Разделы презентаций


Хлор

Содержание

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

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Хлор
Презентация по химии
Ученицы 11 класса
Каримовой Юлии
Учитель химии
Столяренко С.Ю.

ХлорПрезентация по химииУченицы 11 классаКаримовой ЮлииУчитель химииСтоляренко С.Ю.

Слайд 2 Положение в таблице
Строение атома
Физические свойства
История открытия

Минералы
Получение
Химические свойства
Применение

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

Слайд 3Положение в таблице
Хлор - 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.
Общее 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.
Положение в таблицеХлор - химический элемент седьмой группы, главной подгруппы, третьего периода периодической системы элементов Д. И.

Слайд 5Строение атома
Заряд ядра +17, электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома:

3s23p5. 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.

Строение атомаЗаряд ядра +17, электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3s23p5. Хлор проявляет степени окисления –1, +1, +3,

Слайд 7Возбуждения
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).
ВозбужденияВ невозбужденном состоянии галогены имеют валентность, равную 1, а в возбужденном (переход электронов на вакантные d-облака) увеличивается

Слайд 9Молекула 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

Молекула хлора двухатомна. Связь одинарна и образуется при перекрывании одноэлектронных р-облаков двух атомов хлора. Кроме того, в

Слайд 10Физические 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.
За 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.
Физические свойстваС возрастанием молекулярной массы температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул одинакового строения, повышаются.Все галогены

Слайд 11Физические свойства
Хлор – 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.

Физические свойстваХлор – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Это первое химическое оружие. Во время Первой мировой

Слайд 12Физические свойства

Физические свойства

Слайд 13История открытия
Первым 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.

История открытияПервым из галогенов был открыт хлор (К. Шееле, 1774 год). Полученный желто-зеленый газ шведский ученый принял

Слайд 14В природе встречается два стабильных изотопа хлора:35Cl (75,77%) и 37Cl

(24,23%).
Содержание хлора в земной коре составляет 1,7% (по массе). Важнейшие

минералы: галит NaCl, сильвин KCl, бишофит MgCl2·H2O, сильвинит KCl·NaCl, карналлит KCl·MgCl2·6H2O. 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

В природе встречается два стабильных изотопа хлора:35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%).Содержание хлора в земной коре составляет 1,7%

Слайд 15Минералы
Каменная соль = поваренная соль = галит
Карналлит
Сильвин

МинералыКаменная соль = поваренная соль = галитКарналлитСильвин

Слайд 16Получение
Основной 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 + O2 = 2Cl2 + 2H2O
В лаборатории молекулярный хлор получают взаимодействием HCl с перманганатом калия, оксидом марганца (IV), бихроматом калия и др.:
2KMnO4+16HCl (конц.) = 2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2

При нагревании:
MnO2 + 4 HCl = MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

6HCl + KClO3 = 3Cl2 + KCl + 3H2O

ПолучениеОсновной промышленный способ получения хлора – электролиз хлоридов щелочных металлов (NaCl, KCl). Также его получают окислением HCl

Слайд 17Получение
2KMnO4+16HCl (конц.)= 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

Получение2KMnO4+16HCl (конц.)= 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

Слайд 18Химические свойства
Хлор – активный окислитель. Энергично реагирует с металлами и большинством

неметаллов (за исключением O2, N2 и благородных газов). Вступает также

в реакции диспропорционирования, для протекания которых наиболее благоприятна щелочная среда, способствующая образованию простых и сложных анионов.
Химические свойстваХлор – активный окислитель. Энергично реагирует с металлами и большинством неметаллов (за исключением O2, N2 и благородных

Слайд 19Хлор - 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 + 3Cl2 = 2AlCl3

2K + Cl2 = 2 КCl

2 Fe + 3Cl2 = 2 FeCl3

Cu + Cl2 = CuCl2

Хлор - один из самых активных неметаллов. При взаимодействии с металлами с переменной валентностью (Fe, Cr) в

Слайд 20Cu+Cl2=CuCl2
2Fe+3Cl2 = 2FeCl3

Cu+Cl2=CuCl22Fe+3Cl2 = 2FeCl3

Слайд 21H2 + Cl2 = 2 HCl(на свету)


С Неметаллами
2Cl2 + C = CCl4
3Cl2 + 2P (крист.) =

2PCl3
5 Cl2 + 2 P = 2PCl5
H2 + Cl2 = 2 HCl(на свету)    С Неметаллами2Cl2 + C = CCl43Cl2 +

Слайд 22Образует соединения с другими галогенами:
Cl2 + F2 = 2ClF
Cl2 +

3F2 = 2ClF3, t = 200–400 °C
Cl2 + 5F2 = 2ClF5
5Cl2 + 2Sb

= 2SbCl5
Образует соединения с другими галогенами:Cl2 + F2 = 2ClFCl2 + 3F2 = 2ClF3, t = 200–400 °CCl2 + 5F2 =

Слайд 23Хлор растворяется вводе (в 1 объеме воды растворяется 2 объема

хлора) с образованием "хлорной воды":

Cl2 + H2O = HCl +

HClO

С Водой

Со щелочами

Cl2 + 2KOH(хол) = KCl + KClO(гипохлорит) + H2O

Cl2 + 6KOH(гор) = 5KCl + KClO3(хлорат) + 3H2O

Хлор растворяется вводе (в 1 объеме воды растворяется 2 объема хлора) с образованием

Слайд 24С Бескислородными Кислотами
Cl2 + HBr = 2HCl + Br2
Cl2 +

HI = 2HCl + I2
Cl2 + 2NaI = 2NaCl +

I2
Cl2 + FeCl2 = 2FeCl3

С Солями

С Бескислородными КислотамиCl2 + HBr = 2HCl + Br2Cl2 + HI = 2HCl + I2Cl2 + 2NaI

Слайд 25Хлор в органике
Хлор является активным реагентом в органическом синтезе. Его

атомы входят в состав молекул соединений, относящихся к различным классам

органических веществ.

CnH2n+2 + Cl2 (на свету) = CnH2n+1Cl + HCl [р. Семенова]
CnH2n + Cl2 = CnH2nCl2
CnH2n-2 + Cl2 – в несколько стадий
C6H6 + Cl2 (AlCl3) = C6H5Cl + HCl
C6H6 + Cl2 (на свету) = гексахлоран
Гомологи бензола + Cl2 (на свету) = замещение
по радикальному механизму (Cl к альфа-H)
5. R-CH2-COOH + Cl2 (PCl5) = R-CHCl-COOH + HCl

Хлор в органикеХлор является активным реагентом в органическом синтезе. Его атомы входят в состав молекул соединений, относящихся

Слайд 26Применение 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.
Применение хлораХлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: Основным компонентом отбеливателей является хлорная вода

Слайд 27 Для обеззараживания воды — «хлорирования».
В химическом производстве соляной

кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

Для обеззараживания воды — «хлорирования». В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов,

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.

Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений. На получение

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика