Презентация на тему: Хлор

Хлор
Строение атома
Возбуждения
Молекула хлора
Физические свойства
Хлор
Химические свойства
С металлами
С неметаллами
С водой, щелочами, бескислородными кислотами, солями
Хлор в органике
Распространение в природе
Хлор
Применение хлора
1/14
Средняя оценка: 4.2/5 (всего оценок: 82)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (687 Кб)
1

Первый слайд презентации: Хлор

Презентация по химии Студентки ИСП-1 Цыганковой Олеси

Изображение слайда
2

Слайд 2: Строение атома

З аряд ядра + 17, электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3 s 2 3 p 5. 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.

Изображение слайда
3

Слайд 3: 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).

Изображение слайда
4

Слайд 4: Молекула хлора

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.

Изображение слайда
5

Слайд 5: Физические свойства

При н.у. хлор -ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким, удушающим запахом. По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе. Растворитель Растворимость г/100 г Бензол Растворим Вода  (0 ° C) 1,48 Вода (80 ° C) 0,22 Хлороформ Хорошо растворим

Изображение слайда
6

Слайд 6

Свойство Значение Температура кипения −34 °C Температура плавления −101 °C Температура разложения (диссоциации на атомы) ~1400 °C Плотность (газ,  н.у. ) 3,214 г/л Сродство к электрону   атома 3,65 эВ Первая  энергия ионизации 12,97 эВ Теплоемкость (298 К, газ) 34,94 (Дж/моль· K) Критическая температура 144 °C Критическое давление 76  атм Стандартная  энтальпия образования  (298 К, газ) 0 (кДж/моль) Стандартная энтропия образования (298 К, газ) 222,9 (Дж/моль· K) Энтальпия плавления 6,406 (кДж/моль) Энтальпия кипения 20,41 (кДж/моль)

Изображение слайда
7

Слайд 7: 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.

Изображение слайда
8

Слайд 8: С металлами

Х 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: 2 K + Cl 2 = 2 КCl 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 2 Fe + 3Cl 2 = 2 FeCl 3 (1) Cu + Cl2 = CuCl2 (2) (1) (2)

Изображение слайда
9

Слайд 9: С неметаллами

H 2 + Cl 2 = 2 HCl (на свету) 2 Cl 2 + C = C Cl 4 3Cl 2 + 2P ( крист.) = 2PCl 3 5 Cl 2 + 2 P = 2PCl 5 5Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 5 О бразует соединения с другими галогенами : Cl 2 + F 2 = 2ClF Cl 2 + 3F 2 = 2ClF 3, t = 200–400 ° C Cl 2 + 5F 2 = 2ClF 5

Изображение слайда
10

Слайд 10: С водой, щелочами, бескислородными кислотами, солями

Х лор растворяется вводе (в 1 объеме воды растворяется 2 объема хлора) с образованием "хлорной воды": Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO Cl2 + 2KOH( хол ) = KCl + KClO (гипохлорит) + H2O Cl2 + 6KOH( гор) = 5KCl + KClO3 (хлорат) + 3H2O Cl 2 + HBr = 2 H Cl + Br 2 Cl 2 + HI = 2 H Cl + I 2 Cl 2 + 2NaI = 2NaCl + I 2 Cl 2 + FeCl2 = 2 FeCl3

Изображение слайда
11

Слайд 11: Хлор в органике

Хлор является активным реагентом в органическом синтезе. Его атомы входят в состав молекул соединений, относящихся к различным классам органических веществ. CnH2n+2 + Cl2 ( на свету ) = CnH2n+1Cl + HCl [ р. Семенова ] CnH2n + Cl2 = CnH2nCl2 CnH2n-2 + Cl2 – в несколько стадий C6H6 + Cl2 ( AlCl3 ) = C6H5Cl + HCl C6H6 + Cl2 (на свету) = гексахлоран Гомологи бензола + Cl 2 (на свету) = замещение по радикальному механизму ( Cl к альфа- H ) R-CH2-COOH + Cl2 (PCl5) = R- CHCl -COOH + HCl

Изображение слайда
12

Слайд 12: Распространение в природе

Хлор – активный элемент В природе он встречается только в виде соединений в составе минералов:  галита   NaCI, сильвина  KCl, сильвинита  KCl · NaCl, бишофита  MgCl 2  · 6H2O, карналлита  KCl · MgCl 2  · 6Н 2 O, каинита  KCl · MgSO 4  · 3Н 2 О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов. В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Изображение слайда
13

Слайд 13

Изотоп Относительная масса, а.е.м. Период полураспада Тип распада Ядерный спин 35 Cl 34.968852721 Стабилен — 3/2 36 Cl 35.9683069 301000 лет β- распад  в  36 Ar 0 37 Cl 36.96590262 Стабилен — 3/2 38 Cl 37.9680106 37,2 минуты β- распад в  38 Ar 2 39 Cl 38.968009 55,6 минуты β- распад в  39 Ar 3/2 40 Cl 39.97042 1,38 минуты β- распад в  40 Ar 2 41 Cl 40.9707 34 c β- распад в  41 Ar 42 Cl 41.9732 46,8 c β- распад в  42 Ar 43 Cl 42.9742 3,3 c β- распад в  43 Ar

Изображение слайда
14

Последний слайд презентации: Хлор: Применение 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. Для обеззараживания воды — «хлорирования». В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений. Производство 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.

Изображение слайда