Презентация к уроку химии в 9 классе на тему "Галогены"

Презентация на тему: «Галогены»

Выполнила : Мартынова Анна Денисовна Ученица 9 «А» класса Проверила : Оксана Николаевна

09.11.16

Сафиканов А.Ф.

Улыбнись новому знанию

At

F

Давайте изучим мы сегодня

отменно

элементы галогены.

А по-русски - солероды,

Все – от фтора и до йода.

Даже неустойчивый астат

Быть в семействе этом рад.

Cl

Br

I

Положение галогенов в ПСХЭ

Группы элементов

Пери –

оды

VIII

VII

VI

V

IV

III

II

I

Н

Не

2

1

1

Галогены

1,00797

4.0026

Гелий

Водород

N

Ве

О

F

N е

С

Li

В

6

3

9

5

7

8

4

10

2

15,9994

18,9984

12,01115

10,811

20,183

14,0067

9,0122

6.939

Неон

Фтор

Литий

Углерод

Кислород

Азот

Бериллий

Бор

Ar

Al

S

P

Si

Cl

М g

Na

1 8

17

15

14

1 7

1 3

12

11

3

39,948

32,064

35,453

30,9738

28,086

24,312

26,9815

22,9898

Аргон

Фосфор

Кремний

Магний

Хлор

Сера

Натрий

Алюминий

М n

Fe

21

Ti

2 5

Sc

22

V

2 3

2 7

Cr

Со

2 8

Ni

С a

2 6

2 4

К

19

20

4

44 , 956

55,847

51,996

47 , 90

58,71

58,9332

44 , 956

50,942

39,102

40,08

Никель

Кобальт

Железо

Калий

Хром

Ванадий

Титан

Скандий

Кальций

Марганец

К r

Se

Zn

30

Ge

С u

Br

2 9

As

Ga

36

31

34

32

33

35

63,546

65,37

83,80

79,904

78,96

74,9216

72,59

26,9815

Криптон

Германий

Бром

Медь

Цинк

Селен

Галлий

Мышьяк

46

Pd

Rh

45

43

44

42

Мо

41

Zr

40

Nb

Ru

Тс

Sr

Rb

Y

39

38

37

5

101,07

92,906

[ 99 ]

91,22

102,905

106,4

95,94

88,905

87,62

85,47

Родий

Стронций

Ниобий

Рубидий

Рутений

Технеций

Палладий

Цирконий

Молибден

Иттрий

Xe

48

Sn

In

Ag

47

Т e

С d

Sb

I

51

50

53

54

52

49

107,868

112,40

114,82

78,96

131,30

126,9044

121,75

118,69

Сурьма

Кадмий

Теллур

Серебро

Ксенон

Олово

Йод

Индий

Re

73

Та

74

W

75

78

76

77

Ir

Р t

О s

Hf

Cs

La

57

72

Ва

56

55

*

6

180,948

192,2

178.49

190,2

183.85

195,09

186,2

138,81

137.34

132,905

Иридий

Тантал

Вольфрам

Барий

Гафний

Рений

Платина

Осмий

Цезий

Лантан

В i

Ро

Pb

Т I

А u

79

At

Hg

80

Rn

85

83

86

84

82

81

200,59

196,967

204,37

[ 222 ]

210

[ 210 ]

207,19

208,980

Свинец

Полоний

Радон

Ртуть

Висмут

Золото

Таллий

Астат

104

106

Sg

108

105

Db

Bh

Hs

109

М t

Rf

89

Ас

Fr

R а

107

88

87

7

**

[ 263 ]

[ 265 ]

[ 266 ]

[ 262 ]

[ 261 ]

[ 262 ]

[ 223 ]

138,81

[ 226 ]

Борий

Дубний

Сиборгий

Мейтнерий

Хассий

Резерфордий

Радий

Франций

Актиний

R 2 O 3

Высшие

оксиды

R 2 О

RO

R 2 O 5

RO 3

RO 2

R 2 O 7

RO 4

RH 4

RH 3

RH 2

ЛВС

RH

Строение атома

Строение атома

Общая характеристика

• Заряд ядра увеличивается
• Радиус атома увеличивается
• Количество валентных электронов равно 7
• Притяжение валентных электронов к ядру уменьшается
• Способность отдавать электроны увеличивается
• Неметаллические свойства ослабевают
• Окислительная способность уменьшается
• Уменьшается электроотрицательность (ЭО)
• Увеличивается сила галогеноводородных кислот
• Уменьшается кислотный характер высших оксидов.

+ 9 ) )

2 7

+17 ) ) )

2 8 7

+ 35 ) ) ) )

2 8 18 7

+ 53 ) ) ) ) )

2 8 18 18 7

История открытия галогенов

At

F 2

Cl 2

I 2

Br 2

8

История открытия фтора

В 1886 году французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода, охлажденного до температуры –23°C (в жидкости должно содержаться немного фторида калия, который обеспечивает ее электропроводимость), смог на аноде получить первую порцию нового, газа. В первых опытах для получения фтора А. Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины и иридия. При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины.

2HF→H 2 ↑ + F 2 ↑

Анри Муассан

(1852 – 1907 г.)

История открытия хлора

В 1774 году шведский аптекарь К. Шееле открыл хлор. «Я поместил смесь черной магнезии с муриевой кислотой в реторту, к горлышку которой присоединил пузырь, лишенный воздуха, и поставил ее на песчаную баню. Пузырь наполнился газом, который имел желто-зеленый цвет и пронзительный запах».

В 1807 году английский химик Гемфри Дэви получил тот же газ. Он пришел к выводу, что получил новый элемент и назвал его "хлорин" (от "хлорос" - желто-зеленый).

В 1812 году Гей-Люсеок дал газу название хлор.

Карл Вильгельм Шееле

(1742 – 1786 г.)

MnO 2 + 4HCl  Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

История открытия брома

В 1825 году французский химик А.Ж.Балар при изучении маточных рассолов выделил темно-бурую жидкость, который он назвал - "мурид" (от латинского слова muria , означающего "рассол"). Комиссия Академии, проверив это сообщение, подтвердила открытие Балара и предложила назвать элемент бромом (от "бромос", с греческого "зловонный"). Балар писал: «Точь-в-точь как ртуть есть единственный металл, который имеет жидкую фазу при комнатной температуре, бром есть единственный жидкий неметалл» .

Антуан Жером Балар (1802 – 1876 г.)

2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2

История открытия йода

В 1811 году французский химик Бернар Куртуа открыл йод путём перегонки маточных растворов от азотнокислого кальция с серной кислотой Чтобы другие химики могли изучать новое вещество, Б. Куртуа подарил его (фармацевтической фирме в Дижоне.

В 1813 году Ж.-Л.Гей-Люссак подробно изучил этот элемент и дал ему современное название. Название "иод" происходит от греческого слова "иодэс" - "фиолетовый" (по цвету паров).

Бернар Куртуа (1777 – 1838 г. )

2 NaI + 2 H 2 SO 4 = I 2 + SO 2 + Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

История открытия астата

В 1869 г Д.И.Мендеелеев предсказал его существование и возможность открытия в будущем (как «эка-иод»).

Впервые астат был получен искусственно в 1940 г. открыт Д.Корсоном, К.Маккензи и Э.Сегре (Калифорнийский университет в Беркли). Для синтеза изотопа 211 At они облучали висмут альфа-частицами.

Астат является наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится всего 70 мг астата.

209 83 Bi + 4 2 He → 211 85 At + 2 1 0 n

Эрст Сегре

(1914 – 1985 г.)

Нахождение галогенов в природе

Фотография

Характеристика минерала

Химический состав

Цвет

CaF 2 (флюорит)

Бесцветный,

желтый, голубой, фиолетовый

Плотность

Твердость

3,4—4,9 г/см 3

3,3

Нахождение галогенов в природе

Фотография

Характеристика минерала

Химический состав

Цвет

3 Ca(PO 4 ) 2 *CaF 2 ( апатит)

Бесцветный,

фиолетовый

Плотность

Твердость

3,9—5,6 г/см 3

3,7

Нахождение галогенов в природе

Фотография

Характеристика минерала

Химический состав

Цвет

Na С l (галит)

Бесцветный, красный, желтый, синий, голубой

Плотность

Твердость

2,2—2,3 г/см 3

2,5

Нахождение галогенов в природе

Фотография

Характеристика минерала

Химический состав

Цвет

AgBr ( бромаргирит ) - примеси к другим минералам

Бесцветный, розовый, желтый

Плотность

Твердость

5,1—6,3г/см 3

1,9

Нахождение галогенов в природе

Фотография

Характеристика минерала

Химический состав

Цвет

AgI ( йодаргирит ) - примесь к другим минералам

Бесцветный, красный, желтый

Плотность

Твердость

5,8—7,1 г/см 3

1,7

Галогены в живых организмах

ФТОР

Периоды

Ряды

Группы элементов

VI

VII

V

IV

VIII

II

III

I

I

1

Фтор/Fluorum (F)

Внешний вид простого вещества

Бледно-жёлтый газ. Очень ядовит.

Электронная коефигуранция

[He] 2s 2 2p 5

ЭО (по Полингу)

4 (САМЫЙ ЭО ЭЛЕМЕНТ)

Степень окисления

− 1 (ВСЕГДА)

Плотность

(при −189 °C)1,108 г/см ³

Температура плавления

53,53К

Температура кипения

85,01 К

II

2

III

3

4

IV

5

V

6

7

VI

8

F 2

9

10

VII

20

ХЛОР

Периоды

Ряды

Группы элементов

VII

VI

V

IV

VIII

II

III

I

1

I

Хлор / Chlorum (Cl)

Внешний вид простого вещества

Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит .

Электронная коефигуранция

[Ne] 3s 2 3p 5

ЭО (по Полингу)

3,16

Степень окисления

7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

Плотность

(при −33.6 °C)1,56 г/см ³

Температура плавления

172.2 К

Температура кипения

238.6 К

II

2

III

3

4

IV

5

V

6

7

VI

8

Cl 2

9

10

VII

БРОМ

Периоды

Ряды

Группы элементов

II

VIII

IV

V

VI

III

I

VII

1

I

Бром / Bromum (Br)

Внешний вид простого вещества

Электронная конфигуранция

Красно-бурая жидкость с резким запахом

ЭО (по Полингу)

[Ar] 3d 10 4s 2 4p 5

Степень окисления

2,96

Плотность

7, 5, 3, 1, -1

Температура плавления

3,12 г/см³

Температура кипения

265,9 К

331,9 К

II

2

3

III

4

IV

5

6

V

7

VI

8

Br 2

9

10

VII

ЙОД

Периоды

Ряды

Группы элементов

II

VIII

IV

V

VI

III

I

VII

1

I

Ио́д / Iodum (I)

Внешний вид простого вещества

Электронная конфигуранция

Черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском

ЭО (по Полингу)

[Kr] 4d 10 5s 2 5p 5

Степень окисления

2,66

Плотность

7, 5, 3, 1, -1

Температура плавления

4,93г/см³

Температура кипения

386,7 К

457,5 К

II

2

3

III

4

IV

5

6

V

7

VI

8

I 2

9

10

VII

АСТАТ

Периоды

Ряды

Группы элементов

II

VIII

IV

V

VI

III

I

VII

1

I

Аста́т / Astatium (At)

Внешний вид простого вещества

Электронная конфигуранция

Нестабильные чёрно-синие кристаллы

ЭО (по Полингу)

[Xe] 4f 14  5d 10  6s 2  6p 5

Степень окисления

2,2

Плотность

7, 5, 3, 1, −1

Температура плавления

n/a г/см

Температура кипения

517 К

582 К

II

2

3

III

4

IV

5

6

V

7

VI

8

At 2

9

10

VII

Галогены

Сравнение физических свойств

F 2

светло-желтый газ

• Интенсивность цвета усиливается
• Плотность увеличивается
• Температуры плавления и кипения увеличиваются

Cl 2

желто-зеленый газ

Br 2

красно-бурая

жидкость (возгоняется)

I 2

фиолетовые кристаллы

с металлическим блеском

At 2

черно-синие кристаллы

Возгонка йода

Кристаллический йод обладает способностью при нагревании переходить из твердого состояния в газообразное , минуя жидкое ( возгонка ), превращаясь в фиолетовые пары.

Химические свойства галогенов

Хлор хвалился: «Нет мне равных!

Галоген я - самый главный.

Зря болтать я не люблю:

Всё на свете отбелю!»

Йод красой своей гордился,

Твердым был, но испарился.

Фиолетовый как ночь,

Далеко умчался прочь.

Бром разлился океаном,

Хоть зловонным. Но румяным.

Бил себя он грозно в грудь:

«Я ведь бром! Не кто-нибудь!..»

Фтор молчал и думал:

«Эх!.. Ведь приду – окислю всех…»

Химические свойства фтора

F 2 –САМЫЙ РЕАКЦИОНОСПОСОБНЫЙ , реакции идут на холоде, при нагревании – даже с участием Au , Pt , Xe .

Фтор

F 2

С неметаллами,

кроме кислорода

Со сложными

веществами

С металлами

(даже с

благородными)

Проверить

29

Химические свойства фтора

С простыми веществами:

С МЕ таллами С Не металлами

2Na + F 2 → 2NaF H 2 + F 2 → 2HF

Mo + 3F 2 → MoF 6 Xe + 2F 2 → XeF 4

Со сложными веществами:

2 H 2 O + F 2 → 4 HF + O 2

2 KCl + F 2 → Cl 2 + 2Na F

2KBr + F 2 → Br 2 + 2К F

2KI + F 2 → I 2 + 2К F

F 2

Вода горит во фторе фиолетовым пламенем

Фтор вытесняет любой галоген из соли

29

Химические свойства хлора

Cl 2 - сильно реакционоспособен (искл. C , O 2 , N 2 и некот. др.).

Отбеливает ткани и бумагу.

Хлор

Cl 2

Со сложными

веществами

С металлами

(кроме

благородных)

С неметаллами,

кроме кислорода

и азота,углерода

Химические свойства хлора

С простыми веществами:

С МЕ таллами С НЕ металлами

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 H 2 + Cl 2 → 2HCl ( t º, hυ )

Cu + Cl 2 → Cu Cl 2 2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 ( t º, в изб. С l 2 )

Со сложными веществами:

H 2 O + Cl 2 → HCl + HClO

2 NaOH + Cl 2 → NaOCl + NaCl + H 2 O жавелевая вода

2KBr + Cl 2 → Br 2 + 2К Cl

2KI + Cl 2 → I 2 + 2К Cl

Cl 2

Хлор отбеливает ткани за счет атомарного кислорода, выделяемого из Н ClO

Горение железа в хлоре

Химические свойства брома

Br 2 - умеренно реакционоспособен.

Вытесняется из солей фтором и хлором.

Бром

Br 2

Со сложными

веществами

С неметаллами,

кроме кислорода

и азота, серы,

бора, углерода

С металлами

(кроме

благородных)

при Т

Химические свойства брома

С простыми веществами:

С МЕ таллами С НЕ металлами

2Fe + 3 Br 2 → 2Fe Br 3 H 2 + Br 2 → 2HBr

Cu + Br 2 → Cu Br 2 2P + 5Br 2 → 2PBr 5

Со сложными веществами:

Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO

2KI + Br 2 → I 2 + 2К Cl

Br 2

Обладает высокой селективностью (избирательностью)

Чаще чем фтор и хлор используется в органическом синтезе

33

Химические свойства йода

I 2 - мало реакционоспособен.

Вытесняется из солей фтором, хлором и бромом.

Йод

I 2

Со сложными

веществами

при Т

С металлами

(кроме

благородных)

при Т

С активными

неметаллами

при Т

Химические свойства йода

С простыми веществами:

С металлами С неметаллами

Hg + I 2 → HgI 2 H 2 + I 2 → 2HI ( t º)

2Al + 3I 2 → 2AlI 3 2P + 3Br 2 → 2PI 3

Со сложными веществами:

I 2 + H 2 O → HI + HIO (практически не идет)

I 2 + р - р крахмала → темно-синее окрашивание

I 2

Окисляется конц. серной и азотной кислотами

35

Определение галогенид-ионов

Определить в какой пробирке находится раствор хлорида, бромида, иодида, фторида

I

II

III

IV

?

Определение галогенид-ионов

AgNO 3

Добавим нитрат серебра.

Уравнения реакций:

AgCl + MeNO 3

AgNO 3 + MeCl

AgBr + MeNO 3

AgNO 3 + MeBr

I

IV

III

II

AgI + MeNO 3

AgNO 3 + MeI

AgNO 3 + MeF

AgF + MeNO 3

растворим

AgCl -белый осадок

AgBr -светло-желтый

AgI -желтый

AgF -растворим

AgF

AgI

AgCl

AgBr

С l

Кровь, желудочный сок

F

Скелет,

зубы

Br

I

Регуляция нервных процессов

Регуляция обмена веществ

38

Тефлон

(посуда)

Применение фтора

Заменитель крови

Фреон-

CF 2 Cl 2

( хладогент)

Фториды в зубных пастах

Окислитель ракетного топлива

38

Дезинфекция воды

Органические растворители

О тбеливатели

Хлорирование органических веществ

Применение хлора

Лекарственные препараты

Получение неорганических хлоридов

Производство

HCl

Получение брома, йода

38

Лекарственные препараты

Ветеринарные препараты

Фотография

Применение брома

Присадки к бензину

Красители

Ингибиторы

коррозии

38

AgI для создания искусственных осадков

Лекарственные препараты

Применение йода

Красители

Фотография

Галогеновые

электролампы

38

Спасибо

за внимание !

38

Источники информации

• «Химия в действии», М. Фримантл, М, «Мир»,1991г, стр. 269-286.
• «Неорганическая химия в таблицах», Н.В.Манцевич, Минск, Современная школа, 2008г, стр 275-280.
• http://int-46.ucoz.ru/load/13-1-0-155