Разработал учитель химии: Коноплева И.Н.
Урок «Галогены.»
9класс.
Цели урока:
1. Систематизировать и углубить знания о химических элементах семейства «Галогенов».
2. Расширить представление об их физических и химических свойствах. 3.Уметь объяснять изменение окислительно – восстановительных свойств галогенов согласно их положения в « Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева».
4. Продолжить развитие навыков самообразования, познавательного интереса учащихся, установить межпредметные связи
(с биологией).
Не в количестве знаний заключается образование,
а в полном понимании и искусном применении того,
что знаешь».
( А. Дистервег).
Учитель: Без химии жизни, поверьте, нет,
Без химии стал бы тусклым весь свет,
С химией ездим, живем и летаем,
В разных точках Земли обитаем,
Чистим, стираем, пятна выводим,
Едим, спим, и с прическами ходим,
Химией лечимся, клеим и шьем
С химией мы бок о бок живем!
Так, что вы без нее пропадете,
Если значение ее не найдете!
А чтобы больше и лучше все знать,
Надо химию понять.
Оборудование: Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева, Виртуальная школа Кирилла и Мефодия.
Ход урока.
Подготовка к восприятию нового материала.
а) Индивидуальная работа по карточкам.
Карточка № 1. Дать сравнительную характеристику элементов № 19 и № 20 по положению в периодической системе и строению атома. У какого элемента сильнее выражены металлические свойства и почему ?
Карточка № 2. Записать строение атома, электронную формулу и электронные ячейки для элемента № 13.
Карточка № 3. Осуществить превращения, записать уравнения реакций:
Hg(OH)2 → HgO → Hg(NO3)2→ Hg
1 2 3
Третье уравнение рассмотреть с точки зрения окислительно – восстановительного процесса.
Карточка № 3. (работа у доски ). Какой объем водорода ( н. у. ) образуется при взаимодействии с соляной кислотой 13,65 г. цинка, содержащего 5% примесей. Ответ. 4,48 л.
Охарактеризуйте химический элемент под № 17 согласно его положения в Периодической системе химических элементов, пользуясь планом:
атомный номер(порядковый);
период;
группа;
атомная масса;
металл, неметалл или элемент, образующий амфотерные соединения;
заряд ядра атома;
общее число электронов;
число электронов во внешнем электронном слое;
число электронных слоев;
валентность:
а) в соединениях с кислородом,
б) в летучих водородных соединениях.
в) примеры соединений.
2. Изучение нового материала.
Девиз: « Незнающие пусть научаться , а знающие вспомнят еще раз.»
1.Строение и свойства атомов галогенов.
Элементы главной подгруппы VII группы Периодической системы Д. И. Менделеева,
F 9 ФТОР 18,998
CI 17
ХЛОР 35,453
25 Mn
54,938
Марганец
Br 35
БРОМ 79,904
43 Tc
(99) Технеций
I 53
ИОД 126,904
75 Re
186,200 РЕНИЙ
At 85
АСТАТ 210
107 Bh
(262) БОРИЙ
объединенные под общим названием галогены,фтор, хлор, бром, иод, астат (редко встрещающийся в природе) – типичные неметаллы. Это и понятно
ведь их атомы содержат на внешнем энергетическом уровне семь электронов, и им не достает лишь одного электрона, чтобы завершить его. Атомы галогенов при взаимодействии с металлами принимают электрон от атомов металлов. При этом возникает ионная связь и образуются соли. Отсюда и происходит общее название подгруппы « галогены», т. е « рождающие соли».
0 0 + -
2Na + CI2 = 2 NaCI
Хлорид натрия
Галогены – очень сильные окислители. Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для него характерна только степень окисления -1 в соединениях.
Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами - фтором кислородом, азотом. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к иоду, что связано с увеличением радиусов их атомов: атомный радиус хлора примерно в полтора раза меньше, чем атомный радиус иода. См. рис. 49 стр.106.
2. Галогены – простые вещества.
Все галогены существуют в свободном состоянии в виде двухатомных молекул с ковалентной неполярной химической связью между атомами. В твердом состоянии F2 , CI2 , Br2 , I2 , имеют молекулярные кристаллические решетки, что и подтверждается их физическими свойствами(см. табл.).
Как можно заметить, с увеличением молекулярной массы галогенов повышаются их температуры плавления и кипения, возрастает плотность: фтор и хлор – газы, бром – жидкость, иод – твердое вещество. Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и молекул галогенов возрастают силы молекулярного взаимодействия между ними.
От фтора к иоду усиливается интенсивность окраски галогенов. У кристаллов иода появляется металлический блеск.
3. Химические свойства галогенов.
Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к иоду ослабевает. Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. Окислительные свойства галогенов отчетливо появляются при их взаимодействии с металлами. При этом ,как вы уже знаете, образуются соли.
а) отношение галогенов к металлам.
Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании – и с золотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются.
0 0 +2 -2
Zn + F2 = ZnF2
Остальные галогены реагируют с металлами в основном при нагревании.
Если в тугоплавкой трубке нагревать кусочек натрия в атмосфере хлора, то трубка изнутри покроется белым налетом. Это образуются кристаллы поваренной соли NaCI – хлорида натрия.
0 0 + --
2Na + CI2 = 2NaCI
Так. В колбе, наполненной хлором, красиво вспыхивают и сгорают кристаллики измельченной сурьмы, образуя при этом смесь двух хлоридов сурьмы (III) и (II):
0 0 +3 --1
2Sb + 3CI2 = 2SbCI3
В парах брома сгорает раскаленная медная проволока:
0 0 +2 --1
Cu + Br2 = CuBr2
Иод окисляет металлы медленнее, но в присутствии воды, которая является катализатором, реакция иода с порошком алюминия протекает очень бурно:
0 0 +3 --1
2AI + 3 I2 = 2 AI I3
б) отношение галогенов к водороду.
С водородом соединяются все галогены, но при разных условиях.
H2 + F2 = 2HF реакция идет даже в темноте со взрывом.
H2 + CI2 = 2 HCI реакция идет при горении спокойно,
смесь на свету реагирует со взрывом.
H2 + Br2 = 2HBr реакция идет при горении водорода в
парах брома при нагревании.
H2 + I2↔ 2HI реакция обратимая, идет при нагревании
иода и горении в его парах водорода.
в) отношение галогенов к сложным веществам.
Познакомимся с реакциями окисления галогенами сложных веществ.
К таким веществам можно отнести воду. Фтор с водой реагирует так энергично, что происходит возгорание. Вода горит во фторе!
Растворим хлор в воде, пропуская его в колбу с водой. Мы получим так называемую хлорную воду, которая обладает отбеливающим и обеззараживающими свойствами.
0 --2 -- 0
CI2 +H2O = 2HCI + O
атомарный кислород-
сильный окислитель
Здесь кислород выступает в непривычной для себя роли восстановителя.
Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к иоду можно судить и по их способности вытеснять друг друга из растворов солей.
Так, хлор вытесняет бром и иод из растворов их солей, например:
0 + -- + -- 0
CI2 + 2NaBr = 2NaCI + Br2
Свободный бром вытесняет иод из солей.
0 + -- + -- 0
Br2+ 2KI = 2KBr + I2
Для фтора эта реакция не характерна, так как она протекает в растворе, а фтор взаимодействует с водой, вытесняя из нее кислород.
4.Биологические свойства галогенов.
Все галогены – токсичные вещества. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообразный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыхательную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту. Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровяная мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмания.
Галогены – элементы, важные для жизни и здоровья человека. Фтор входит в состав зубной эмали, придавая ей прочность. Вы, конечно, не раз обращали внимание на то, что на этикетках зубных паст часто есть слово «фторсодержащие». Одна из зубных паст названа «Фтородент». Препаратами, содержащими химический элемент фтор, защищают зубную эмаль от кариеса.
Фтор и хлор образуют искусственные жидкости – фреоны ( CF4, CCI2F2),применяемые в холодильных установках, в том числе и во многих домашних холодильниках.
Некоторые растения накапливают бром иод. Это бобовые (горох, фасоль), а также морские водоросли. Бром и иод есть в теле рыб и других морских животных. Атомы брома есть в мозге человека. При переутомлении, бессоннице врачи назначают лекарства, содержащие атомы брома, например бромид натрия( NaBr) понижающий возбуждение нервной системы.
Химический элемент иод играет важную роль в обмене веществ в организме. Иод накапливается в щитовидной железе. При ее заболевании назначают иодосодержащие препараты. Морская капуста, креветки – продукты, поставляющие иод в организм человека.
5. Применение галогенов в промышленности.
Галогены и их соединения применяют и в промышленности
. Фтор используют в производстве химически стойких пластмасс – фторопластов. Хлор используют как отбеливающее средство в производстве бумаги и тканей, а также для обеззараживания сточных вод. Много хлора расходуется для получения соляной кислоты в промышленности. Бром и иод применяют для получения лекарств.
Соляную кислоту применяют для очистки поверхности металлов при проведении сварочных работ.
Всем известно применение поваренной соли – хлорида натрия NaCI. Оказывается, ее используют не только в пищу, но и как сырье для получения натрия, хлора, щелочи.
В качестве калийного удобрения иногда применяют хлорид калия KCI.
6.Открытие галогенов.
Фтор в свободном виде получил впервые в 1886 г. французский химик Анри Муассан, который был удостоен за это Нобелевской премии. Свое название элемент получил от греческого фторос – «разрушающий».
Хлор открыт шведским химиком К. Шееле в 1774 г. Элемент получил название за свой цвет (греч. хлорос – желто – зеленый ). В жидком состоянии его впервые получил Майкл Фарадей.
Бром открыт 1826 г. французским химиком А. Баларом. Элемент назван так за свой запах ( греч. бромос – зловонный). Кроме того А. Балар назвал данный элемент мурид.
Иод получен в 1811 г. французским ученым Б. Куртуа, а название получил за цвет своих паров (греч. иодэс – фиолетовый). Академик А. Е. Ферсман назвал его «вездесущий».
Основные моменты урока.
1.Строение атомов галогенов и их степени окисления.
2. Физические свойства галогенов.
3. Химические свойства галогенов: взаимодействие с металлами, водородом, растворами солей галогенов.
4. Изменения окислительно – восстановительных свойств галогенов от фтора к иоду.
Обобщение и закрепление изученного.
1. Предлагаю классу разобраться в следующей ситуации: в склянку, ярко освещенную солнечными лучами, ввели равное количество газов хлора и водорода, затем закрыли ее хорошо притертой пробкой – что может произойти в подобных условиях? Николай задумался ненадолго и произнес:
___Гм…Водород соберется наверху, потому что он более легкий, а хлор…Хлор, бесспорно, останется внизу.
Евгений взглянул на товарища и бросил:
___Навряд ли. Пройдет часа три – четыре и газы просто перемешаются.
Алексей, смущаясь, заметил:
___ Знаете что, братцы – кролики, от такой баночки нужно держаться подальше: она может неожиданно взорваться.
Решите, кто из приятелей высказал правильное мнение.
2.Дуэль Эрудитов.
Какой газ входит в состав зубной эмали.
В жидком состоянии его впервые получил Майкл Фарадей, охлаждая в смеси поваренной соли со льдом.
Галоген, которого практически нет в природе.
Академик А. е. Ферсман назвал его «вездесущим».
Мурид – так назвал его первооткрыватель Антуан Балар.
3. Упр. №4 стр.110.
KCIO3 ----бертолетова соль.
HCIO---хлорноватистая кислота.
HCIO4------хлорная кислота.
Ответы:1.Алексей. 2. фтор, хлор, астат, иод, бром.3. +5, +1, +7.
CI2O5 , CI2O, CI2O7. .
Домашнее задание.
Первый уровень. Галогены. Стр. 104 – 109. Упр № 2-3.
Второй уровень. Дополнительно упр. №5-7.
