Презентация по химии на тему " Галогены"

• 1 слайд

  Галогены: Яркие и Опасные Элементы Периодической Системы
  Обзор свойств, получения и применения элементов VIIA группы
  
  
  

• 2 слайд

  Почему важно изучать галогены?
  Высокая химическая активность
  Галогены – одни из самых химически активных неметаллов.
  Широкое применение
  Их соединения повсеместно используются в промышленности, медицине, быту (от дезинфекции до производства пластмасс и лекарств).
  Безопасность
  Понимание их свойств необходимо для безопасного обращения, так как многие галогены и их соединения токсичны.
  Научное значение
  Изучение галогенов помогает глубже понять закономерности Периодической системы и природу химической связи.
  Ключевой вопрос: Как человечество научилось использовать чрезвычайно активные и зачастую опасные вещества, такие как галогены, себе во благо, и какие вызовы это ставит перед нами?
  

• 3 слайд

  Физические характеристики галогенов
  Элемент
  Агрегатное состояние
  Цвет
  t пл., °C
  t кип., °C
  Плотность
  Фтор (F₂)
  Газ
  Бледно-желтый
  -220
  -188
  1,7 г/л
  Хлор (Cl₂)
  Газ
  Желто-зеленый
  -101
  -34
  3,2 г/л
  Бром (Br₂)
  Жидкость
  Красно-бурый
  -7
  59
  3,1 г/см³
  Йод (I₂)
  Твердое вещество
  Темно-фиолетовый с блеском
  114
  184
  4,9 г/см³
  Краткое описание общих тенденций в группе (сверху вниз):
  Агрегатное состояние при н.у. (газы F₂, Cl₂ → жидкость Br₂ → твердое вещество I₂, At)
  Цвет (бледно-желтый F₂ → желто-зеленый Cl₂ → красно-бурый Br₂ → темно-фиолетовый с блеском I₂)
  Запах (резкий, удушливый у всех)
  Температуры плавления и кипения (увеличиваются с ростом атомной массы)
  Растворимость в воде (уменьшается, F₂ реагирует, остальные ограниченно растворимы) и
  органических растворителях (хорошо растворимы)
  Плотность (увеличивается)
  

• 4 слайд

  Химическая активность галогенов
  Общая характеристика
  Высокая реакционная способность (сильные окислители), уменьшается от F к I. Фтор – самый активный неметалл.
  Взаимодействие с металлами
  Образование солей – галогенидов.
  2Na + Cl₂ → 2NaCl
  2Fe + 3Br₂ → 2FeBr₃
  Взаимодействие с неметаллами
  Реакции с водородом (образование галогеноводородов), фосфором, серой.
  H₂ + Cl₂ --(свет)--> 2HCl
  2P + 5Br₂ → 2PBr₅
  Взаимодействие с водой и щелочами
  Фтор разлагает воду с выделением кислорода; хлор, бром, йод реагируют обратимо.
  Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO
  Cl₂ + 2NaOH (холодный р-р) → NaCl + NaClO + H₂O
  Взаимодействие галогенов друг с другом
  Более активные галогены вытесняют менее активные из их солей.
  Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂
  

• 5 слайд

  Получение галогенов
  1
  Фтор (F₂)
  Только электролизом расплавов фторидов (например, KHF₂). Чрезвычайно сложный и опасный процесс.
  2
  Хлор (Cl₂)
  Основной промышленный метод – электролиз раствора NaCl.
  Промышленный: 2NaCl + 2H₂O --(электролиз)--> 2NaOH + Cl₂↑ + H₂↑
  Лабораторный: MnO₂ + 4HCl (конц.) → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O
  3
  Бром (Br₂) и Йод (I₂)
  Вытеснение из их природных солей (бромидов, иодидов) хлором.
  Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂
  Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂
  

• 6 слайд

  Где используются галогены?
  Фтор
  Производство фторопластов (тефлон)
  Производство фреонов (использование ограничено)
  Фторирование воды и зубных паст (профилактика кариеса, ~1000-1500 ppm в пастах)
  Обогащение урана
  Хлор
  Обеззараживание питьевой воды и бассейнов
  Производство ПВХ (поливинилхлорида)
  Производство соляной кислоты
  Производство отбеливателей (гипохлорит натрия)
  Производство ядохимикатов, лекарств
  Бром
  Производство бромсодержащих органических соединений (ранее - антипирены, фотоматериалы)
  Лекарственные препараты (бромиды - седативные)
  Йод
  Антисептик (спиртовой раствор йода - "йодная настойка", раствор Люголя)
  Производство йодированной соли (профилактика йододефицита)
  В рентгеноконтрастных веществах
  В галогенных лампах
  

• 7 слайд

  Галогены в природе и в нас
  В природе
  В основном в виде солей (галогенидов).
  Фтор: Минералы флюорит (CaF₂), криолит (Na₃AlF₆), апатит.
  Хлор: Галит (NaCl - каменная соль), сильвин (KCl), карналлит; растворен в морской воде (основной анион).
  Бром: В виде бромидов вместе с хлоридами в морской воде, соляных озерах.
  Йод: В морской воде (в меньших количествах), накапливается в морских водорослях (ламинария), в подземных буровых водах. Астат (At) - радиоактивен, встречается в следовых количествах.
  В организме человека
  Галогены играют важную роль в функционировании организма:
  Фтор: Входит в состав костной ткани и зубной эмали (в виде фторапатита).
  Хлор: Основной анион внеклеточной жидкости и желудочного сока (в виде HCl), участвует в поддержании водно-солевого баланса и осмотического давления.
  Йод: Необходим для синтеза гормонов щитовидной железы (тироксин, трийодтиронин), регулирующих обмен веществ.
  

• 8 слайд

  Опасная сторона галогенов: Токсичность
  Общая опасность
  Свободные галогены (особенно F₂, Cl₂, Br₂) очень токсичны. Пары раздражают дыхательные пути, слизистые оболочки глаз, кожу.
  Фтор (F₂)
  Чрезвычайно агрессивен и ядовит. Вызывает тяжелые, глубокие ожоги.
  Хлор (Cl₂)
  Желто-зеленый газ с резким запахом. При вдыхании вызывает удушье, отек легких. Поражает дыхательные пути. ПДК в воздухе рабочей зоны очень низкая. Исторически применялся в качестве боевого отравляющего вещества.
  Бром (Br₂)
  Красно-бурая летучая жидкость с резким запахом. Пары вызывают сильное раздражение дыхательных путей, головокружение, носовые кровотечения. Жидкий бром вызывает болезненные ожоги кожи.
  Йод (I₂): Пары фиолетового цвета, раздражают слизистые. При попадании внутрь в больших дозах вызывает ожоги ЖКТ, поражение почек, сердечно-сосудистой системы. Концентрированные растворы вызывают ожоги кожи.
  Дозировки: Токсичность высокая, но конкретные летальные дозы (LD50) могут варьироваться. Опасны даже небольшие концентрации паров хлора и брома. Концентрация хлора 0.001 мг/л раздражает слизистые, 0.01 мг/л опасна, >0.1 мг/л может быть смертельной.
  

• 9 слайд

  Что делать при контакте с галогенами?
  Общие принципы
  Немедленно прекратить контакт с веществом! Вызвать скорую медицинскую помощь!
  При вдыхании паров (Cl₂, Br₂, I₂)
  Вывести пострадавшего на свежий воздух
  Обеспечить покой, тепло
  Дать дышать парами воды или 2% раствора соды (ингаляции)
  Полоскание рта и горла раствором соды
  При попадании на кожу (жидкий Br₂, растворы)
  Немедленно смыть большим количеством воды в течение 15-20 минут
  Можно обработать пораженное место раствором соды или тиосульфата натрия (для Br₂ и I₂)
  Наложить стерильную повязку
  При попадании в глаза
  Промывать глаза большим количеством воды или слабым раствором соды в течение 15-20 минут, держа веки открытыми.
  При попадании внутрь (например, растворов йода)
  Промывание желудка (только медперсоналом!), дать выпить молоко, крахмальный клейстер.
  Важно: Всегда обращаться за квалифицированной медицинской помощью, даже если симптомы кажутся незначительными.
  

• 10 слайд

  Галогены: Баланс пользы и риска
  Уникальные свойства
  Галогены – уникальная группа элементов с высокой химической активностью.
  1
  Роль в природе
  Они играют ключевую роль в природе, живых организмах и современных технологиях.
  2
  Технологии безопасности
  Человечество научилось использовать галогены благодаря глубокому изучению их свойств и разработке технологий безопасного получения и применения их соединений.
  3
  Вызовы
  Главный вызов – минимизация рисков, связанных с их токсичностью и реакционной способностью. Это требует строгих мер безопасности на производстве, ответственного использования в быту, поиска более безопасных альтернатив и контроля за загрязнением окружающей среды.
  4
  Итоговая мысль: Понимание химии галогенов необходимо для дальнейшего прогресса и обеспечения безопасности.
  

• 11 слайд

  Используемая Литература:
  Галогены — Википедия
  Галогены - простые вещества — Фоксфорд Учебник 
  Галогены. Химия галогенов и их соединений — CHEMEGE.RU 
  Реферат "Применение галогенов в промышленности" — Инфоурок 
  Галогены — Большая Медицинская Энциклопедия (БМЭ)
  Отравление хлором — МЕДСИ
  Occurrence, Preparation, and Properties of Halogens — Chemistry LibreTexts