Презентация, доклад на тему Галогены. Химические свойства. Материал для учителя

Содержание

Оглавление3-Галогены в визуале4-нахождение галогенов в природе

Слайд 1СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ ®

СОЕДИНЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ ®

Слайд 2Оглавление
3-Галогены в визуале
4-нахождение галогенов в природе

Оглавление3-Галогены в визуале4-нахождение галогенов в природе

Слайд 5Галогеноводороды
Галогеноводороды, галогеноводородные кислоты и галогениды. Все галогеноводороды при обычных 
условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность 
связи в ряду НF - НСl - НВr

-НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом 
ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде.
ГалогеноводородыГалогеноводороды, галогеноводородные кислоты и галогениды. Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF - НСl - НВr -НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде.

Слайд 6Свойства галогеноводородов

Свойства галогеноводородов

Слайд 7НF и НСl получают действием 
концентрированной серной кислоты на твердые галогениды:
КF + Н2SO4(конц) = НF↑ + КНSО4,
КСl + Н2SО4(конц) = НСl↑

+ КНSО4.
НВr и НI в аналогичной реакции получить не удается, т.к. являются сильными восстановителями и 
окисляются серной кислотой. Их получают гидролизом галогенидов 
фосфора, образующихся при взаимодействии красного 
фосфора с бромом и иодом соответственно:
2Р + 3Вr2 + 6Н2О = 6НВr↑ + 2Н3РО3
и аналогично с йодом.


НF и НСl получают действием концентрированной серной кислоты на твердые галогениды:КF + Н2SO4(конц) = НF↑ + КНSО4, КСl + Н2SО4(конц) = НСl↑ + КНSО4.НВr и НI в аналогичной реакции получить не удается, т.к. являются сильными восстановителями и окисляются серной кислотой. Их получают гидролизом галогенидов фосфора, образующихся при взаимодействии красного фосфора с бромом и иодом

Слайд 8
При растворении галогеноводородов в
 воде происходит диссоциация на ионы, и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении НI, НВr и НСl диссоциируют почти полностью, 
поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В отличие от них, фтороводородная (плавиковая)

кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул НF вследствие возникновения 
между ними водородным связей.
При растворении галогеноводородов в воде происходит диссоциация на ионы, и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Причем при растворении НI, НВr и НСl диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В отличие от них, фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой. Это объясняется ассоциацией молекул НF вследствие возникновения между ними водородным связей.

Слайд 9
Поскольку отрицательные ионы 
галогеноводородных кислот могут проявлять только 
восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних 
может происходить только за счет ионов Н+. Поэтому кислоты ННаl реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных кислот могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов Н+. Поэтому кислоты ННаl реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Слайд 10
Все галогениды металлов, за исключением солей Аg и Рb, хо­рошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов се­ребра позволяет использовать обменную реакцию типа
Аg+ + Наl- = АgHal↓
как качественную для обнаружения соответствующих ионов. В результате реакции 
АgСl

выпадает в виде осадка белого цвета,
АgВr — желтовато-белого,
АgI —ярко-желтого цвета.

Все галогениды металлов, за исключением солей Аg и Рb, хо­рошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов се­ребра позволяет использовать обменную реакцию типаАg+ + Наl- = АgHal↓как качественную для обнаружения соответствующих ионов. В результате реакции АgСl выпадает в виде осадка белого цвета, АgВr — желтовато-белого, АgI —ярко-желтого цвета.

Слайд 11
Интересно, что по сравнению со многими солями достаточно 
невелика растворимость в воде хлорида натрия (!). Если, например, сливать вместе насыщенные растворы нитрата натрия и хлорида кальция, то образуется осадок хлорида натрия:
2NаNО3(насыщ.) + СаСl2(насыщ.) = 2NаСl(тв.)↓

+ Са(NО3)2(р-р).
В отличие от других галогеноводородных кислот, плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV):
SiO2 + 4НF = SiF4↑ + 2Н2О.
Так как оксид кремния входит в состав стекла, то плавиковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее получают (а потом и хранят) в сосудах из полиэтилена или тефлона.

Интересно, что по сравнению со многими солями достаточно невелика растворимость в воде хлорида натрия (!). Если, например, сливать вместе насыщенные растворы нитрата натрия и хлорида кальция, то образуется осадок хлорида натрия:2NаNО3(насыщ.) + СаСl2(насыщ.) = 2NаСl(тв.)↓ + Са(NО3)2(р-р).В отличие от других галогеноводородных кислот, плавиковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV):SiO2 +

Слайд 12
ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Слайд 13Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г.
 
Физические свойства
Газ светло-желтого

цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.
Получение
 Электролиз расплава гидрофторида калия KHF2:
 2F- - 2ē ® F20

Химические свойства
F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:
 1.      2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2.      H2 + F2 ® 2HF (со взрывом)
3.      Cl2 + F2 2ClF
 Фтористый водород 
Фтор F2 - открыл А. Муассан в 1886 г. Физические свойстваГаз светло-желтого цвета; t°пл.= -219°C, t°кип.= -183°C.Получение Электролиз расплава

Слайд 14БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Слайд 15
Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г.
 
Физические свойства
 
Бурая жидкость

с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см3; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.
 
Получение
 
Окисление ионов Br -  сильными окислителями:

MnO2 + 4HBr ? MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ? 2KCl + Br2

Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в 1826 г. Физические свойства Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный

Слайд 16Химические свойства
 
В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный

раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.
 
1)     Реагирует с металлами:
2Al + 3Br2 ? 2AlBr3 
2)     Реагирует с неметаллами:
H2 + Br2 ? 2HBr
2P + 5Br2 ? 2PBr5
 3)     Реагирует с водой и щелочами :
Br2 + H2O ? HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ?KBr + KBrO + H2O
 4)     Реагирует с сильными восстановителями:
Br2 + 2HI ? I2 + 2HBr
Br2 + H2S ? S + 2HBr

Химические свойства  В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор -

Слайд 17Бромистый водород (HBr)
Физические свойства
 
Бесцветный газ, хорошо растворим в воде;
t°кип. =

-67°С; t°пл. = -87°С.
 
Получение
2NaBr + H3PO4  ?   Na2HPO4 + 2HBr
                                                                                 
PBr3 + 3H2O? H3PO3 + 3HBr

Бромистый водород (HBr)Физические свойства Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С. Получение2NaBr + H3PO4 

Слайд 18Химические свойства
Водный раствор бромистого водорода - бромоводородная кислота еще более сильная,

чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:
 1)     Диссоциация:
HBr ? H+ + Br -
 2)     С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:
 Mg + 2HBr ? MgBr2 + H2­
 3)     с оксидами металлов:
CaO + 2HBr ? CaBr2 + H2O
 4)     с основаниями и аммиаком:
NaOH + HBr ? NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ? FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ? NH4Br


Химические свойстваВодный раствор бромистого водорода - бромоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те

Слайд 195)    с солями:
MgCO3 + 2HBr ? MgBr2 + H2O +

CO2
AgNO3 + HBr? AgBr¯ + HNO3 
Соли бромоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br - в растворе. 
6)     HBr - сильный восстановитель: 
2HBr + H2SO4(конц.) ? Br2 + SO2­ + 2H2O
2HBr + Cl2 ? 2HCl + Br2 
Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr+1O и сильная бромноватая HBr+5O3.

5)    с солями: MgCO3 + 2HBr ? MgBr2 + H2O + CO2 AgNO3 + HBr? AgBr¯ +
Скачать презентацию

Похожие презентации

Презентация к уроку химии в 9 классе по теме Презентация к уроку химии в 9 классе по теме 156
Урок по химии Электролитическая диссоциация (10 класс) Урок по химии Электролитическая диссоциация (10 класс) 202
Презентация по химии на тему ТЭД Презентация по химии на тему ТЭД 284
Технологии компьютерного изучения химии Технологии компьютерного изучения химии 223
Презентация по химии на тему Электролиз Презентация по химии на тему Электролиз 184
Презентация по химии на тему Предмет химии Презентация по химии на тему Предмет химии 158

Что такое shareslide.ru?

Это сайт презентаций, где можно хранить и обмениваться своими презентациями, докладами, проектами, шаблонами в формате PowerPoint с другими пользователями. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами.

Для правообладателей

Яндекс.Метрика

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть