- Главная
- Разное
- Образование
- Спорт
- Естествознание
- Природоведение
- Религиоведение
- Французский язык
- Черчение
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, фоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
Презентация, доклад на тему Галогены. Химические свойства. Материал для учителя
Содержание
- 1. Галогены. Химические свойства. Материал для учителя
- 2. Оглавление3-Галогены в визуале4-нахождение галогенов в природе
- 3. Слайд 3
- 4. Слайд 4
- 5. ГалогеноводородыГалогеноводороды, галогеноводородные кислоты и галогениды. Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная,
- 6. Свойства галогеноводородов
- 7. НF и НСl получают действием концентрированной серной кислоты на твердые галогениды:КF + Н2SO4(конц) = НF↑ + КНSО4,
- 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.
- 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.
- 10. Все галогениды металлов, за исключением солей Аg и Рb, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типаАg+ + Наl-
- 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.)
- 12. ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
- 13. Фтор F2 - открыл А. Муассан в
- 14. БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
- 15. Бром Br2 - открыт Ж. Баларом в
- 16. Химические свойства В свободном состоянии бром -
- 17. Бромистый водород (HBr)Физические свойства Бесцветный газ, хорошо растворим
- 18. Химические свойстваВодный раствор бромистого водорода - бромоводородная
- 19. 5) с солями: MgCO3 + 2HBr ?
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.
ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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
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
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
Получение
Окисление ионов Br - сильными окислителями:
MnO2 + 4HBr ? MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ? 2KCl + Br2
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
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
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
Получение
2NaBr + H3PO4 ? Na2HPO4 + 2HBr
PBr3 + 3H2O? H3PO3 + 3HBr
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
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
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.
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.
