43. Бром
70. Иод
94. Астат
Редкие рассеянные элементы
Галит (каменная
соль) NaClСильвинит NaCl·KCl)
Карналлит KCl·MgCl2·6H2O
- Главная
- Разное
- Бизнес и предпринимательство
- Образование
- Развлечения
- Государство
- Спорт
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Религиоведение
- Черчение
- Физкультура
- ИЗО
- Психология
- Социология
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Что такое findslide.org?
FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.
Обратная связь
Email: Нажмите что бы посмотреть
Презентация на тему Галогены в природе. Хлор, бром, иод
Содержание
- 2. Галогены в природе 11. Хлор (0,19%) 43.
- 3. Редкие минералы Бромаргирит AgBr Иодаргирит AgI Лаутарит Ca(IO3)2 Диэтзеит 7Ca(IO3)2·8CaCrO4
- 4. Хлор, бром, иод: физические свойства* - Несмотря
- 5. Г2: Cl Br I
- 6. Г2: Cl Br I
- 7. 3. Взаимодействие с водойГ2 + n H2O
- 8. В р-ре KI: KI + I2 (т)
- 9. В растворах щелочейBr2 + 2KOH = KBr
- 10. В органических растворителяхОрганические растворители, не смешивающиеся с водой, используют для извлечения (экстракции) брома и иода.
- 11. Галогеноводороды НГНГ(ж) – бесцв., маловязкие неэлектролиты, неактивны, не реагируют c МО, МCO3, ЩМ !!!
- 12. Водные растворы HГ (Г – Cl, Br,
- 13. HCl HBr HI
- 14. Получение НCl В промышл. – прямым синтезом:
- 15. Получение НBr и HI В лаборатории и
- 16. Кислородные кислоты
- 17. Взаимодействие с водойВ водном растворе HClO, HClO2,
- 18. Оксиды галогенов: все, кроме I2O5 метастабильны
- 19. Получение и реакции оксидов:Cl2 + Ag2O →
- 20. В щелочной среде – дисмутация:3Г2 + 6NaOH
- 21. Скачать презентацию
- 22. Похожие презентации
Галогены в природе 11. Хлор (0,19%) 43. Бром 70. Иод 94. АстатРедкие рассеянные элементыГалит (каменная соль) NaClСильвинит NaCl·KCl)Карналлит KCl·MgCl2·6H2O
![В р-ре KI: KI + I2 (т) = K[I(I)2] I– + I2](/img/tmb/15/1403423/43476fca94fddf0824656ac9260ed70e-720x.jpg "Галогены в природе. Хлор, бром, иод")
Слайд 2
Галогены в природе
11. Хлор (0,19%)
43. Бром
соль) NaClСильвинит NaCl·KCl)
Карналлит KCl·MgCl2·6H2O
Слайд 3
Редкие минералы
Бромаргирит AgBr
Иодаргирит AgI
Лаутарит Ca(IO3)2
Диэтзеит 7Ca(IO3)2·8CaCrO4
Слайд 4
Хлор, бром, иод: физические свойства
* - Несмотря на
высокие величины давления паров иода над твердым иодом, тройная
точка имеет координату давления ниже атмосферного. Это означает, что иод может быть расплавлен при P = 1 атмСлайд 5 Г2: Cl Br I
(At)
Примеры:
Cl2(Br2) + Cu → CuCl2 (CuBr2); Sтв + Cl2г
→ SCl4г; SCl2г, S2Cl2г
½ I2 + Cu → CuI; Sтв + Br2г → SBr2г; S2Br2г;
S + I2 ≠ T-x диаграмма S-Cl (см. рис.):
три соединения: SCl4; SCl2, S2Cl2
T-x диаграмма системы S-Br:
Фаза S2Br2 – конгр. пл. (-40°С) и
инконгр. пл. SBr2;
T-x диаграмма S-I – нет соединений, диаграмма эвтектического типа
Слайд 6 Г2: Cl Br I
(At)
Примеры (продолжение):
3. H2(г) + Cl2(г) ⮀ 2 HCl(г); ΔG °
= –95 кДж/моль H2(г) + Br2(г) ⮀ 2 HBr(г); ΔG ° = –54 кДж/моль
H2(г) + I2(т) ⮀ 2 HI(г); ΔG ° = –1 кДж/моль
4. 2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KI + Br2 → 2KBr + I2
3I2 + 10HNO3 конц. → 6HIO3 + 10NO + 2H2O (HI+5O3)
Слайд 7
3. Взаимодействие с водой
Г2 + n H2O ⮀
Г2 · n H2O (гидратация)
Г2 · n H2O ⮀
HГ + HГO + (n –1)H2O (дисмутация)Cl2 + 2H2O ⮀ HCl + HClO (ОВР)
Cl2 + 2e − = 2 Cl−
Cl2 + 2H2O – 2e − = 2H+ + 2HClO
Слайд 8
В р-ре KI:
KI + I2 (т) =
K[I(I)2]
I– + I2 (т) = [I(I)2]–
дииодоиодат(I)-ион
[ I–I
····· I+I ····· I–I ]Растворимость галогенов повышается:
Слайд 9
В растворах щелочей
Br2 + 2KOH = KBr +
KBrO + H2O
(на холоду)
Br2 + 2e − =
2 Br− Br2 + 4OH– – 2e − = 2BrO– + 2H2O
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 3H2O
(при нагревании)
Br2 + 2e − = 2 Br−
Br2 + 12OH– – 10e − = 2BrO3– + 6H2O
Слайд 10
В органических растворителях
Органические растворители, не смешивающиеся с водой,
используют для извлечения (экстракции) брома и иода.
Слайд 11
Галогеноводороды НГ
НГ(ж) – бесцв., маловязкие неэлектролиты, неактивны, не
реагируют c МО, МCO3, ЩМ !!!
Слайд 12
Водные растворы HГ (Г – Cl, Br, I)
НГ + H2O = Г– + H3O+
сильная
кислотаРастворение
HCl в воде
Слайд 13
HCl HBr HI
KCl
+ H2SO4 конц = HCl↑ + KHSO4 HCl
+ H2SO4 конц ≠KBr + H2SO4 конц = HBr↑ + KHSO4 2HBr + H2SO4 конц ⮀ Br2 + SO2↑ + 2H2O
8KI + 9H2SO4 конц = 4I2 + H2S↑ + 4H2O + 8KHSO4 2KI + 3H2SO4 конц = I2 + SO2↑ + 2H2O + 2KHSO4
8HI + H2SO4 конц = 4I2 + H2S↑ + 4H2O и параллельно 2HI + H2SO4 конц = I2 + SO2↑ + 2H2O
Слайд 14
Получение НCl
В промышл. – прямым синтезом:
H2
+ Cl2 = 2HCl
В лаборатории:
NaCl + H2SO4 =
HCl↑ + NaHSO4 (без нагревания) или2NaCl + H2SO4 = 2HCl↑ + Na2SO4 (при нагревании)
Слайд 15
Получение НBr и HI
В лаборатории и в
промышл. усл. – синтез галогенидов фосфора с последующим их
необр. гидролизом:2P + 3Г2 = 2PГ3
PГ3 + 3H2O = 3HГ↑ + H2(PHO3)
Восст. в водн. среде сероводородом:
Г2 + H2S = S↓ + 2HГ
Слайд 17
Взаимодействие с водой
В водном растворе HClO, HClO2, HBrO
и H5IO6 –
слабые кислоты:
HClO + H2O
⮀ ClO− + H3O+; KК = 2,82 . 10−8HClO2 + H2O ⮀ ClO2− + H3O+; KК = 1,07 . 10−2
HBrO + H2O ⮀ BrO− + H3O+; KК = 2,06 . 10−9
H5IO6+ H2O ⮀ H4IO6− + H3O+; KК = 2,82 . 10−2;
Остальные кислородсодержащие кислоты – сильные:
HClO3 + H2O = ClO3− + H3O+
HClO4 + H2O = ClO4− + H3O+
Слайд 19
Получение и реакции оксидов:
Cl2 + Ag2O → Cl2O
+ 2AgCl (в неводном растворителе);
3KClO3 + 2H2SO4 → ClO2↑+
KClO4 + KHSO4;2KClO3 + 3H2C2O4 → ClO2↑ + KHC2O4 + CO2 + H2O
4HClO4 + P4O10 → (HPO3)4 + 2Cl2O7;
H2SO4
3I2 + 10HNO3 конц. → 3I2O5 + 10NO + 5H2O
Слайд 20
В щелочной среде – дисмутация:
3Г2 + 6NaOH =
5NaГ + NaГO3 + 3H2O
Г2 + 2e – =
2Г– (Г2 – окислитель)Г2 + 12OH– – 10e– = 2ГO3– + 6H2O (Г2 – восстановитель)
Δϕ° = ϕ° Br2/ Br – – ϕ° BrO3–/ Br2 = 1,09 – 0,52 = 0,57В
Δϕ° = ϕ° I2/ I– – ϕ° IO3–/ I2 = 0,54 – 0,20 = 0,34В
