p-элементы 17 группы периодической системы: галогены - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №1

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №2

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №3

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №4

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №5

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №6

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №7

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №8

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №9

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №10

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №11

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №12

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №13

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №14

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №15

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №16

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №17

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №18

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №19

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №20

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №21

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №22

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №23

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №24

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №25

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №26

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №27

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №28

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №29

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №30

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №31

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №32

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №33

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №34

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №35

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №36

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №37

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №38

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №39

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №40

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №41

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №42

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №43

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №44

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №45

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №46

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №47

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №48

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №49

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №50

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №51

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №52

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №53

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №54

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №55

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №56

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №57

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №58

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №59

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №60

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №61

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №62

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №63

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №64

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №65

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №66

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены, слайд №67

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему p-элементы 17 группы периодической системы: галогены. Доклад-сообщение содержит 67 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:

p-элементы 17 группы периодической системы: галогены Береснева Е. В. к.п.н., профессор кафедры фундаментальной химии и методики обучения химии ВятГУ

Слайд 2

Описание слайда:

План лекции Введение 1. Общая характеристика галогенов, их физические свойства 2. Нахождение в природе 3. Получение 4. Химические свойства простых веществ 5. Соединения галогенов в отрицательной степени окисления 6. Соединения галогенов в положительной степени окисления 7. История открытия галогенов 8. Биологическая роль и применение (самостоятельная работа)

Слайд 3

Описание слайда:

Периодическая система Д. И. Менделеева Неметаллы. Галогены

Слайд 4

Описание слайда:

Введение Какие элементы относят к p-элементам? 17-я группа (VIIA группа) периодической системы объединяет p-элементы, носящие общее название галогены (от греч. halos – соль и genes – рождающий, рождённый – рождающие соли) (галоиды): фтор F, хлор Сl, бром Вг, иод I, астат At, теннессин Ts (элемент № 117). Первые четыре элемента встречаются в природе в виде различных соединений. Астат и теннессин получены искусственным путем, радиоактивны Внешняя электронная оболочка атомов имеет конфигурацию s2p5

Слайд 5

Описание слайда:

1. Общая характеристика галогенов. Физические свойства

Слайд 6

Описание слайда:

Степени окисления галогенов – 1 (наиболее характерна для всех - НГ) + 1 у Сl, Вr, I (НГО и др.) + 3 у Сl и Вr (НГО2, ГF3), у I редко + 4 у Сl, Вr, I (ГO2) + 5 у Сl, Вr, I (НГO3, XF5 и др.) + 6 у Сl (Сl2О6) + 7 у Сl, Вr и I (HClO4, Cl2O7, НВrO4, IF7 и др.)

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Хлор (200C), бром (200C), иод (400C)

Слайд 9

Описание слайда:

2. Нахождение в природе Минералы, содержащие фтор

Слайд 10

Описание слайда:

Минералы, содержащие фтор

Слайд 11

Описание слайда:

Минералы, содержащие фтор

Слайд 12

Описание слайда:

Минералы, содержащие фтор

Слайд 13

Описание слайда:

Минералы – хлориды

Слайд 14

Описание слайда:

Минералы – хлориды

Слайд 15

Описание слайда:

Минералы – хлориды

Слайд 16

Описание слайда:

Минералы – хлориды

Слайд 17

Описание слайда:

Минералы – хлориды

Слайд 18

Описание слайда:

Минералы – хлориды

Слайд 19

Описание слайда:

3. Получение галогенов Получение фтора В промышленности – электролиз расплавов фторидов щелочных металлов (напишите уравнение реакции) В лаборатории – термолиз высших фторидов некоторых металлов, например: 2CeF4 = 2CeF3 + F2

Слайд 20

Описание слайда:

Получение хлора В промышленности – электролиз концентрированного раствора NaCl с диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространства: 2NaCl + 2H2O В лаборатории – реакция конц. HCl с такими окислителями, как КMnO4, MnO2, K2Cr2O7 и др. 16HCl + 2KMnO4=5Cl2 + 2KCl +2MnCl2 + 8H2O

Слайд 21

Описание слайда:

Получение брома, иода, астата Получение брома и иода в лаборатории – взаимодействие галогенидов с окислителем (MnO2) в кислой среде, например: MnO2 + 2H2SO4 + 2KI = I2 + MnSO4 + 2H2O + K2SO4 Получение астата: облучение висмута или тория α-частицами радиоактивный распад франция: 22387Fr → 21985At + 42He обстреливание золота ядрами углерода: 19779Au + 126C → 20985At

Слайд 22

Описание слайда:

4. Химические свойства простых веществ Невысокие энергии диссоциации молекул галогенов (существенно меньшие, чем у О2, Н2 и N2) Большое сродство атомов к электрону Плохие доноры электронов Хорошие акцепторы электронов Высокая реакционная способность Сильные окислители и кислотообразователи Самые активные неметаллы

Слайд 23

Описание слайда:

Химические свойства фтора Реагирует непосредственно со всеми элементами, кроме He, Ne, Ar, N2, C (алмаз) В атмосфере фтора сгорают вода и стеклянная вата: 2H2O + 2F2 = 4HF + O2 SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2 Фтор реагирует со взрывом при простом контакте с водородом (уравнение) Соединения фтора с другими элементами: SiF4, BF3, CFx, BrF3, IF7, ClF, ClF3

Слайд 24

Описание слайда:

Химические свойства хлора Непосредственно не реагирует с кислородом, углеродом (алмаз), азотом, благородными газами Оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7. Все они неустойчивы, могут быть получены только косвенным путем и являются сильными окислителями, как и сам хлор Реагирует с некоторыми Ме и неМе (уравнения с натрием, водородом и фосфором) Со сложными веществами: Cl2 + H2O ↔ НCl + НClO Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O 3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O

Слайд 25

Описание слайда:

Химические свойства брома Соединения брома с галогенами - BrF3, BrF5, BrCl и IBr С кислородом, углеродом, азотом, благородными газами непосредственно не реагирует. Косвенно получены оксиды - Вr2О, ВгО2, Br3O8 С S, Se, Те, Р, As и Sb - S2Br2, РВr3, РВr5, неустойчивые SeBr4 и Se2Br2, TeBr4, AsBr3, SbBr3 С бором и кремнием при t - ВВг3 и SiBr4 С водородом при t (уравнение)

Слайд 26

Описание слайда:

Растворы брома и иода

Слайд 27

Описание слайда:

Химические свойства иода Возгоняется при слабом нагревании Плохо растворим в воде, лучше в органических растворителях и в водных растворах иодидов С кислородом, углеродом, азотом, серой, селеном и благородными газами непосредственно не реагирует С металлами образует иодиды: Hg + I2 = HgI2 В горячих растворах щелочей дает соли иодид и иодат (уравнение) H2S, Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до I-: I2 + H2S = S + 2НI Иод – единственный галоген, который реагирует с конц. азотной кислотой: 3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O

Слайд 28

Описание слайда:

Иодная проба в пробирках и на картофеле (C6H10O5)n · Im

Слайд 29

Описание слайда:

5. Соединения галогенов в отрицательной степени окисления Наиболее важные соединения галогенов в отрицательной степени окисления – галогеноводороды Это соединения с полярной ковалентной связью, в которой общая электронная пара сильно сдвинута в сторону галогена

Слайд 30

Описание слайда:

Сравнение свойств галогеноводородов Почему HF проявляет аномальные свойства?

Слайд 31

Описание слайда:

Полимеризация фтороводорода

Слайд 32

Описание слайда:

Полимеризация фтороводорода

Слайд 33

Описание слайда:

Получение галогеноводородов 1. Действие конц. серной кислоты на твердые галогениды (HF, HCl, редко HBr) (уравнения) 2. Синтез из простых веществ (HF, HCl) (уравнения) 3. Действие фосфорной кислоты на твердые галогениды (HBr, HI): KX + H3PO4 = KH2PO4 + HX 4. Реакция галогена с водой с участием красного фосфора (HBr, HI): 3Х2 + 2Р + 6Н2О = 6НХ + 2Н3РО3 5. Гидролиз бромида и иодида фосфора (HBr, HI): PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI

Слайд 34

Описание слайда:

Химические свойства галогеноводородов 1. Все галогеноводороды – восстановители за счет галогенид-иона: 4HI + O2 = 2H2O + 2I2 2. Хлороводород окисляет некоторые металлы: 2HClгаз + Mgтв →ᵗ MgCl2 тв + Н2 газ 3. Реагируют с более активным галогеном: 2I- + Br2 = 2Br- + I2 4. В растворах проявляют общие свойства кислот – реагируют с металлами, их оксидами, гидроксидами, солями (уравнения)

Слайд 35

Описание слайда:

Химические свойства галогеноводородов 5. Концентрированный HF (плавиковая кислота) реагирует с оксидом кремния. Эта реакция применяется для травления стекла: SiO2 + 6HF = H2SiF6 + 2H2O – матовое травление SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O – прозрачное травление 6. Качественные реакции на галогенид-ионы – реакции с ионами серебра: Г- + Ag+ = AgГ↓ Фторид серебра растворим, хлорид серебра – белый, бромид серебра – желтоватый, иодид серебра – ярко-желтый

Слайд 36

Описание слайда:

Галогениды металлов Галогениды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие моно- и дигалогениды других металлов – типичные соли, в которых преобладает ионный характер связи Галогениды металлов V-VIII групп, кроме Сr и Мn, восстанавливаются Н2 до металлов: WF6 + 3Н2 = W + 6HF Более легкие галогены могут вытеснять более тяжелые из галогенидов Галогениды получают непосредственно из элементов, реакцией галогеноводородов или галогеноводородных кислот с металлами, оксидами, гидроксидами или солями, а также другими обменными реакциями (уравнения)

Слайд 37

Описание слайда:

Фториды кислорода Дифторид кислорода OF2 (FOF – угловая молекула). Бесцветный газ с резким неприятным запахом. tпл. = –224°С, tкип. = –145°С. Получение: 2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O (0° C) Сравнительно легко вступает в реакции с различными соединениями, что используется для синтеза фторидов благородных газов: Xe + OF2 = XeF2 + 1/2O2 (400° C, 3 атм) Не является кислотным ангидридом и при взаимодействии с водой не образует фторноватистую кислоту HOF, а разлагается Диоксидифторид O2F2 (FOOF) (tпл. = –154°С, tкип. = –57°С) неустойчив и быстро разлагается

Слайд 38

Описание слайда:

6. Соединения галогенов в положительной степени окисления Оксиды галогенов Оксиды галогенов: X2O (Cl2O, Br2O), XO2 (ClO2, BrO2), X2O6 (Cl2O6), X2O5 (I2O5), X2O7 (Cl2O7) Оксид хлора Cl2O (хлорноватистый ангидрид) - темно-желтый газ с резким запахом (tпл. = –116°С, tкип. = 2°С). Синтезируют, пропуская ток хлора через оксид ртути: 2Cl2 + 2HgO = HgO·HgCl2 + Cl2O Он хорошо растворяется в воде с образованием хлорноватистой кислоты HClO: Cl2O + H2O = 2HClO С растворами щелочей дает соли хлорноватистой кислоты – гипохлориты: Cl2O + 2KOH = 2KClO + H2O Ядовит и взрывоопасен. При комнатной температуре медленно диспропорционирует: 4Cl2O = 2ClO2 + 3Cl2

Слайд 39

Описание слайда:

Оксиды галогенов Диоксид хлора ClO2 желтo-бурый газ с резким запахом (tпл. = –59°С, tкип. = 10°С), при t ниже 10°С – бурая жидкость. Взрывоопасен при нагревании и соприкосновении с горючими веществами Получают из хлората калия: KClO3 + H2SO4 = HClO3 + KHSO4 3HClO3 = 2ClO2 + HClO4 + H2O В лабораторных условиях: 2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 = K2SO4 + 2ClO2 + 2CO2 + 2H2O При взаимодействии с водой в щелочных растворах ClO2 диспропорционирует, т.е. ангидрид двух кислот 2ClO2 + H2O = HClO3 + HClO2 – хорошо с холодной водой 2ClO2 + 2KOH = KClO3 + KClO2 + H2O – с холодным раствором быстро

Слайд 40

Описание слайда:

Оксиды галогенов Оксид хлора Cl2O6 (димер оксида хлора VI) – вязкая темно-красная маслянистая жидкость (tпл. = 3,5°С, tкип. = 203°С). Образуется при окислении ClO2 озоном: 2ClO2 + 2O3 = Cl2O6 + 2O2 (–10°C) Смешанный ангидрид хлорноватой и хлорной кислот, которые образуются при реакции с водой: Cl2O6 + H2O = HClO4 + HClO3 Реагирует со щелочами в растворе, при этом происходит реакция диспропорционирования: 2KOH + Cl2O6 = KClO3 + KСlO4 + H2O В жидком состоянии уже при температуре плавления постепенно разлагается на ClO2 и кислород: Cl2O6 = 2ClO2 + O2 В газовой фазе происходит распад димера: Cl2O6 ↔ 2ClO3

Слайд 41

Описание слайда:

Оксиды галогенов Хлорный ангидрид Cl2O7 – бесцветная маслянистая жидкость (tпл. = –90°С, tкип. = 82°С). Взрывается при нагревании до 120°C, но более стабилен, чем другие оксиды хлора: 2Cl2O7 = 2Сl2 + 7O2 Получают действием водоотнимающих средств (P4O10, олеум) на концентрированную хлорную кислоту с последующей перегонкой при –35°С и пониженном (1 мм рт. ст.) давлении: 4HClO4 + P4O10 = 2Cl2O7 + 4HPO3 При попадании в воду медленно образует хлорную кислоту HClO4, а со щелочами дает перхлораты: Cl2O7 + H2O = 2HClO4 Cl2O7 + 2KOH = 2KСlO4 + H2O

Слайд 42

Описание слайда:

Оксиды галогенов Оксид брома(I) Br2O – красно-коричневая жидкость, выдерживает температуру ниже -40°С. Получают аналогично Cl2O (уравнение) При реакции с водой дает бромноватистую кислоту: Br2O + H2O = 2HBrO Оксид брома(IV) BrO2 – желтые кристаллы. Очень неустойчив, разлагается чуть выше 0°С, быстро диспропорционирует Оксид брома(VI) BrO3 – бесцветные игольчатые кристаллы. Разлагается уже при температуре ниже -80°С. Образуется при действии озона на бром Оксид иода(V) I2O5 (иодноватый ангидирид) – бесцветное кристаллическое соединение. Получают I2O5 дегидратацией HIO3 (уравнение) Оксид иода(VII) I2O7 (иодный ангидрид) – оранжевое твердое вещество. Получают обезвоживанием иодной кислоты серной кислотой (уравнение)

Слайд 43

Описание слайда:

Кислородсодержащие кислоты Галогены образуют: - галогеноватистые кислоты HOX (все слабые), соли гипогалогениты - галогенистые кислоты HOXO (НХО2) (первая средней силы, по другим данных нет), соли галогениты - галогеноватые кислоты HOXO2 (НХО3) (первые 2 сильные, последняя средней силы), соли галогенаты - галогеновые кислоты HOXO3 (НХО4) (первые 2 сильные, последняя слабая), соли пергалогенаты

Слайд 44

Описание слайда:

Галогеноватистые кислоты HOX Слабые кислоты, не выделены в чистом виде, а встречаются только в виде водных растворов Хлорноватистая кислота HOCl существует в растворе зеленовато-желтого цвета, максимальная массовая доля 20-25%, неустойчива, уже при 5-10°С быстро разлагается Получение: 1. Хлорноватистая кислота настолько слабая, что даже угольная кислота вытесняет ее из растворов гипохлоритов: NaOCl + H2O + CO2 = NaHCO3 + HOCl

Слайд 45

Описание слайда:

Хлорноватистая кислота HOCl и гипохлориты 2. Растворение оксида хлора(I) в воде (уравнение) 3. Растворение хлора в воде (уравнение). Гипохлориты получают аналогичной реакцией хлора с раствором щелочи (уравнение) Свойства: 1. HOCl - очень сильный окислитель, нестойкая, даже в водном растворе распадается под действием света: HOCl → HCl + [О] 2О → О2 Аналогичная реакция протекает при разложение гипохлоритов в растворе: 2CaOCl2 = 2CaCl2 + O2 (катализатор – Со2+) 2. Гипохлориты – сильные окислители: CaOCl2 + 2HCl = CaCl2 + Cl2 + H2O NaClO + 2KI + H2SO4 = NaCl + I2 + K2SO4 + H2O

Слайд 46

Описание слайда:

Галогеноватистые кислоты и их соли Бромноватистая кислота HOBr существует только в растворе желтоватого цвета, максимальная массовая доля 30%. Сильный окислитель. Получение и свойства аналогичны хлорноватистой кислоте Иодноватистая кислота HOI существует в разбавленном растворе, окрашена в зеленоватый цвет, неустойчива. Соединение амфотерное, причем основные свойства выражены сильнее, чем кислотные: HOI + HNO3 = INO3 + H2O

Слайд 47

Описание слайда:

Галогенистые кислоты HOXO и их соли HClO2 и HВrO2 очень неустойчивы и в растворе быстро диспропорционируют. Иодистая кислота HIO2 только недавно была обнаружена в водных растворах в качестве переходной частицы Получение HClO2 и хлоритов: кислоты: Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HClO2 хлоритов: 2ClO2 + 2KOH = KClO2 + KClO3 + H2O Свойства: разложение в разбавленном водном растворе: 4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O Разложение солей (более устойчивы): NaClO2 = NaCl + O2 3NaClO2 = NaCl + 2NaClO3

Слайд 48

Описание слайда:

Хлорноватая кислота HClO3 и хлораты HClO3 в свободном виде не выделена, существует в растворе с массовой долей 40%, сильная, при температуре 40-90°C разлагается Получение: кислоты: аналогично хлористой (уравнение) соли: 6Ba(OH)2 + 6Cl2 = 5BaCl2 + Ba(ClO3)2 + 6H2O Свойства: Разложение при нагревании: 4KClO3 = KCl + 3KClO4 без катализатора, t < 370°C 2KClO3 = 2KCl + 3O2 катализатор MnO2, t = 370°C Реакция с кислотами: 3KClO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2ClO2↑ + KClO4 + H2O KClO3 + 6HCl = 3Cl2 + KCl + 3H2O

Слайд 49

Описание слайда:

Бромноватая HBrO3 кислота и броматы Бромноватая кислота существует в растворе с массовой долей до 50%, сильная, сильный окислитель, нестабильна, разлагается на воду, бром и кислород Получение: 1. Аналогично хлорноватой (уравнение) 2. Окисление бромной воды хлором: 5Cl2 + Br2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl Соли получают по реакции галогена с растворами щелочей (уравнение)

Слайд 50

Описание слайда:

Иодноватая кислота HIO3 Иодноватая кислота HIO3 – белые кристаллы, устойчива при комнатной температуре, при нагревании разлагается с образованием иодноватого ангидрида и воды. Кислота средней силы, окислитель Получение: 1. Реакция ангидрида с водой (уравнение) 2. Окисление иодной воды хлором (уравнение аналогично окислению бромной воды) 3. Окисление иода конц. азотной кислотой (уравнение) Соли получают по реакции галогена с растворами щелочей (уравнение)

Слайд 51

Описание слайда:

Хлорная кислота HClO4 и перхлораты Хлорная кислота HClO4 известна в свободном виде, подвижная, бесцветная, дымящая на воздухе, гигроскопичная жидкость с tпл. = -101°C, tк. = +110°C Получение: KClO4 + H2SO4 конц. = HClO4 + KНSO4 в вакууме Электрохимическое окисление хлоратов или хлоридов на платиновом аноде Перхлораты щелочных металлов обычно получают при диспропорционировании соответствующих хлоратов (уравнение)

Слайд 52

Описание слайда:

Хлорная и бромная HBrO4 кислоты Свойства: 1. Окислительная способность: 2HClO4 + I2 + 4H2O = 2H5IO6 + Cl2 2. Реакция нейтрализации (уравнение) 3. Разложение при нагревании: 4HClO4 = 4ClO2↑ + 3O2 + 2H2O 4. Обезвоживание оксидом фосфора: 2HClO4 + P4O10 + 5H2O = Cl2O7 + 4H3PO4 Бромная кислота HBrO4 нестойкая, стабильна только в водных растворах с концентрацией менее 55%, при более высокой концентрации разлагается. Перброматы – чрезвычайно сильные окислители

Слайд 53

Описание слайда:

Иодная кислота Иодная кислота – гигроскопичное кристаллическое вещество с tпл. = 130°C, хорошо растворимое в воде, слабая, может образовывать средние и кислые соли В растворах существует в трех формах: HIO4 – метаиодная кислота, H3IO5 – мезоиодная кислота и H5IO6 – ортоиодная кислота Средние соли этих кислот – NaIO4, Na3IO5, Na5IO6

Слайд 54

Описание слайда:

Иодная кислота и периодаты Получение: Получают по реакции диспропорционирования иодата и обработки ортопериодата кислотой: 5Ba(IO3)2 = Ba5(IO6)2 + 4I2 + 9O2 Ba5(IO6)2 + 5H2SO4 = 5BaSO4↓ + 2H5IO6 Соли получают окислением иодатов электрохимически или действием хлора Свойства: Метапериодаты чувствительны к нагреванию и даже могут при этом взрываться: 5NaIO4 = Na5IO6 + 2I2 + 7O2 Ортопериодаты более устойчивы при нагревании

Слайд 55

Описание слайда:

7. История открытия галогенов Карл Вильгельм Шееле (9.12.1742 – 21.05.1786)

Слайд 56

Описание слайда:

Бернар Куртуа 8 февраля 1777 г. - 27 сентября 1838 г.

Слайд 57

Описание слайда:

Антуан Жером Балар 30 сентября 1802 г. – 30 марта 1876 г.

Слайд 58

Описание слайда:

Анри Муассан 28 сентября 1852 г. - 20 февраля 1907 г.

Слайд 59

Описание слайда:

Получение астата (эко-иода)

Слайд 60

Описание слайда:

Открытие 117-го элемента 117-й элемент был открыт последним в 7-м периоде Впервые его удалось создать в 2009 году российско-американской группе. Для синтеза 117-го мишень из 97-го элемента берклия-249 обстреливали ионами кальция-48 на ускорителе У-400 Лаборатории ядерных реакций ОИЯИ 30 декабря 2015 г. ИЮПАК официально признал открытие 117-го элемента и приоритет в этом ученых из Объединенного института ядерных исследований (ОИЯИ, г. Дубна, Россия) и Ливерморской национальной лаборатории 28 ноября 2016 года ИЮПАК утвердил название 117-го элемента теннессин (Ts) в честь штата Теннесси, где находится Окриджская лаборатория

Слайд 61

Описание слайда:

8. Биологическая роль и применение Биологическая роль фтора Минеральную основу зубных тканей – дентина составляют гидроксилапатит Ca5(PO4)3(OH), хлорапатит Ca5(PO4)3Cl и фторапатит Ca5(PO4)3F. Фторид-ион легко замещает гидроксид-ион в гидроксилапатите, образуя защитный эмалевый слой более твёрдого фторапатита: Ca5(PO4)3OH + F- ↔ Ca5(PO4)3F + OH- Фторид-ионы способствуют осаждению фосфата кальция, тем самым ускоряя процесс реминерализации (образования кристаллов): 10Ca2+ + 6PO43- +2F- = 3Ca3(PO4)2 ∙ CaF2

Слайд 62

Описание слайда:

Биологическая роль фтора Кариес зубов: под действием кислот, вырабатываемых бактериями, происходит растворение гидроксилапатитной компоненты эмали: Ca5(PO4)3OH + 7H+ = 5Ca2+ + 3H2PO4- + H2O Применение NaF в медицинской практике в качестве местно действующего наружного средства основано на образовании фторапатита: NaF + Ca5(PO4)3OH ↔ NaOH + Ca5(PO4)3F паста зубная ткань