Скачать бесплатно Презентация "Биологическое значение и применение галогенов". В презентацию включена музыка и видефильмы с опытами. Разминка – химический кроссворд по теме «Галогены» (3 минуты).

Презентация к уроку (9 класс) по теме: Презентация по теме . Менделеева, порядковый номер 1. О бщее название элементов VIIA группы – галогены – происходит от греческих слов – .

У галогенов наиболее ярко по сравнению с остальными элементами выражены свойства неметаллов. Говорят, галогены – типичные неметаллы. Слайд 5. Строение атома З аряд ядра + 1.

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. Слайд 7. Возбуждения 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).

Слайд 9. Молекула 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. Слайд 1. Физические 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. З а исключением фтора, который бурно реагирует с водой, галогены мало растворимы в воде.

Описание слайда: Применение в химии Газообразный фтор используется для получения: гексафторида урана UF6 из UF4, применяемого для . Презентация по теме "Хлор". Презентация к уроку (9 класс) по теме. У галогенов наиболее ярко по сравнению с остальными элементами . Презентация на тему: Галогены. Скачать эту презентацию. Тефлон Применение фтора Заменитель крови Фреон Окислитель ракетного топлива .

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. Слайд 1. 1Физические свойства Х лор – ядовитый газ желто- зеленого цвета с резким запахом.

Видеопрезентации. Неорганическая химия. Презентация "Галогены" может быть использована учителем химии в. Где применяются эти два вещества? Должностная Инструкция Бухгалтера По Расчетам С Населением Жилищно-Коммунального Хозяйства.

Это первое химическое оружие. Во время Первой мировой войны 1. 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. Слайд 1. 2Физические свойства.

Слайд 1. 3История открытия П ервым из галогенов был открыт хлор (К. Шееле , 1. 77. 4 год). Полученный желто- зеленый газ шведский ученый принял за сложное вещество. Лавуазье и Бертолле считали, что этот газ является оксидом неизвестного элемента . В 1. 80. 7 году английский химик Гемфри Дэви получил тот же газ, что и Шееле . Три года пытался Дэви выделить из него .

Он пришел к выводу, что получил новый элемент и назвал его . Через пять лет Гей- Люсак дал газу название хлор. В жидком виде хлор был впервые получен в 1. М. Фарадеем. Слайд 1. В природе встречается два стабильных изотопа хлора: 3.

Cl (7. 5,7. 7%) и 3. Cl (2. 4,2. 3%). Содержание хлора в земной коре составляет 1,7% (по массе). Важнейшие минералы: галит Na. Cl , сильвин KCl , бишофит Mg. Cl 2 . Кроме того, он содержится в виде соединений в морской, речной, озерной водах. Важнейший биоэлемент, необходим для нормальной жизнедеятельности организма.

В живом организме содержится 0,1. Распространение в природе. Слайд 1. 5Минералы Каменная соль = поваренная соль = галит Карналлит Сильвин.

Слайд 1. 6Получение О сновной промышленный способ получения хлора – электролиз хлоридов щелочных металлов ( Na. Cl , KCl ). Также его получают окислением HCl кислородом воздуха в присутствии катализаторов – хлорида меди (II) и хлорида железа (III): 4. HCl + O 2 = 2. Cl 2 + 2. H 2 O В лаборатории молекулярный хлор получают взаимодействием HCl с перманганатом калия, оксидом марганца (IV), бихроматом калия и др.: 2. KMn. O 4 +1. 6HCl ( конц .) = 2. KCl+2. Mn. Cl 2 +8. H 2 O+5. Cl 2 П ри нагревании : Mn.

O 2 + 4 HCl = Mn. Cl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O 6. HCl + KCl. O 3 = 3. Cl 2 + KCl + 3. H 2 OСлайд 1. Получение 2. KMn. O 4 +1. 6HCl ( конц .)= 2.

KCl + 2. Mn. Cl 2 + 8. H 2 O + 5. Cl 2. Слайд 1. Химические свойства Х лор – активный окислитель. Энергично реагирует с металлами и большинством неметаллов (за исключением O 2 , N 2 и благородных газов). Вступает также в реакции диспропорционирования , для протекания которых наиболее благоприятна щелочная среда, способствующая образованию простых и сложных анионов. Слайд 1. 9Х лор - 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 2.

Al + 3. Cl 2 = 2. Al. Cl 3 2 K + Cl 2 = 2 КCl 2 Fe + 3. Cl 2 = 2 Fe. Cl 3 Cu + Cl 2 = Cu. Cl 2. Слайд 2. 0Cu+Cl 2 =Cu.

Cl 2 2. Fe+3. Cl 2 = 2. Fe. Cl 3. Слайд 2.

H 2 + Cl 2 = 2 HCl (на свету) С Неметаллами 2 Cl 2 + C = C Cl 4 3. Cl 2 + 2. P ( крист .) = 2. PCl 3 5 Cl 2 + 2 P = 2.

PCl 5. Слайд 2. 2О бразует соединения с другими галогенами : Cl 2 + F 2 = 2. Cl. F Cl 2 + 3. F 2 = 2. Cl. F 3 , t = 2. 00–4. Его атомы входят в состав молекул соединений, относящихся к различным классам органических веществ. C n H 2n+2 + Cl 2 ( на свету ) = C n H 2n+1 Cl + HCl .

R- CH 2 - COOH + Cl 2 (PCl 5 ) = R- CHCl - COOH + HCl. Слайд 2. 6Применение 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. Слайд 2. 7Для обеззараживания воды — «хлорирования». В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений. Слайд 2. 8Производство 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.