ХЛОР
ХЛОР
Качественные реакции на галогенид-ионы
Качественные реакции на галогенид-ионы
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
Cl- + Ag+→AgCl↓
NaBr + AgNO3 → AgBr↓ + NaNO3
Br - + Ag+→AgBr↓
NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3
I- + Ag+→AgI↓
AgCl AgBr AgI
Реактивом на хлориды, бромиды и йодиды является нитрат серебра. Образуются нерастворимые галогениды серебра.
белый творожистый осадок
желтоватый творожистый осадок
желтый творожистый осадок
Реактивом на фториды является хлорид кальция. Образуется белый осадок фторида кальция
2NaF + CaCl2 → CaF2↓ + 2NaCl
2F- + Ca+2→CaF2↓
белый осадок
HF HCl HBr HI Изменение свойств водородных соединений
HF
HCl
HBr
HI
Изменение свойств водородных соединений
Сила кислот возрастает
Радиус атома I больше радиуса атома F => атом йода слабее удерживает атом водорода, чем атом фтора => HI менее прочное соединение, чем HF => легче разрушается => HI более сильная кислота, чем НF
Получение галогенов
1.Электролиз : 2KF → 2K+ F2
2. Действием окислителей на соединения галогенов в СО = -1 (искл. F)
МпО2 + 4НСl = МnС12 + С12↑ + 2Н2О
ХЛОР З аряд ядра +17 электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3 s 23 p 5
ХЛОР
Заряд ядра +17
электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3s23p5.
Хлор проявляет степени окисления –1, +1, +3, +5, +7 (+4, +6 – редко).
Хлор - химический элемент седьмой группы, главной подгруппы, третьего периода периодической системы элементов Д. И. Менделеева, порядковый номер 17
Хлор был открыт шведским химиком
Хлор был открыт шведским химиком Карлом Шееле в 1774 г.
Газ желто-зеленого цвета с резким удушливым запахом. Ядовит!
в 2,5 раза тяжелее воздуха
в 1 объеме воды при 20 °С растворяется около 2 объемов хлора
в 1810 году сэр Гемфри Дэви назвал газ "хлорином"(Chlorine), от греческого "зелёный".
Этот термин используется в английском языке,
а в других языках закрепилось название "хлор".
ХЛОР
Нахождение в природе ГАЛИТ NaCl
Нахождение в природе
ГАЛИТ NaCl
СИЛЬВИН KCl
СИЛЬВИНИТ KCl · NaCl
Взаимодействие с металлами
1. Взаимодействие с металлами
Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):
2. Взаимодействие с неметаллами
C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.
Химические свойства хлора
Взаимодействие с водой с образованием смеси кислот 4
3. Взаимодействие с водой
с образованием смеси кислот
4. Взаимодействие с солями других галогенов
хлор вытесняет менее активные галогены из растворов их солей
5. Взаимодействие с растворами щелочей
с образованием солей
2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O
Химические свойства хлора
В лабораторных условиях хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на различные окислители, например
В лабораторных условиях хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на различные окислители, например MnO2, KMnO4, КС1O3, PbO2, K2Cr2O7 и другие:
МnО2 + 4НСl = МnС12 + С12 + 2Н2О
2 КМnО4 + 16НСl = 2КС1 + 2МnС12 + 5С12 + 8Н2О
КС1O3 + 6НСl = КС1 + 3С12 + 3Н2О
2. Хлор в промышленности получают электролизом раствора хлорида натрия.
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2.
3. Электролиз расплавов хлоридов 2KCl → 2K+ Cl2
Получение хлора
Cl2 Применение хлора
Cl2
Применение хлора
§ 12,13 упр.2,3,5,6,тест Домашнее задание
§ 12,13 упр.2,3,5,6,тест
Домашнее задание
© ООО «Знанио»
С вами с 2009 года.
