Презентация на тема "флуор". Бром. Йод "Физични свойства на флуора

„Йод в човешкото тяло“ - И ако не е останал нито един ред, имате ясна липса на йод. Човешкото тяло се състои от 60% вода, 34% органични вещества и 6% неорганични. Нуждата от йод в mcg / ден. Има два теста за определяне на йоден дефицит. Откриване на йод. Йодът е единственият халоген, който е в твърдо състояние при нормални условия.

"Микроелемент йод" - Йодът нормализира функционирането на нервната система. Йодът участва в пролиферацията на клетките на костно-хрущялната система. Йодът регулира функционирането на щитовидната жлеза, възстановява хормоналния баланс на организма. Йодът подобрява липидния метаболизъм. Йодът участва в синтеза на хормоните трийодтиронин и тироксин. Йодът осигурява растежа на клетките на нервната система, подобрява нервно-психическото развитие.

"Йод в организма" - Липсата на йод в организма може да доведе до: Признаци на йоден дефицит: Въпросник Практически опит Химичен експеримент Титруване Сравнение и анализ. Не приемайте насипно йодирана сол. Хипотеза. Изследователски методи. Да се ​​анализира ситуацията с йодния дефицит в училище и да се направят препоръки относно разнообразието на диетата.

"Халогени" - Хлорът се използва в медицината. 24 изкуствени изотопа на астат. Тежка тъмночервена течност. Флуорът е съставна част на полимерите. хлор. Разгледайте чертежа. съдържание на йод. Флуор. Хлорът принадлежи към групата на задушливите вещества. Електролиза. Получаване на хлор в лаборатория. Бромът се съхранява в колби с шлифовани стъклени запушалки.

"Елементи-халогени" - Метаболизъм. Реши задачата. Получаване на халогени. Намиране в природата. Бром. Флуор и хлор. Напишете уравнение за реакцията. Позиция на халогените в таблицата. биологично значение. Промишлена употреба.

"Характеризиране на халогени" - Намиране в природата. Химични свойства. Редуциращ агент. Халогени. Окислител. физични свойства. Откриване на халогени. активен халоген. Обща характеристика на халогените. Летливи водородни съединения.

В темата има общо 16 презентации

ФЛУОР ФЛУОР, F, химичен елемент с атомен номер 9, атомна маса 18, Естественият флуор се състои от един стабилен нуклид 19F. Конфигурацията на външния електронен слой е 2s2p5. В съединенията той проявява само степен на окисление -1 (валентност I). Флуорът се намира във втория период в група VIIA на периодичната система от елементи на Менделеев, принадлежи към халогените. ФЛУОР, F, химичен елемент с атомен номер 9, атомна маса 18, Естественият флуор се състои от един стабилен нуклид 19F. Конфигурацията на външния електронен слой е 2s2p5. В съединенията той проявява само степен на окисление -1 (валентност I). Флуорът се намира във втория период в група VIIA на периодичната система от елементи на Менделеев, принадлежи към халогените.

Свойства При нормални условия флуорът е газ (плътност 1,693 kg / m 3) с остра миризма. Точка на кипене -188.14°C, точка на топене -219.62°C. В твърдо състояние той образува две модификации: a-форма, която съществува от температурата на топене до -227,60°C, и b-форма, която е стабилна при температури по-ниски от -227,60°C. При нормални условия флуорът е газ (плътност 1,693 kg / m 3) с остра миризма. Точка на кипене -188.14°C, точка на топене -219.62°C. В твърдо състояние той образува две модификации: a-форма, която съществува от температурата на топене до -227,60°C, и b-форма, която е стабилна при температури по-ниски от -227,60°C. Подобно на други халогени, флуорът съществува като двуатомни F2 молекули. Междуядреното разстояние в молекулата е 0,14165 nm. Молекулата F2 се характеризира с аномално ниска енергия на дисоциация на атоми (158 kJ / mol), което по-специално определя високата реактивност на флуора. Подобно на други халогени, флуорът съществува като двуатомни F2 молекули. Междуядреното разстояние в молекулата е 0,14165 nm. Молекулата F2 се характеризира с аномално ниска енергия на дисоциация на атоми (158 kJ / mol), което по-специално определя високата реактивност на флуора. Химическата активност на флуора е изключително висока. От всички елементи с флуор само три леки инертни газа не образуват флуориди - хелий, неон и аргон. Във всички съединения флуорът има само една степен на окисление -1. Химическата активност на флуора е изключително висока. От всички елементи с флуор само три леки инертни газа не образуват флуориди - хелий, неон и аргон. Във всички съединения флуорът има само една степен на окисление -1. натриев флуорид

История на откритието Флуорът (F2) е открит през 1866 г. от френския химик Анри Моасан чрез електролиза на смес от течен безводен HF и калиев бифлуорид KHF2 в платинен съд: 2HF H2 + F2 катоден анод През 1906 г. Моасан е удостоен с Нобелова награда за откриването на елемента флуор и въвеждането в практиката на електрическата фурна, кръстена на него

Химични свойства Реагира с всички метали с отделяне на голямо количество топлина: Взаимодейства с всички метали с отделяне на голямо количество топлина: с алуминий: 3F Al 2 AlF до J с алуминий: 3F Al 2 AlF до J с желязо : 3F 2 + 2Fe 2FeF до J с желязо: 3F 2 + 2Fe 2FeF до J При нагряване той взаимодейства с много неметали, с изключение на кислород, азот и диамант.При нагряване той взаимодейства с много неметали, с изключение на кислород, азот и диамант с водород: F 2 + H 2 2HF към J с водород: F 2 + H 2 2HF към J със силиций: 2F 2 + Si SiF към J със силиций: 2F 2 + Si SiF към J Окислява други халогени : Окислява други халогени: хлор: F 2 + Cl 2 2ClF хлор: F 2 + Cl 2 2ClF бром: F 2 + Br 2 2BrF бром: F 2 + Br 2 2BrF йод: F 2 + I 2 2lF йод: F 2 + I 2 2lF

Флуор и здраве (дневна доза 2-3 mg) Флуор и здраве (дневна доза 2-3 mg) Роля в организма осигурява здравината на костната тъкан, правилния растеж на скелета, косата и ноктите, повишава устойчивостта на зъбите към кариозни заболявания заболявания, участва в кръвообразуването, предпазва от остеопороза. Недостиг: кариес (разваляне на зъбите), отслабване на костите, загуба на коса Излишък: флуороза (зацапване на зъбния емайл), забавяне на растежа, деформация на скелета
Като микроелемент флуорът се намира във всички организми. При животните и хората флуорът присъства в костната тъкан (при хората 0,2-1,2%) и особено в дентина и зъбния емайл. Тялото на средностатистически човек (телесно тегло 70 kg) съдържа 2,6 g флуор; дневната нужда е 2-3 mg и се задоволява основно с питейна вода. Липсата на флуорид води до зъбен кариес. Поради това флуорните съединения се добавят към пастите за зъби, понякога се въвеждат в питейната вода. Излишният флуор във водата обаче също е вреден за здравето. Това води до флуороза - промяна в структурата на емайла и костната тъкан, деформация на костите. ПДК за съдържание на флуорни йони във водата е 0,7 mg/l. ПДК за газообразен флуор във въздуха е 0,03 mg/m 3. Ролята на флуора в растенията е неясна. Биологична роля:

1 слайд

T 2. Елементи от група VIIA ФЛУОР Флуорът "F" в невъзбудено състояние има електронна конфигурация: 1s22s22p5. Наличието на един несдвоен електрон определя сходството на флуора с водорода. Въпреки това, разликата в общия брой валентни електрони и орбитали предопределя значителна разлика между тези елементи един от друг. Степента на окисление на флуора като най-електроотрицателния елемент (4.0) се приема за –1. Максималната валентност на флуора, според теорията на валентните връзки, подобно на други елементи от 2-ри период, е четири.

2 слайд

Флуорът е доста често срещан елемент. От флуорните минерали най-важни са CaF2 - флуорит (флуорит), Na3A1F6 - криолит и Ca5 (PO4) 3F - флуорапатит. Флуорните съединения се намират в човешкото тяло (главно в зъбите и костите). В природата се среща само един изотоп, 19F. По изкуствен начин са получени изотопи с ниска стабилност (с масови числа от 16 до 21).

3 слайд

Просто вещество. Подобно на водорода, флуорът образува двуатомни F2 молекули, което съответства на следната електронна конфигурация: (sb)2 (s def)2 (xb)2 (y, zb)4 (y, zb)4. Тъй като свързващите орбитали имат два електрона повече от антисвързващите, редът на връзката в молекулата F2 се приема за 1.

4 слайд

Флуорната молекула F2 има сравнително малка маса и е доста подвижна, следователно при нормални условия флуорът е газ (светложълт на цвят), има ниска точка на топене (-223 ° C) и точка на кипене (-187 ° C ). Поради високата окислителна активност на флуора и високата якост на неговите съединения, флуорът се получава в свободно състояние чрез електролиза на разтопените му съединения. За тези цели обикновено се използва евтектична смес HF - KF или калиеви флуорохидрогенати (например К - калиев дифлуорохидрогенат). Флуорът и неговите съединения са силно токсични (с изключение на CF4, SF6 - SF6 и някои други вещества).

5 слайд

Поради високата си реактивност, флуорът причинява корозия на почти всички материали. Неръждаема стомана и мед се използват като оборудване за производство, съхранение и транспортиране на флуор; никел (и някои от неговите сплави), който е устойчив на флуор чрез образуване на защитен NiF2 филм. Като цяло този проблем е решен и флуорът се транспортира в големи количества в гигантски танкери (обикновено във втечнена форма).

6 слайд

Широкото използване на флуор започва във връзка с работата по разделянето на уранови изотопи (под формата на 235UF6 и 238UF6) чрез метода на дифузия. UF4 се използва за производството на метален уран. (Флуорът се използва и в технологията на редки елементи Nb, Ta и др.). В момента флуорът се използва широко за синтеза на различни хладилни агенти и полимерни флуоропластични материали, които се характеризират с висока химическа устойчивост. Течният флуор и редица негови съединения се използват като окислител за ракетно гориво.

7 слайд

Флуорът е изключително активен химически, той е най-силният окислител. Високата химическа активност на флуора се обяснява с факта, че неговата молекула има ниска енергия на дисоциация (159 kJ/mol), докато химичната връзка в повечето флуорни съединения е много силна (около 200–600 kJ/mol). (Енергия на свързване E(H-F)=566, E(Si-F)=582 kJ/mol). В допълнение, енергията на активиране на реакциите, включващи флуорни атоми, е ниска (≤ 4 kJ/mol). Поради ниската енергия на свързване флуорните молекули лесно се дисоциират на атоми. Ниската стойност на енергията на свързване на молекулата F2 може да се обясни със силното отблъскване на електронни двойки, разположени в π-орбитали, поради късата дължина на F-F връзката.

8 слайд

Според образния израз на акад. A. E. Fersman, "всепоглъщащ" флуор. В атмосфера на флуор, такива устойчиви вещества като стъкло (под формата на памучна вата), изгаряне на вода: SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2; 2Н2O + 2F2 = 4НF + O2 (О3, ОF2). При тези реакции кислородът се образува като един от продуктите на горенето (!), Тоест флуорът като окислител е по-силен от кислорода. Pt изгаря във флуор Pt + F2 = PtF6 (Tm. = 61, Tкип. = 69 °C), получава се тъмночервено летливо кристално вещество. Той е един от най-силните окислители, той е най-силният флуориращ реагент.

9 слайд

Взаимодействието на флуора с повечето прости вещества протича изключително активно. Той взаимодейства със сяра и фосфор дори при температура на течния въздух (-190 °C): S + 3F2 = SF6 (g), Ho298 = -1207 kJ/mol; 2P + 3F2 = 2PF3 (g), Ho298 = -311,7 kJ/mol; 2Р + 5F2 \u003d 2РF5 (cr), Ho298 \u003d -3186 kJ / mol. Реакциите с флуор на водородсъдържащи вещества (H2O, H2, NH3, B2H6, SiH4, AlH3 и др.) се придружават от образуването на HF. 2NH3(g) + 3F2(g) = 6HF(g) + N2(g); Go = -1604 kJ/mol 2NH3(g) + 6F2(g) = 6HF(g) + 2NF3(g); Go = -1772 kJ/mol Първият протича при високо Т (S>0), вторият – при по-ниско Т (S

10 слайд

Флуорът окислява някои така наречени инертни газове: (при нормален Р) Xe + 2F2 = XeF4(c), Ho298 = – 252 kJ/mol; Xe + 3F2 = XeF6(k) (при повишено P = 6MPa) Xe + F2 = XeF2(k) (електрически разряд, UV радиация) 2XeF2 = Xe + XeF4; 3XeF4 = Xe + 2XeF6. XeF6 + H2O = XeOF4(1) + 2HF; XeOF4 + 2H2O \u003d XeO3 (t) + 4HF Xe + PtF6 \u003d Xe + -. Флуорът не взаимодейства директно само с хелий, неон и аргон.

11 слайд

E AOF MOXeF AOXe σraz σ 5p 2p σb В линейна молекула XeF2, поради една 5p орбитала на ксеноновия атом и две 2p орбитали на флуорни атоми, се образуват трицентрови молекулни орбитали - свързване, несвързване, разхлабване. Има четири електрона на 3 молекулни орбитали. В молекулата XeF2 се извършва частично прехвърляне на заряд от атома Xe към атома F, като ефективният заряд на последния се оказва отрицателен (δF ≈ -0,5). HV – хипервалентни (електронен излишък) връзки.

12 слайд

В съответствие с закономерната промяна в природата на елементите по периоди и групи от периодичната система естествено се променят и свойствата на флуоридите, например: Химическа природа NaF, MgF2 Основен AlF3 Амфотерен AlF63- SiF4, PF5, SF6, (ClF5 ) ClF6-) Известни са много силни комплекси (-, 2-, 2-, 3- и т.н.). WF6>ReF6> OsF6>IrF6>PtF6

13 слайд

Йонните флуориди са кристални вещества с висока точка на топене. Координационното число на флуорния йон е 6 (NаF) или 4 (СаF2). Ковалентни флуориди, газове или течности. Междинно положение между йонните и ковалентните флуориди се заема от флуориди с висока степен на полярност на връзката, които могат да бъдат наречени йонно-ковалентни съединения. Последните, например, включват кристален ZnF2, MnF2, CoF2, NiF2, в които ефективните заряди на електроположителните атоми са 1,56; 1,63; 1,46; 1,40 съответно.

14 слайд

Много метални флуориди в ниска степен на окисление се получават чрез действието на разтвор на HF върху оксиди, хидроксиди, карбонати и др., например: 3HF + Al(OH)3 = AlF3 + 3H2O например: F2 + Cl2 = 2ClF; СlF + F2 = СlF3; СlF3 + F2 = СlF5 I2 + 7F2 = 2IF7 Стабилността на флуоридите се увеличава с увеличаване на положителната степен на окисление на халогените. Според метода на МО трифлуоридите се характеризират с неравни G-F връзки: една трицентрова F-G-F и една двуцентрова G-F. (2-трицентрови и 1-двуцентрови връзки, съответно, в пентафлуорид.)

15 слайд

По химическа природа йонните флуориди са основни съединения, а ковалентните флуориди са киселинни. Така в реакцията 2NaF + SiF4 = Na2 основният кисел натриев хексафлуоросиликат йонен NaF действа като донор, а ковалентният SiF4 действа като акцептор на електронни двойки, чийто носител е флуоридният йон F-.

16 слайд

По време на хидролизата основните флуориди създават алкална среда, докато киселинните флуориди създават кисела NaF + H2O = NaOH + HF SiF4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HF Амфотерните флуориди взаимодействат както с основни, така и с киселинни флуориди. В последния случай се образуват смесени флуориди, например: 2KF + BeF2 = K2[BeF4] (BeF2 като киселинно съединение) BeF2 + SiF4 = Be (BeF2 като основно съединение)

17 слайд

В неводни разтвори PF5 взаимодейства с основни флуориди KF + PF5 = KPF6 Образува HF + PF5 = HPF6 - хексафлуорофосфорна киселина с течен HF (водният разтвор е много силна киселина)

18 слайд

Сложните флуориди са много разнообразни. Координационният номер на флуор за елементи от 2-ри период е 4, за елементи от други периоди типичният координационен номер е 6. В допълнение, има сложни флуориди, в които координационният номер на комплексообразователя е 7, 8 и 9, за пример: K2[BeF4] K3[A1F6 ] K2 K2 Същите примери показват, че се стабилизира във флуорни комплекси. най-високата степен на окисление на централните атоми. Производните на флуорните комплекси са предимно йонни съединения или са смесени (полимерни) флуориди (например BeSiF6). Съединения с водород като HBF4, HPF6, H2SiF6 са нестабилни в свободно състояние. Техните водни разтвори са много силни киселини (като HClO4).

19 слайд

Флуорът експлозивно взаимодейства с водорода дори при ниски температури и (за разлика от хлора) на тъмно, за да образува флуороводород H2 + F2 = 2HF. Обикновено флуороводородът се получава чрез нагряване чрез действието на сярна киселина върху флуорит: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF

20 слайд

Молекулата на HF флуороводород е силно полярна и има силна тенденция да се свързва чрез водородни връзки в зигзагообразни вериги. Следователно флуороводородът при нормални условия е безцветна течност (Tm. -83 ° C, Tbp. 19,5 ° C) с остра миризма, силно димяща във въздуха. Дори в състояние на газ, флуороводородът се състои от смес от полимери H2F2, H3F3, H4F4, H5F5, H6F6. Прости HF молекули съществуват само при температури над 90 °C. Поради високата якост на връзката (енергия на дисоциация 565 kJ/mol), термичното разлагане на HF на атоми става забележимо над 3500 oC.

21 слайд

Собствената йонизация на течния HF е незначителна (K = 2,07·10-11). Това се случва чрез прехода на протон (или, съответно, флуорен йон) от една молекула в друга, придружен от трансформация на водородна връзка от междумолекулна в междуатомна и ковалентна. В този случай се образуват солватиран флуорониев йон FH2+ и флуорохидрогенатен йон HF2- по схемата H-F H-F H-F + + -

22 слайд

Течният флуороводород е силен йонизиращ разтворител. Водата, флуоридите, сулфатите и нитратите на s-елементите от група I се разтварят добре в нея, подобни съединения на s-елементите от група II са малко по-лоши. В същото време разтворените вещества, отнемайки протони от HF молекулите, увеличават концентрацията на отрицателни йони (HF2-), т.е. те се държат като основи. Например: KNO3 + 2HF K+ + HNO3 + HF2-

23 слайд

Дори HNO3 се държи като основа при тези условия: HNO3 + 2HF NO3H2+ + HF2- етилов алкохол, индиферентен във вода в течен флуороводород се оказва толкова силна основа, колкото KOH във вода: C2H5OH + 2HF C2H5ON2+ + HF2-

24 слайд

В течен HF веществата се държат като киселини - акцептори на флуоридни йони, например BF3, SbF5: BF3 + 2HF = FH2+ + BF4- SbF5 + 2HF = FH2+ + SbF6- Когато киселините се разтварят, концентрацията на положителни флуорониеви йони FH2 + се увеличава.

25 слайд

Амфотерни съединения в течния HF са например алуминиеви и хромови (III) флуориди: 3NaF + AIF3 3Na+ + A1F63- (AIF3 като киселинно съединение) AlF3 + 3BF3 A13+ + 3BF4- (AIF3 като основно съединение)

26 слайд

HF е безкрайно разтворим във вода. HF йонизира, за да образува OH3+ и F- йони. Последните, взаимодействайки с HF, образуват флуорохидрогенатни йони: 2HF + Н2О = OH3 + + НF2-. Разтвор на HF (флуороводородна киселина) (флуороводородна = флуороводородна) е киселина със средна сила (К=6,2·10-4). Разтворът съдържа и комплексни йони H2F3-, H3F4-, HnFn+1-. Следователно при неутрализиране на разтвори на флуороводородна киселина не се образуват флуориди, а флуорохидрогенати от типа K [HF2].

Флуор Флуорът е елемент от главната подгрупа на седма група, вторият период от периодичната система на химичните елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 9. Означава се със символа F. Флуорът е изключително реактивен неметал и най-силният окислител, е най-лекият елемент от халогенната група. Простото вещество флуор при нормални условия е бледожълт двуатомен газ с остра миризма, напомняща на озон или хлор. Много отровно!!!

Химични свойства Най-активният неметал, той взаимодейства бурно с почти всички вещества (редки изключения са флуоропластите), а с повечето от тях - с горене и експлозия. Контактът на флуор с водород води до възпламеняване и експлозия дори при много ниски температури (до -252 градуса) Дори водата и платината горят във флуорна атмосфера: 2F2 + 2H2O  4HF + O2 Флуорът също може да окислява кислорода, образувайки кислороден флуорид OF2.

Елементът флуор е предсказан през 1810 г. и е изолиран в свободна форма само 76 години по-късно от Анри Моасан през 1886 г. чрез електролиза на течен безводен флуороводород, съдържащ примес от киселинен калиев флуорид KHF2. Елементът флуор е предсказан през 1810 г. и е изолиран в свободна форма само 76 години по-късно от Анри Моасан през 1886 г. чрез електролиза на течен безводен флуороводород, съдържащ примес от киселинен калиев флуорид KHF2. Името "флуор" (от гръцки "разрушаване"), предложено от Андре Ампер през 1810 г., се използва на руски и някои други езици.

Съхранение Флуорът се съхранява в газообразно състояние (под налягане) и в течно състояние (с охлаждане с течен азот) в апарати, изработени от никел и неговите сплави (монел метал), мед, алуминий и неговите сплави, месинг и неръждаема стомана.

Използване в медицината Флуорното съединение се използва широко в медицината като кръвен заместител. Флуорът играе важна роля в процесите на костно образуване, образуването на зъбния емайл и дентина. Той инхибира процесите на тъканно дишане, окисление на мастни киселини, инхибира активността на костната фосфатаза и активността на щитовидната жлеза.

Недостиг и излишък на флуор в организма В редица райони на земното кълбо има ниско съдържание на флуор в храната, почвата и водата. Изчерпването на човешкото тяло с флуор допринася за развитието на зъбен кариес, пародонтоза с увреждане на венците, челюстта и загуба на зъби. При високо съдържание на флуор в хранителни продукти, почва и вода и при прекомерно постъпване в човешкия организъм възниква интоксикация, наречена флуороза, която се характеризира с "пъстър" емайл, нарушени процеси на осификация, нарушено дишане на тъканите, метаболизъм на мазнини, въглехидрати , желязо, калций, фосфор, манган.

Работата може да се използва за уроци и доклади по предмета "Химия"

Готовите презентации по химия включват слайдове, които учителите могат да използват в часовете по химия, за да изследват химичните свойства на веществата по интерактивен начин. Представените презентации по химия ще помогнат на учителите в учебния процес. На нашия уебсайт можете да изтеглите готови презентации по химия за 7,8,9,10,11 клас.