Презентация по химии 9 класс на тему: "Галогены"

Слайд #1

Галогены
1

Слайд #2

Отгадайте элемент
Этот химический элемент входит в состав костной ткани и зубной эмали. Его соединения добавляют в зубную пасту.

Его слабый запах можно ощущать в водопроводной воде (им обеззараживают воду) и при применении отбеливателя.

Его запах можно ощущать при входе в большинство медицинских учреждений (на его основе изготавливаются многие медицинские препараты).

Каждый пользовался спиртовой настойкой  этого вещества как кровоостанавливающим и обеззараживающим средством
Фтор
Хлор
Бром
Йод
2

Слайд #3

Введение
Галогены – это элементы 7А подгруппы.
Фтор, хлор, бром, йод и астат.
3

Слайд #4

Строение галогенов
Галогены имеют молекулярные кристаллические решётки.

F2
Cl2
Br2
I2
4

Слайд #5

Общая характеристика
F+9 ) )
2 7
Cl+17 ) ) )
2 8 7
Br+35 ) ) ) )
2 8 18 7
l +53 ) ) ) ) )
2 8 18 18 7

Все галогены имеют молекулярную кристаллическую решётку, ковалентную неполярную химическую связь.
На внешнем уровне 7 электронов.
Увеличивается радиус атома.
Неметаллические свойства ослабевают.
Уменьшается окислительная способность.
Интенсивность цвета усиливается.
Плотность увеличивается.
Температуры плавления и кипения увеличиваются.


Самый сильный окислитель – фтор, с.о. – 1.
Остальные галогены - -1, +1, +3, +5, +7
5

Слайд #6

Фтор F2
Был открыт в 1886 году французским химиком Анри Муассаном.
F+9 )2 )7 1s22s22p5 Самый сильный окислитель.
Химические свойства:
Реагирует с металлами
2Na + F2 → 2NaF
3F2 + 2Al → 2AlF3

С неметаллами
H2 + F2 → 2HF
2Xe + F2 → 2XeF
Со сложными веществами
2H2O + F2 → 4HF + O2
2KCl + F2 → CL2 + 2KF
2KBr + F2 → Br2 + 2KF
2KI + F2 → I2 + 2KF
6

Слайд #7

Хлор Cl2
Был открыт в 1774 году шведом Карлом Вильгельмом Шееле.

Химические свойства
Реагирует с металлами С неметаллами
2Fe + Cl2 → 2FeCl3 H2 + Cl2 → 2HCl (tº, hυ)
Cu + Cl2 → CuCl2 2P + Cl2 → 2PCl3 ( tº, в изб. Сl2)

Со сложными веществами
H2O + Cl2 → 2HCl + HClO хлорноватистая вода
2NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H2O
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KI + Cl2 → 2KCl + I2

7

Слайд #8

Бром Br2
Был открыт в 1826 году французским химиком Антуаном-Жеромом Баларом.
В переводе с греч. – зловонный

Химические свойства
Реагирует с металлами С неметаллами
2Al + 3Br2 → 2AlBr3 H2 + Br2 → 2HBr
Cu + Br2 → Cu Br2 2P + 5Br2 → 2PBr5


Со сложными веществами
Br2 + H2O → HBr + HBrO бромная вода
2KI + Br2 → I2 + 2КBr
8

Слайд #9

Йод I2
Был открыт в 1811 году французским химиком Бернаром Куртуа.
Наименее активен.

Химические свойства
С металлами С неметаллами
Hg + I2 → HgI2 H2 + I2 → 2HI (t°)
2Al + 3I2 → 2AlI3 2P + 3I2 → 2PI3

Со сложными веществами
I2 + H2O → HI + HIO
I2 + р-р крахмала → темно-синее окрашивание (качественная реакция на йод)
9

Слайд #10

Получение галогенов
В лаборатории:
Проведение реакции, например: MnO2 + 4HCI → MnCI2 + CI2 + 2H2O
Mn+4 + 2e → Mn+2 окислитель, реакция восстановления
2CI-1 – 2e → CI20 восстановитель, реакция окисления

В данной реакции марганец является окислителем, а хлор – восстановителем.

10

Слайд #11

Получение галогенов в промышленности
Галогены в промышленности получают электролизом их солей, например:
2NaCl расплав электролиз 2Na + Cl2

11

Слайд #12

Качественные реакции на галогенид-ионы
Для определения в растворе хлорид-, бромид-, иодид- ионов используют реакцию с нитратом серебра (выпадают соответственно осадки белый-творожистый, светло- желтый, желтый)
Для определения в растворе фторид - ионов используют реакцию с растворимыми солями кальция (выпадает белый осадок).

NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
белый творожистый осадок
NaBr + AgNO3 → AgBr↓ + NaNO3
желтоватый творожистый осадок
NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3
желтый творожистый осадок



12

Слайд #13

Значение галогенов для нашего организма
F
Кости, зубы
Сl
Кровь, желудочный сок
Br
Регуляция нервных процессов
I
Регуляция обмена веществ
13

Слайд #14

Применение фтора вокруг нас
Тефлон (материал)
Фреон
Окислитель ракетного топлива
Фториды в зубных пастах
Заменитель крови (Перфторан – заменитель кислорода)
14

Слайд #15

Применение хлора вокруг нас
Дезинфекция воды
Органические растворители
Отбеливатели
Хлорирование органических веществ
Лекарственные препараты
Производство HCl
Получение неорганических хлоридов
Получение брома, йода
15

Слайд #16

Применение брома вокруг нас
Фотографии
Красители
Ветеринарные препараты
Входит в состав бензина
Лекарственные препараты
Ингибиторы
16

Слайд #17

Применение йода вокруг нас
Дезинфекция одежды
Красители
Фотографии
Электролампы
Лекарственные препараты
17

Слайд #18

Кислоты
+9
2 8
+17
2 8 8
+35
2 8 18 8
+53
2 8 18 18 8
18

Слайд #19

Хлороводород
Бесцветный газ, имеет резкий запах, тяжелее воздуха, дымит на влажном воздухе, хорошо растворим в воде. Не взаимодействует с металлами, оксидами.

Получение хлороводорода:
H2SO4 (конц.) + 2KCl → 2HCl + K2SO4 ― Лабораторный способ
H2 + Cl2 → 2HCl ― В промышленности
19

Слайд #20

Соляная кислота
Физические свойства: бесцветная жидкость с резким запахом, дымит на влажном воздухе.
Химические свойства: реагирует с индикаторами, с металлами (левее водорода), с основными и амфотерными оксидами, гидроксидами.
20

Слайд #21

Продолжите уравнения реакций и расставьте коэффициенты
Na + Cl2 =
S + F2 =
Fe + Br2 =
P + Cl2 =
NaI + Cl2 =
F2 + H2O =
NaBr + Cl2 =
KOH + Cl2 =
21

Слайд #22

Решите кроссворд
Агрегатное состояние первых двух представителей галогенов при н.у.
Самый тяжёлый галоген.
«Галогены – сильные...», в реакциях ОВР.
Самый химически - активный галоген. Был открыт французом.
Переход из твердого состояния в пар. Легко осуществляется для йода. Используется для очистки веществ.
Количество электронов на внешнем энергетическом уровне в атомах галогенов.
Значение слова «бром» в переводе с греческого языка на русский.
Название солей, получаемых в результате взаимодействия хлора с металлами.



ы
н
н
о
в
о
л
з
х
л
о
р
и
д
ы
ь
м
е
с
ф
н
к
а
о
г
з
т
о
р
к
о
и
с
л
и
т
е
л
и
в
о
а
с
т
а
т
а
з
ы
г
1
2
3
4
5
6
7
8
й
22

Слайд #23

Урок окончен, всем спасибо
До новых встреч.
23