Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в
виде соединений в составе минералов:Галит NaCl
Галит синий. Нью-Мексико, США
Галит (фиолетовый). Саксония-Анхальт, Германия.
Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Характеристика элементов VII группы главной подгруппы Хлор
Содержание
- 1. Характеристика элементов VII группы главной подгруппы Хлор
- 2. Слайд 2
- 3. Слайд 3
- 4. Слайд 4
- 5. Слайд 5
- 6. Нахождение в природеВ земной коре хлор -
- 7. Сильвин KClСильвин, Германия. Музей им. А.Е.ФерсманаСильвин и галит, Соликамск. Музей
- 8. Бишофит MgCl2·6H2OБишофит. Минерал Волгоградской области
- 9. Карналлит KCl·MgCl2·6Н2OРудник №2, Прикарпатье, УкраинаГалит и карналлит
- 10. Каинит KCl·MgSO4·3Н2ОКаинит. Брауншвейг, ГерманияКалуш,Украина
- 11. Характеристика химического элемента Хлор – элемент VII
- 12. Электронная формула: Типичные степени окисления: -1, 0,
- 13. Характеристика простого вещества Тип связи: ковалентная неполярнаяМолекула
- 14. Термодинамические параметры
- 15. Физические свойства
- 16. Химические свойства 1. Реакция дисмутации («хлорная вода»)1
- 17. 3. Взаимодействие со сложными веществамиа) с водой:
- 18. Важнейшие соединения хлора Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) Бесцветный,
- 19. Свойства соляной кислоты:Очень устойчива к нагреваниюВ воде
- 20. Как окислитель реагирует:Mg + 2 HCl →
- 21. Смесь 3v HCl : 1v HNO3 называется
- 22. Оксиды хлора
- 23. Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты (Cl2O)В нормальных условиях представляет
- 24. Диоксид хлора, оксид хлора (IV), (ClO2) В
- 25. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.2ClO2 + 5H2SO4 (разб.) +
- 26. Хлорноватистая кислота (HClO)Очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень
- 27. Хлористая кислота (HClO2)Одноосновная кислота средней силы. В свободном
- 28. Хлорноватая кислота (HClO3)Сильная одноосновная кислота. Соли – хлораты.В
- 29. Получение Химические методы получения хлора малоэффективны и
- 30. Получение Метод ДиконаМетод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Электрохимические
- 31. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов
- 32. Применение
- 33. Физиологическое действие Хлор — токсичный удушливый газ,
- 34. Бром и его пары сильно токсичны. Уже при
- 35. Фтор является жизненно необходимым для организма элементом.
- 36. Астат. Будучи схожим по химическим свойствам с
- 37. Скачать презентанцию
Нахождение в природеВ земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов:Галит NaClГалит синий. Нью-Мексико, СШАГалит (фиолетовый). Саксония-Анхальт,
Слайды и текст этой презентации
Слайд 6Нахождение в природе
В земной коре хлор - самый распространённый галоген.
Слайд 7Сильвин KCl
Сильвин, Германия. Музей им. А.Е.Ферсмана
Сильвин и галит, Соликамск. Музей им. А.Е.Ферсмана
Сильвинит KCl
· NaCl
Сильвинит. Верхнекамское месторождение (Пермский край)
Сильвинит или калийная соль. Добыча
Слайд 11Характеристика химического элемента
Хлор – элемент VII А группы. Порядковый номер
17
Относительная атомная масса: 35,4527 а. е. м. (г/моль)
Количество протонов, нейтронов, электронов: 17,18,17
Строение атома:
Слайд 12Электронная формула:
Типичные степени окисления: -1, 0, +1, +3, +4,
+5, +7
Энергия ионизации: 1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Сродство к электрону: 349 (кДж/моль)
Электроотрицательность по Полингу:
3,20
Слайд 13Характеристика простого вещества
Тип связи: ковалентная неполярная
Молекула двухатомная
Изотопы: 35Cl (75,78 %) и 37Cl(24,22 %)
Тип кристаллической решетки: молекулярная
Молекулярная кристаллическая
решётка
Слайд 16Химические свойства
1. Реакция дисмутации («хлорная вода»)
1 стадия: Cl2 + H2O
= HCl + HOCl
2 стадия: HOCl = HCl + [О]
– атомарный кислород2. Окисление простых веществ
a) с водородом:
Cl2 + H2 = 2HCl
б) с металлами:
Cl2 + 2Na = 2NaCl
в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:
3Cl2 + 2P = 2PCl3
С кислородом, углеродом и азотом хлор непосредственно не реагирует!
Слайд 173. Взаимодействие со сложными веществами
а) с водой: см. выше реакция
дисмутации
б) с кислородсодержащими кислотами: не реагирует!
в) с растворами щелочей:
на холоду:
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2Oпри нагревании: 3Cl2+ 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
д) со многими органическими веществами:
Cl2 + CH4 = CH3Cl + HCl
C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl
Слайд 18Важнейшие соединения хлора
Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl)
Бесцветный, термически устойчивый газ (при н.у.) с
резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде с образованием хлороводородной (соляной) кислоты.
При
растворении в воде протекают следующие процессы:HClг + H2Oж = H3O+ж + Cl−ж
Процесс растворения сильно экзотермичен.
Соляная кислота образует соли — хлориды
Слайд 19Свойства соляной кислоты:
Очень устойчива к нагреванию
В воде кислота
Слабый окислитель по
протону
Под действием сильных окислителей анион окисляется
HCl →
t°
Слайд 20Как окислитель реагирует:
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑
Конц. соляная кислота реагирует
с медью:
2 Cu + 4 HCl → 2 H[CuCl2] + H2↑
FeO
+ 2 HCl → FeCl2 + H2OПри действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2 H2O
При нагревании окисляется кислородом (катализатор — хлорид меди(II) CuCl2):
4 HCl + O2 → 2 H2O +2 Cl2↑
Слайд 21Смесь 3v HCl : 1v HNO3 называется «царской водкой».
Она
способна растворять даже золото и платину.
4 H3O+ + 3 Cl− + NO3− = NOCl + Cl2 +
6 H2OРасстворение идет благодаря высокой концентрации хлорид-ионов :
3 Pt + 4 HNO3 + 18 HCl → 3 H2[PtCl6] + 4 NO↑ + 8 H2O
Для хлороводорода также характерны реакции присоединения к кратным связям (электрофильное присоединение):
R-CH=CH2 + HCl → R-CHCl-CH3
R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl2-CH3
Слайд 23Оксид хлора (I), оксид дихлора, ангидрид хлорноватистой кислоты (Cl2O)
В нормальных условиях представляет собой буровато-жёлтый газ
с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C —
жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. При больших концентрациях взрывоопасен. Самопроизвольно медленно разлагается:Кислотный и солеобразующий. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:
Быстро реагирует со щелочами:
Cl2O + 2NaOH(разб.) = 2NaClO + H2O
Слайд 24
Диоксид хлора, оксид хлора (IV), (ClO2)
В нормальных условиях газ
красновато-жёлтого цвета, с характерным запахом. При температурах ниже 10 °C ClO2
представляет собой жидкость красно-коричневого цвета. Малоустойчив, взрывается на свету.Кислотный оксид. При растворении в воде образуются хлористая и хлорноватая кислоты (реакция диспропорционирования). Разбавленные растворы на свету медленно разлагаются:
Слайд 25Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
2ClO2 + 5H2SO4 (разб.) + 10FeSO4 = 5Fe2(SO4)3
+ 2HCl + 4H2O
ClO2 + O3 = ClO3 + O2
ClO2
+ 2NaOHхол. = NaClO2 + NaClO3 + H2O ClO2 реагирует со многими с органическими соединениями и выступает окислителем средней силы.
Выгодным считается обеззараживание воды при помощи диоксида хлора. Но в наши дни этот метод практически не применяется.
Слайд 26Хлорноватистая кислота (HClO)
Очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует
лишь в растворах.
В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается
на протон и гипохлорит-анион ClO−:Неустойчива. Хлорноватистая кислота и её соли — гипохлориты — сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:
HClO + NaOH (разб.) = NaClO + H2O
Слайд 27Хлористая кислота (HClO2)
Одноосновная кислота средней силы.
В свободном виде неустойчива, даже
в разбавленном водном растворе она быстро разлагается:
Нейтрализуется щелочами.
HClO2 + NaOH(разб.
хол.) = NaClO2 + H2OАнгидрид этой кислоты неизвестен.
Раствор кислоты получают из её солей - хлоритов.
Преимущественно сильный окислитель:
5HClO2 + 3H2SO4 (разб.) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Слайд 28Хлорноватая кислота (HClO3)
Сильная одноосновная кислота. Соли – хлораты.В свободном виде не
получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде
довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается:Легко восстанавливается до соляной кислоты:
HClO3 + 5HCl(конц.) = 3Cl2 + 3H2O
HClO3 + NaOH(разб.) = NaClO3 + H2O
При пропускании смеси SO2 и воздуха образуется диоксид хлора:
Слайд 29Получение
Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день
имеют в основном историческое значение:
Метод Шееле
Первоначально промышленный способ получения хлора
основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
Слайд 30Получение
Метод Дикона
Метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.
Электрохимические методы
Сегодня хлор в промышленных
масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли, основные процессы которого можно
представить суммарной формулой:
Слайд 33Физиологическое действие
Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье.
Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе
около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора).ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³.
При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3.
Слайд 34 Бром и его пары сильно токсичны. Уже при содержании брома в
воздухе в концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение,
носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье.ПДК паров брома 0,5 мг/м³. Летальня доза для человека перорально составляет 14 мг/кг. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух. Для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Рекомендуется обильное питьё теплого молока с минеральной водой или содой, кофе.
Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги.
Слайд 35 Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека
фтор, в основном, содержится в эмали зубов в составе фторапатита —
Ca5F(PO4)3. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариес и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома.Малое содержание фтора разрушает эмаль за счет вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.
Слайд 36 Астат. Будучи схожим по химическим свойствам с иодом, астат радиотоксичен. При
попадании в организм концентрируется в печени. Как и иод, астат способен
накапливаться в щитовидной железе. Альфа-излучение астата поражает близлежащие ткани, приводит к нарушению их функции и в перспективе — к образованию опухолей. Кроме того, частичное накопление астата наблюдается в молочных железах.Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фторидов (натрия и/или олова) или употреблять фторированную воду (до концентрации 1 мг/л), или применять местные аппликации 1-2 % раствором фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить вероятность появления кариеса на 30-50% .
Предельно допустимая концентрация связанного фтора в воздухе промышленных помещениях равна 0,0005 мг/литр воздуха.
