1 / 22

ГАЛОГЕНЫ

ГАЛОГЕНЫ. Подготовила ученица 9 «Б» класса Усольцева Виктория Проверила учитель химии Бахарева Т.А. Что называется галогенами?. Галогены- (от греч. ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение) — химические элементы, относящиеся к 17/VII группе периодической системы Менделеева .

makana
Télécharger la présentation

ГАЛОГЕНЫ

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. ГАЛОГЕНЫ Подготовила ученица 9 «Б» класса Усольцева Виктория Проверила учитель химии Бахарева Т.А. Средняя общеобразовательная школа №4

  2. Что называется галогенами? Галогены-(от греч.ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение) — химические элементы, относящиеся к 17/VII группе периодической системы Менделеева. Реагируют почти со всеми простыми веществами. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галоид-ионов F-, Сl-, Вr-, I- увеличивается. К галогенам относятся Фтор F, Хлор Cl, Бром Br, Иод I , Астат At Средняя общеобразовательная школа №4

  3. Положение галогенов (F, Cl, Br, I.) в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева Пери-оды ряды I II III IV V VI VII VIII 1 1 1ВодородH1,0079 2ГелийHe4,0026 2 2 3ЛитийLi6,941 4БериллийBe9,01218 5БорB10,81 6УглеродC12,011 7АзотN14,0067 8КислородO15,9994 9ФторF18,9984 10НеонNe20,179 3 3 11НатрийNa22,98977 12МагнийMg24,305 13АлюминийAl26,98154 14КремнийSi28,0855 15ФосфорP30,97376 16СераS32,06 17ХлорCl35,453 18АргонAr39,948 4 4 19КалийK39,0983 20КальцийCa40,08 21СкандийSc44,9559 22ТитанTi47,88 23ВанадийV50,9415 24ХромCr51,996 25МарганецMn54,9380 5 29МедьCu63,546 30ЦинкZn65,38 31ГаллийGa69,72 32ГерманийGe72,59 33МышьякAs74,9216 34СеленSe78,96 35БромBr79,904 36КриптонKr83,80 5 6 37РубидийRb85,4678 38СтронцийSr87,62 39ИттрийY88,9059 40ЦирконийZr91,22 41НиобийNb92,9064 42МолибденMo95,94 43ТехнецийTc[98] 7 47СереброAg107,868 48КадмийCd112,41 49ИндийIn114,82 50ОловоSn118,69 51СурьмаSb121,75 52ТеллурTe127,60 53ИодI126,9045 54КсенонXe131,29 6 8 55ЦезийCs132,9054 56БарийBa137,33 57*ЛантанLa138,9055 72ГафнийHf178,49 73ТанталTa180,9479 74ВольфрамW183,85 75РенийRe186,207 9 79ЗолотоAu196,9665 80РтутьHg200,59 81ТаллийTl204,383 82СвинецPb207,2 83ВисмутBi208,9804 84ПолонийPo[209] 85АстатAt[210] 86РадонRn[222] 7 10 87ФранцийFr[223] 88РадийRa226,0254 89**АктинийAc227,0278 104РезерфордийRf[261] 105ДубнийDb[262] 106СиборгийSg[263] 107БорийBh[262] Средняя общеобразовательная школа №4

  4. ФТОРОткрытие фтора «Фторос » - разрушающий. Анри Муассан был удостоен Нобелевской премии за открытие фтора. Однако , когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии , один глаз его был закрыт черной повязкой. В истории фтора немало трагических страниц. Средняя общеобразовательная школа №4

  5. Химические свойства фтора Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами (редкие исключения — фторопласты), и с большинством из них — с горением и взрывом. В атмосфере фтора горят даже вода и платина. Единственной реакцией, в которой фтор является восстановителем, является реакция разложения XeF8 -> XeF6 + F2 Средняя общеобразовательная школа №4

  6. Физические свойства фтора Фтор F2- газ, не сжигается при обычной температуре. Имеет светло-желтый цвет и резко раздражающий запах. Si + 2F2 = SiF4 + 370 ккал H2 + F2 = 2HF + 129,4 ккал 2H2O + 2F2 = 4HF + O2 + 143 ккал Плавится при -220 0С, а начинает кипеть при -180 0С. Средняя общеобразовательная школа №4

  7. Применение фтора • Фтор встречается исключительно в виде солей, рассеянных различными горным породам. Он входит в состав зубной эмали. Фтор вызывает воспаление слизистых оболочек и сильные, долго незаживающие ожоги кожи. Фтор не может быть растворим в воде , так как энергично разлагает её. Фтор является самым сильным окислителем. Он из-за своей высокой электроотрицательности , может быть выведен из соединений только путём электролиза. • Фтор используют для получения некоторых ценных фторопроизводных углеродов, обладающих уникальными свойствами, например смазочных веществ, выдерживающих высокую температуру, пластической массы стойкой к химическим регентам ,жидкостей для холодильников. Средняя общеобразовательная школа №4

  8. ХлорОткрытие хлора Впервые хлор был получен в 1772 г.Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите 4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор. Средняя общеобразовательная школа №4

  9. Физические свойства хлора При нормальных условиях — желто-зеленый газ, сжижается при температуре −34 °C и затвердевает при — 101 °C, а при +1400° диссоциирует на атомы . Один литр газообразного хлора при нормальных условиях (температура 0 °C и давление 760 мм ртутного столба) весит 3,214 г. Степень диссоциации Cl2 +243 кДж = 2Cl. При 1000 К равна 2,07*10-4 %; при 2500 К 0.909 %. Хлор хорошо растворяется в жидкостях: один объём воды растворяет около двух объемов хлора, образующийся раствор называют «хлорной водой», растворяется в ТiСl4, SiCl4, SnCl4 и в некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Средняя общеобразовательная школа №4

  10. Химические свойства хлора Хлор имеет один неспаренный электрон на внешнем уровне по которому происходит образование химической связи: Cl+17 1S² 2S² 2p6 3S² 3p5,поэтому чаще всего хлор проявляет валентность равную единице, за исключением высших кислородных соединений 1. Химически хлор очень активен, он сильнейший окислитель: Cl20 + H2+S2- → 2H+Cl- + S0 2. Хлор непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании): Cl2 + 2Na → 2NaCl (при н.у.) 3. C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды: Cl2 + hν → Cl- + Cl- 4. Хлор в водедисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты : Cl20 + H2O → H+Cl- +HOCl+. Средняя общеобразовательная школа №4

  11. Применение хлора • Хлор. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей и океанов. При вдыхании паров вызывает ожог слизистых дыхательных путей, кашель, удушье, боли в груди и в глазах, слезотечение, отёк лёгких, ослабления сердца. • Свободный хлор проявляет высокую химическую активность, хотя и меньшую чем фтор. Он непосредственно взаимодействует со всеми простыми веществами за исключением кислорода, азота и благородных газов. • При комнатной температуре без освещения хлор практически не взаимодействует с водородом, но при нагревании или на ярком солнечном свету реакция протекает по цепному механизму со взрывом. • Хлор реагирует с водой и на свету образует с ней соляную и хлорноватистую кислоту: • Хлор получают электролизом концентрированных водных растворов NaCl. Хлор применяют для получения хлористого водорода и соляной кислоты ,для отбеливания ткани и бумаги , обеззараживания питьевой воды . Средняя общеобразовательная школа №4

  12. БромОткрытие хлора В 1825 молодой французский химик Антуан Жером Балар (Antoine-Jérôme Balard), работавший препаратором в Фармакологической школе при университете небольшого южного городка Монпелье, приступил к своим первым самостоятельным научным исследованиям. С древнейших времен Монпелье был знаменит своими соляными промыслами. Для добычи соли на берегу моря вырывали бассейны и заполняли их морской водой. После того, как под действием солнечных лучей вода испарялась, выпавшие кристаллы соли вычерпывали, а оставшийся маточный раствор (рапу) возвращали обратно в море. Средняя общеобразовательная школа №4

  13. Физические свойства брома Бром Br2 –это жидкость ,буровато-коричневого цвета. Имеет резкий и зловонный запах. Плавится при -7оС, а начинает кипеть при +58оС Средняя общеобразовательная школа №4

  14. Химические свойства брома БРОМ (Bromum, Br) – элемент 17 (VIIa) группы периодической системы, атомный номер 35, относительная атомная масса 79,904. Природный бром состоит из двух стабильных изотопов: 79Br (50,69 ат.%) и 81Br (49,31 ат.%), а всего известно 28 изотопов с массовыми числами от 67 до 94. В химических соединениях бром проявляет степени окисления от –1 до +7, в природе встречается исключительно в степени окисления –1. Средняя общеобразовательная школа №4

  15. Применение брома • Бром встречается в природе в виде солей натрия и калия вместе с солями хлора , а так же в воде соленых озер. Он хорошо растворяется во многих органических растворителях , сероуглеродах , этиловом спирте, диэтиловом эфире, хлороформе, бензоле. • Бром ядовитое вещество. При вдыхании паров брома :насморк, кашель, удушье, явление бронхита, слезотечение, канъюктивит. Химическая активность брома меньше, чем у хлора, но все же велика. Со многими металлами и неметаллами они реагируют в обычных условиях. При этом бром по активности мало уступает хлору. Соединение брома с водородом происходит лишь при нагревании. Бром находит применение для выработки специальных добавок к моторным топливам и поучения соединений брома. Бромиды калия и натрия используют в медицине, в фотографии. Растворы бромидов натрия и калия под химическим неправильным названием «бром» применяется как успокаивающее средство при расстройствах нервной системы. Средняя общеобразовательная школа №4

  16. Йод Открытие йода « Иодэс » - фиолетовый , открыл Куртуа. Любимый кот ученого на бутылки , содержащие золу морских водорослей в спиртовом растворе и концентрированную серную кислоту. Бутылки разбились , жидкости смешались , с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, который и оказался йодом Йод открыл КОТ!! Средняя общеобразовательная школа №4

  17. Физические свойства йода Йод – твердое вещество . Имеет черно-фиолетовый цвет с металлическим свойством. Имеет резкий запах Плавится при температуре +186оС. Температура кипения тоже +186 оС. Средняя общеобразовательная школа №4

  18. Химические свойства Химически Йод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром. С металлами Йод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя Йодиды. Элементный Йод - окислитель, менее сильный, чем хлор и бром. Сероводород, тиосульфат натрия и другие восстановители восстанавливают его до I- . Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO3-. При растворении в воде Йода частично реагирует с ней; В горячих водных растворах щелочей образуются Йодид и Йодат. При нагревании йод взаимодействует с фосфором: А йодид фосфора в свою очередь взаимодействует с водой: При взаимодействии H2SO4 и KI образуется продукт, окрашенный темно-бурый цвет, и сульфатная кислота восстанавливается до H2S Йод легко реагирует с алюминием, причем катализатором в этой реакции является вода: Средняя общеобразовательная школа №4

  19. Применение йода • Йод. Соединения йода имеются в морской воде ,но в столь малых количествах , что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Значительное количество йода содержится в подземных буровых водах. В организме человека йода содержится 0,0001 %. Йод при комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым белком. При нагревании под атмосферным давлением он сублимируется , превращаясь в пар фиолетового цвета; при охлаждении пары йода кристаллизируется , минуя жидкое состояние. • Химическая активность выражена слабее, чем у других галогенов. Активность йода меньше, чем у хлора , но все же со многими металлами он способен реагировать при обычных условиях, образуя соли. • Йод ядовитое вещество. Симптомы отравления : бурое окрашивание языка и слизистой оболочки рта, рвота бурыми и синими массами, понос, головная боль, насморк, кожная сыпь. • В не больших дозах йод регулирует работу щитовидной железы. При недостатке йода возникает базедова болезнь. Средняя общеобразовательная школа №4

  20. Открытие астата Предсказан (как «эка-иод») Д. И. Менделеевым. В 1931 Ф. Аллисон с сотрудниками (Алабамский политехнический институт) сообщили об открытии этого элемента в природе и предложили для него название «алабамин» (Ab), однако этот результат не подтвердился. Впервые астат был получен искусственно в 1940 Д. Корсоном, К. Мак-Кензи и Э. Сегре.Для синтеза изотопа 211At они облучали висмутальфа-частицами. В 1943—1946 годах изотопы астата были обнаружены в составе природных радиоактивных рядов. В русской терминологии элемент вначале назывался «астатин». Средняя общеобразовательная школа №4

  21. Физические свойства Астат — твёрдое вещество. Для него характерно сочетание свойств неметаллов (галогенов) и металлов (полоний, свинец и другие). Как и иод, астат хорошо растворяется в органических растворителях и легко ими экстрагируется. По летучести немного уступает иоду, но также может легко отгоняться. Температура плавления 302°C, кипения (возгонки) 337°C. Средняя общеобразовательная школа №4

  22. Химические свойства Галоген. В положительных степенях окисления астат образует кислородсодержащую форму, которую условно обозначают как Aτ+. При действии на водный раствор астата водородом в момент реакции образуется газообразный астатоводород HAt. Астат в водном растворе восстанавливается SO2 и окисляется Br2. Астат, как металлы, осаждается из солянокислых растворов сероводородом (H2S). Вытесняется из раствора цинком (свойства металла). Средняя общеобразовательная школа №4

More Related