓+2HJ. В ряду F-Cl-Br-J, по мере увеличения радиуса атомов, окислительная активность нейтральных атомов ослабевает. Особенно выраженную химическую активность проявляет фтор, который при нагревании реагирует даже с некоторыми благородными газами: Хе+2F2→ХеF4. .

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание слайда:

галогеноводороды. галогеноводороды. ==Летучие водородные соединения галогенов хорошо растворимы в воде, вследствие полярности их молекул. ==В водных растворах они ведут себя как кислоты. Сила кислот уменьшается от HJ к HF, т.к. прочность химической связи в молекулах галогеноводородов падает в ряду HF-HCl-HBr-HJ, вследствие увеличения радиуса и поляризуемости анионов от F- до J-. Анионы галогенов (кроме фтора) способны отдавать электроны, поэтому они являются восстановителями. Восстановительная способность галогенид – анионов по мере возрастания их радиуса увеличивается: Cl-

Слайд 8

Описание слайда:

Анионы галогенов склонны к комплексообразованию в качестве лигандов. Анионы галогенов склонны к комплексообразованию в качестве лигандов. Устойчивость галогенидных комплексов обычно уменьшается в ряду F->Cl->Br-->J-. Именно процессом комплексообразования объясняется токсическое действие фторид-ионов, которые, образуя фторидные комплексы с катионами металлов, входящих в активные центры ферментов, подавляют их активность. Известны комплексы, где комплексообразователем является галогенид-ион, а лигандами – молекулы галогенов. Так, растворимость молекулярного иода в воде резко возрастает в присутствии иодида калия, что связано с образованием комплексного аниона: J-+J2↔[J(J2)]-. Диссоциация комплекса обеспечивает присутствие в растворе молекулярного иода, обладающего бактерицидными свойствами. Поэтому в медицинской практике используют раствор иода с добавлением KJ.

Слайд 9

Описание слайда:

Из кислородсодержащих соединений наиболее устойчивы соли кислородных кислот, наименее – оксиды и кислоты. Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительную степень окисления от +1 до +7. Фторид кислорода получают пропусканием фтора через 2% раствор NaOH: 2F2+2NaOH→2NaF+H2O+OF2. Фтор окисляет воду: 2F2+H2O(ж)→OF2+2HF 2F2+2H2O(пар)→4HF+O2. Кислородсодержащих кислот фтор не образует

Слайд 10

Описание слайда:

Наиболее многочисленны кислородные соединения хлора. При реакции хлора с водой образуется хлорная вода, содержащая хлористый водород (соляную кислоту) и гипохлористую (хлорноватистую) кислоту: Наиболее многочисленны кислородные соединения хлора. При реакции хлора с водой образуется хлорная вода, содержащая хлористый водород (соляную кислоту) и гипохлористую (хлорноватистую) кислоту: Cl2+H2O↔HCl+HClO. Реакция является обратимой, а ее равновесие сильно смещено влево. Гипохлористая кислота неустойчива и легко распадается, особенно на свету: HClO↔HCl+O. В результате хлорная вода содержит три окислителя: молекулярный хлор, гипохлористую кислоту и атомарный кислород. Образующийся атомарный кислород обесцвечивает красители и убивает микробы, что объясняет отбеливающее и бактерицидное действие хлорной воды. Кислота HСlO настолько слабая, что даже угольной кислотой вытесняется из растворов гипохлоритов: NaClO+H2O+CO2→NaHCO3+HClO.

Слайд 11

Описание слайда:

HClO более сильный окислитель, чем газообразный хлор. Она реагирует с органическими соединениями RH: HClO более сильный окислитель, чем газообразный хлор. Она реагирует с органическими соединениями RH: 2RH+2HClO→ROH+RCl+HCl+H2O. Гипохлористая кислота денатурирует белки, из которых состоят микроорганизмы: R-CO-NH-R1+HClO→R-CO-NCl-R1+H2O. . При добавлении к хлорной воде щелочи равновесие смещается вправо: Cl2+2KOH→KCl+KClO+H2O. Полученный раствор смеси солей, называемый жавелевой водой, используется как отбеливающее и дезинфицирующее средство: KClO+CO2+H2O→KHCO3+HClO.

Слайд 12

Описание слайда:

Хлорную известь рассматривают как смешанную соль соляной и гипохлористой кислоты CaOCl2, которой отвечает структурная формула: Хлорную известь рассматривают как смешанную соль соляной и гипохлористой кислоты CaOCl2, которой отвечает структурная формула: Cl Ca Ca(OH)2+Cl2→CaOCl2+H2O. O-Cl Во влажном воздухе хлорная известь постепенно выделяет гипохлористую кислоту, которая обеспечивает ее отбеливающее, дезинфицирующее и дегазирующие свойства: 2CaОCl2+2CO2+2H2O→CaCl2+Ca(HCO3)2+2HClO. При действии на хлорную известь соляной кислоты происходит выделение свободного хлора: CaOCl2+2HCl→CaCl2+H2O. Кислота HClO2 называется хлористой, а ее соли – хлориты. Получают ее действием серной кислоты на хлорит бария: Ba(ClO2)2+H2SO4→2HClO2+BaSO4↓.

Слайд 13

Описание слайда:

При нагревании гипохлористая кислота разлагается с образованием соляной и хлорноватой кислот: 3HClO→2HCl+HClO3. При нагревании гипохлористая кислота разлагается с образованием соляной и хлорноватой кислот: 3HClO→2HCl+HClO3. При пропускании хлора через горячий раствор щелочи образуются хлорид калия и хлорат калия KClO3 (бертолетова соль): 6KOH+3Cl2→5KCl+KClO3+3H2O. Хлорную кислоту получают действием H2SO4(конц.) на перхлорат калия: KClO4+H2SO4→HClO4+KHSO4.

Слайд 14

Описание слайда:

По мере увеличения степени окисления хлора в ряду HClO-HClO2-HClO3-HClO4, сила кислот увеличивается. По мере увеличения степени окисления хлора в ряду HClO-HClO2-HClO3-HClO4, сила кислот увеличивается. Сравнение окислительных свойств кислородных кислот хлора показывает, что в ряду анионов ClO- -ClO2- -ClO3- -ClO4- уменьшается окислительная способность

Слайд 15

Описание слайда:

Хлор, фтор, бром, йод Cl — макроэлемент [0,15%], остальные — микроэлементы [10–5%]. Фтор В организме фтора 7 мг. Больше всего фтора в эмали — около 0,01% [труднорастворимый фторапатит Са5[РО4]3F]: Са5[РО4]3ОН + F–  Са5[РО4]3F + OH– ускоряя процесс реминерализации [образования кристаллов]: 10Са 2+ + 6РО4 3– + 2F– = 3Са3[РО4]2СаF2 Для питьевой воды добавляют NaF до нормы [1 мг/л]. Недостаток F приводит к кариесу. Если содержание F будет выше 1,2 мг/л,, кости деформируются [развивается флюороз]. Механизм токсического действия фтора — образование комплексных соединений с кальцием, магнием и другими элементами — активаторами ферментов, вследствие чего фтор угнетает активность ряда ферментов. Избыток фтора угнетает функцию щитовидной железы, т.к. фтор — конкурент йода в синтезе гормонов щитовидной железы.

Слайд 16

Описание слайда:

Хлор Хлор В организме человека 100 г хлора. Хлорид-ионы активируют ферменты [амилаза слюны], создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока, обеспечивают ионные потоки через клеточные мембраны, участвуют в поддержании осмотического равновесия. Суточная потребность в NaCl составляет 5–10 г. NaCl необходим для выработки НСl в желудке. НСl, помимо участия в пищеварении, уничтожает бактерии холеры, брюшного тифа. Элементарный хлор — высокотоксичный газ.

Слайд 17

Описание слайда:

Бром Бром В организме всего 7 мг [10–5%]. Локализуется в железах внутренней секреции [в гипофизе]. Роль Br не ясна. Наиболее чувствительна к Br ЦНС. Бромид-ионы накапливаются в отделах мозга и действуют успокаивающе при повышенной возбудимости. Восстанавливается равновесие между процессами возбуждения и торможения. Br– может замещать Cl– и I–, он выводится очень медленно. И хотя токсичность его невелика, но накопление может вызвать отравление — «бромизм».

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Йод Йод Незаменимый биогенный элемент. В организме 25 мг I В основном он связан в виде гормонов и только 1% — в виде йодид-иона. Щитовидная железа секретирует гормоны тироксин и трийодтиронин, которые влияют на обмен веществ, теплообразование, поглощение кислорода. Гипотиреоз может быть связан: а/ с уменьшением способности связывать и накапливать йодид-ионы; б/ с недостатком в пище йода [эндемический зоб]. KI применяют и при гипо-, и при гипертиреозе. При эндемическом зобе йодид-ионы используются для синтеза гормонов, при гипертиреозе йодид-ионы тормозят йодирование тирозина йодом. 5% спиртовой раствор I2 — антисептическое средство. Раствор йода в йодистом калии [раствор Люголя] применяется для смазывания слизистой оболочки гортани. Радиоактивный изотоп йода 131I применяется для диагностических целей при нарушениях работы щитовидной железы, для диагностики опухолей мозга. Йодиды окисляются кислородом при обычном освещении: h 2KI + 1/2O2 + H2O  I2 + 2KOH

Слайд 20

Описание слайда:

CH4 + H2O → NH3 + H2O  NH4+ + OH– (раствор – основание)

Слайд 21

Описание слайда:

H2O + H2O  H3O+ + OH– (идеальный амфолит) H2O + HF  H3O+ + F– (раствор – кислота)

Слайд 22

Описание слайда:

• Халькогенводороды H2X • Халькогенводороды H2X • H2S  H2Se  H2Te Сила кислот увеличивается

Слайд 23

Описание слайда:

• Галогенводороды HГ • Галогенводороды HГ • HCl  HBr  HI Сила кислот увеличивается H–F  H–F  H–F  [H–F→H]+ + [H–F→H]– (H2F+ + HF2–) • HF – слабая кислота!

Слайд 24

Описание слайда:

Бинарные соединения Галогениды как характеристические соединения

Слайд 25

Описание слайда:

Слайд 26

Описание слайда:

Изменение температур плавления в рядах галогенидов

Слайд 27

Описание слайда:

Изменение температур плавления в рядах галогенидов

Слайд 28

Описание слайда:

Эволюция степеней окисления катионообразователя при нагревании PtCl4  PtCl3  PtCl2  PtCl  Pt Ptl4  Ptl3  Ptl2  Pt

Слайд 29

Описание слайда:

Полный гидролиз «по катиону» • BBr3 + 3H2O  3HBr + H3BO3 • SiCl4 + 2H2O  4HCl + SiO2 • CCl4, SF6, NI3 в воде нерастворимы (нет гидролиза)

Слайд 30

Описание слайда:

Изменение восстановительных свойств в ряду галогенид-ионов NaF(к) + H2SO4(конц)  NaHSO4 + HF NaCl(к) + H2SO4(конц)  NaHSO4 + HCl 2NaBr(к) + 2H2SO4(конц)  Na2SO4 + Br + SO2 + 2H2O Br– восстанавливает H2SO4 до SO2 8NaI(к) + 5H2SO4(конц)  4Na2SO4 + 4I + H2S + 4H2O I– восстанавливает H2SO4 до H2S

Слайд 31

Описание слайда:

Галогенидные ацидокомплексы Типичное к.ч. 4: K2[HgI4], H[AuCl4] Для фторидов помимо к.ч. 4 есть к.ч. 6: MeI2[BeF4], MeI3[AlF6], MeI2[SiF6],

Слайд 32

Описание слайда:

Бинарные соединения Кислородсодержащие соединения

Слайд 33

Описание слайда:

Классификация Соединения не подчиняющиеся правилу формальной валентности анионоизбыточные соединения пероксиды (Na2O2, CaO2, …) ст.окисления кислорода –1) супероксиды (надпероксиды) (KO2, …) ст.окисления –1/2) озониды (KO3, …) ст.окисления –1/3 катионоизбыточные соединения – металлидные фазы типа соединений Курнакова (Ti6O, Ti3O, …)

Слайд 34

Описание слайда:

Классификация Характеристические соединения – подчиняющиеся правилу формальной валентности, оксиды с ионно-ковалентным типом связи солеообразующие основные (оксиды металлов в невысоких степенях окисления) кислотные (оксиды неметаллов в любых степенях окисления и металлов в высоких степенях окисления) амфотерные (оксиды металлов в промежуточных степенях окисления +2…+4 при ОЭО 1,4…1,8) несолеообразующие (CO, N2O, NO) – им не соответствуют гидроксиды и от них не происходят соли

Слайд 35

Описание слайда:

Характерные структурные типы оксидов в зависимости от природы химической связи

Слайд 36

Описание слайда:

Оксиды ЭО Структурный тип NaCl MgO, PbO, TiO,… к.ч. = 6; 6 Вюрцит ZnO, BeO… к.ч. = 4; 4

Слайд 37

Описание слайда:

Оксиды ЭО2 (Э2О) Антифлюорит Li2O, Na2O,… к.ч. = 8; 4 Рутил SnO2,TiO2, GeO2,… к.ч. = 6; 3

Слайд 38

Описание слайда:

Оксиды ЭО2 Структурный тип SiO2 к.ч. = 4; 2 Молекулярные структуры CO2,… Малополярные ковалентные связи

Слайд 39

Описание слайда:

Антифлюорит Антифлюорит Рутил SiO2 Молекулярные структуры

Слайд 40

Описание слайда:

Структуры характеристических оксидов элементов IVA-VIIA-групп

Слайд 41

Описание слайда:

Слайд 42

Описание слайда:

Область существования амфотерных оксидов для элементов-металлов

Слайд 43

Описание слайда:

Амфотерные свойства оксидов В отличие от гидроксидов многие амфотерные оксиды (ZnO, Al2O3, Cr2O3, …), особенно прокаленные, обладают малой реакционной способностью – проявляют амфотерность только в жестких условиях, при сплавлении Al2O3 + 2NaOH(безвод.)  2NaAlO2 + H2O Al2O3 + 3K2S2O7(безв.)  Al2(SO4)3 + 3K2SO4