Галогены: F, Cl, Br, I, At - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Галогены: F, Cl, Br, I, At. Доклад-сообщение содержит 62 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: F, Cl, Br, I, At

Слайд 2

Описание слайда:

Распространенность в природе F Cl Br  I  At (1/2 (210At) = 8,1 часа) CaF2 – плавиковый шпат (флюорит) NaCl – галит, KCl·NaCl – сильвинит, KCl·MgCl2·6H2O - карналлит, NaBr, NaI – месторождения и природные воды NaIO3 – в месторождениях нитратов щелочных металлов

Слайд 3

Описание слайда:

Открытие элементов F2 - открыт в 1886 г., Муассан (Франция) Cl2 - открыт в 1774 г. Шееле (Швеция) Br2 – открыт в 1825 г., Левиг (студент университета Хайдельберг, Германия) или Ж. Балар (Франция) в 1826 г. I2 – открыт в 1811 г., Куртуа (Франция) – фабрикант производства мыла и соды; название дал Гей-Люссак в 1813 г. At – открыт в 1940 г. Д. Корсон, К. Мак-Кензи и Э. Сегре (США); название дали в 1947г. после войны; получен в циклотроне по ядерной реакции при бомбардировке Bi мишени -частицами

Слайд 4

Описание слайда:

Происхождение названий F – греческое фторос – разрушение, гибель Cl – греческое хлорос – желто-зеленый Br - греческое бромос – зловонный I – греческое иоэдес – темно-синий At – греческое астатос – неустойчивый

Слайд 5

Описание слайда:

Получение F2 1) CaF2(тв) + H2SO4(конц) = CaSO4 + 2 HF (t. кип. = 19,5оС) nHF + KOH = KF.nHF (t пл.  100оС) Электролиз расплава кислой соли: KF.2HF = H2 + F2 +KF

Слайд 6

Описание слайда:

Получение Cl2 NaCl (расплав) = Na + ½ Cl2 Анод: 2Cl- - 2ē = Cl2 Катод: 2H2O + 2ē = H2 + 2 OH-

Слайд 7

Описание слайда:

Лабораторные способы получения Cl2 Взаимодействие конц. HCl с разными окислителями: KMnO4, K2Cr2O7 (tºC) , MnO2 (tºC), KClO3, PbO2

Слайд 8

Описание слайда:

Получение Br2 Промышленный – хлорирование рассолов, содержащих Br- (морская вода и вода некоторых озер) 2Br- + Cl2 = 2Cl- + Br2 pH ~ 3,5 t кипения = 58,8оС (отгоняют потоком воздуха) Лабораторный способ (редко) MnO2 + 2Br- + 4H+ = Mn2+ +2H2O +Br2

Слайд 9

Описание слайда:

Получение I2 Лабораторный способ (редко) MnO2 + 2I- + 4H+ = Mn2+ +2H2O + I2 (возгоняют) Промышленный – хлорирование растворов, содержащих I- 2I- + Cl2 = I2 + 2Cl- Избыток Cl2: I2 + 5 Cl2 + 6H2O = 2 HJO3 + 10HCl Иодаты осторожно восстанавливают: 2JO3- + 5SO2 + 4H2O = I2 + 5SO42- +8H+ I2 + SO2 + 2H2O = 2I- + SO42- +4H+

Слайд 10

Описание слайда:

Свойства простых веществ X2

Слайд 11

Описание слайда:

Особые свойства F Связь F-F более слабая, чем Cl-Cl 2) Сродство к электрону у F неожиданно меньше, чем у Cl

Слайд 12

Описание слайда:

Особые свойства F 3) Соединения фтора более летучие, по сравнению с соединениями хлора t. кип. CF4 = -128oC, t. кип. CCl4 = +77oC t. кип. PF3 = -101oC, t. кип. PCl3 = +76oC F менее поляризуемый  дисперсионные взаимодействия меньше 4) Аномально высокая t кип. HF

Слайд 13

Описание слайда:

Особые свойства F 5) F – самый электроотрицательный элемент 6) По способности стабилизировать высшие степени окисления фтор уступает только кислороду IF7, PtF6, BiF5, K[AgF4] , PbF4, K2[NiF6] 7) Фтор не образует устойчивые соединения в низших степенях окисления CuF – неизвестен, CuX (X = Cl, Br, I) – известны

Слайд 14

Описание слайда:

Фторуглероды RH + 2CoF3 = RF + 2CoF2 + HF CoF3 регенерируют: 2CoF2 + F2 = 2CoF3 Обмен галогенов CHCl3 + 2HF = CHClF2 +2HCl (SbF3 – катализатор) Хладоны (фреоны) – охлаждающие жидкости, пропелленты. Проблема озоновых дыр Получение политетрафторэтилена; Торговое название тефлон (Du Pont) nCF2=CF2  -CF2-CF2-CF2-…. Деполимеризация при 600оС (тетрафторэтилен малотоксичен)

Слайд 15

Описание слайда:

Галеноводороды НХ В газовой фазе: H+X- (полярная ковалентная связь) Кислотность: HF  HCl  HBr  HI В водных растворах: HF – слабая (Ka = 7,2.10-5) HCl , HBr, и HI (сильные кислоты) Нивелирующее влияние воды на кислотные свойства. Степень диссоциации α в 0,1М растворе (18оС): HF (10%), HCl (92,6%), HBr (93,5%), HI (95%)

Слайд 16

Описание слайда:

Особенности HF HF (жидкая) – сильная кислота HF (газ) - сильная кислота HF (в воде) - слабая кислота Самоионизация жидкой HF 3HF = H2F+ + HF2- Прочная водородная связь 165 кДж/моль, энергия ков. cвязи H-F равна 565 кДж/моль. Жидкий HF – растворитель, реагирует с металлами (если не образуется прочная защитная пленка AlF3, MgF2, NiF2) Zn + 2HF(ж) = ZnF2 + H2

Слайд 17

Описание слайда:

Ox/red свойства HX

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Получение HX А) Синтез из простых веществ H2 + X2 = 2 HX, rH  0 Для увеличения выхода надо снижать Т, но это снижает скорость реакции HF – Реакция идет со взрывом Степень диссоциации HX при 1000оС, 1 атм: HCl – 0,014% HBr- 0,5% HI – 33%

Слайд 20

Описание слайда:

Получение HX Б) Из солей реакцией ионного обмена CaF2(тв) + H2SO4 (конц) = CaSO4 + 2HF (газ) 2NaCl (тв) + H2SO4 (конц) = Na2SO4 + 2HCl (газ) Но!!!! 2NaBr(тв) + H2SO4 (конц) = Na2SO4 + Br2 + SO2 +H2O 2NaI(тв) + H2SO4 (конц) = Na2SO4 + I2 + H2S +H2O NaBr + H3PO4 = HBr + Na2H2PO4 Аналогично получают HI В) Гидролиз галогенидов неметаллов 2P(тв) + 3Br2(ж) = 2PBr3 PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

Слайд 21

Описание слайда:

Оксиды галогенов Неустойчивы, часто взрывают, с ними редко работают F: OF2, O2F2, F2O3(?), F2O4(?) Cl: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7 Br: Br2O, Br2O3, BrO2 I: I2O5

Слайд 22

Описание слайда:

Слайд 23

Описание слайда:

Оксиды хлора: Cl2O Монооксид хлора Cl2O – желто-коричневый газ, при нагревании разлагается со взрывом. Ангидрид кислоты HOCl, но хорошо растворим в воде и дает очень мало HOCl. 2NaOH +Cl2O = 2NaOCl +H2O Получение: 2HgO(тв., желтый) + Cl2 = Cl2O + HgO.HgCl2

Слайд 24

Описание слайда:

Слайд 25

Описание слайда:

Оксид хлора ClO2 Получение в промышленности 2NaClO3 + SO2 = 2NaHSO4 +2ClO2 (в 4 М H2SO4) Лабораторные методы А) 2KClO3 + K2C2O4 +2H2SO4 = 2ClO2 +2CO2 +2KHSO4 +2H2O (CO2 разбавляет ClO2 и предотвращает взрыв) Б) 2AgClO3(тв) + Cl2 (г) = 2ClO2 +O2 +2AgCl (при 90оС) В) 3KClO3(тв) + 3H2SO4(конц) = 2ClO2 +3KHSO4 +HClO4 +H2O (при 0оС) Использование: обеззараживание сточных вод и питьевой воды, отбеливание бумаги. Хлорорганические соединения – потенциальные канцерогены. Но….

Слайд 26

Описание слайда:

Оксид хлора Cl2O6 Оксид Cl2O6 – красная маслянистая жидкость, взрывает при соприкосновении с органикой При -70оС – ионное смешанно-валентное соединение [ClO2]+[ClO4]- В газовой фазе есть равновесие димер/мономер Cl2O6 + H2O = HClO3 + HClO4 Получение: 2ClO2 + 2O3 = Cl2O6 +2O2 2NaClO3(тв) + F2(г) = 2NaF(тв) + Cl2O6

Слайд 27

Описание слайда:

Оксид хлора (VII), хлорный ангидрид Cl2O7 Бесцветная маслянистая жидкость, наиболее устойчив среди оксидов хлора, но взрывает при соприкосновении с органикой, при ударе, при нагревании Cl2O7 + H2O = 2HClO4 Строение: газ и твердое 4HClO4 + P4O10 = 2Cl2O7 +4HPO3 НИКОГДА НЕ ДЕЛАЙТЕ ЭТУ РЕАКЦИЮ!!!

Слайд 28

Описание слайда:

Оксиды брома Br2O – красно-коричневая жидкость, разлагается выше -40оС Получение HgO(тв) + Br2(г) = Br2O + HgBr2 Br2O + 2NaOH(раствор) = 2NaOBr +H2O Br2O3 – изучен мало, оранжевые кристаллы, разлагается выше -40оС, взрывает Строение [Br]+[BrO3]- Получение O3 + Br2 = Br2O3 (в растворе CFCl3)

Слайд 29

Описание слайда:

Оксиды брома BrO2 – желтое кристаллическое вещество, разлагается выше -40оС 2 BrO2 = Br2 + 2O2 (медленное нагревание) Строение твердого [Br]+[BrO4]- 6BrO2 + 6OH- = 5BrO3- + Br- +3H2O Получение Br2(ж) + 2O2(ж) = 2BrO2 (в тлеющем разряде) Br2 + 4O3 = 2BrO2 + 4O2 (–78°С, CF3Cl)

Слайд 30

Описание слайда:

Оксиды иода Хорошо изучен только I2O5, иодный ангидрид. Белое кристаллическое вещество 2HIO3 = I2O5 + H2O (получают при 200оС, реакция обратима) 2I2O5 = 2I2 + 5O2 (выше 300оС) Строение: Аналитическая химия – количественное и быстрое определение СО I2O5 + 5CO = I2 +5CO2