Хлор

Слайд 1

Слайд 2

Хлор — элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов третьего периода, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl . Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов .

Слайд 3

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Физические свойства

Слайд 4

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ,поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности . Строение электронной оболочки

Слайд 5

Взаимодействие с металлами Взаимодействие с неметаллами Реакции с органическими веществами Другие свойства Химические свойства

Слайд 6

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании): 2Na + Cl 2 → 2NaCl 2Sb + 3Cl 2 → 2SbCl 3 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 Взаимодействие с металлами

Слайд 7

C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды. На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид: Cl 2 + 3F 2 (изб.) → 2ClF 3 Взаимодействие с неметаллами

Слайд 8

С насыщенными соединениями: CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям: CH 2 =CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl 3 или FeCl 3 ): C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl Реакции с органическими веществами

Слайд 9

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами: Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl При реакции с оксидом углерода( II ) образуется фосген: Cl 2 + CO → COCl 2 При растворении в воде, хлор образует хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Другие свойства

Слайд 10

Химические методы 16HCl + 2KMnO 4 → 2MnCl 2 + 5Cl 2 ↑ + 2KCl + 8H 2 O Метод Шееле MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 ↑ + 2H 2 O Метод Дикона 4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2 Электрохимические методы 2NaCl + 2H 2 О ±2е - → H 2 ↑ + Cl 2 ↑ + 2NaOH Способы получения хлора

Слайд 11

В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука. Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген. Для обеззараживания воды — «хлорирования». В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки Е925 . В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений. Применение хлора