Технологическая карта урока по теме "Галогены" 9 класс
методическая разработка по химии (9 класс) на тему

Слайд 1

Слайд 2

Содержание: 1. Нахождение в периодической системе. 2. Строение атома, изменение свойств. 3. История открытия, физические свойства. 4. Природные соединения. 5. Химические свойства. 6. Применение. 7. Биологическая роль. 8. Получение. 9. Заключение. 10. Литература.

Слайд 3

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Группы элементов I III II VIII IV V VI VII II I III VII VI V IV 2 1 3 4 5 6 7 10 Li Литий 3 6,9 39 Периоды Ряды K Калий 19 39.102 Na Натрий 11 22,9898 Cu Медь 29 63.54 6 В Бор 5 10 .811 Ne Неон 1 0 20,18 Be Вериллий 4 9 ,012 Ca Кальций 20 40,08 Ag Серебро 47 107.868 Ra Радий 88 [ 226 ] La Лантан 57 138.81 Al Алюминий 13 26,9815 O Кислород 8 15 .996 N Азот 7 14.0 067 Ge Германий 32 72.59 C Углерод 6 12,011 F фтор 9 18.9984 Br Бром 35 79.904 H Водород 1 1.00797 Se Селен 34 78.96 I Иод 53 126.904 Cl Хлор 1 7 35,453 As Мышьяк 33 74.9216 He Гелий 2 4,003 Ar Аргон 1 8 39,948 Xe Ксенон 54 131,3 Kr Криптон 36 83,8 Te Теллур 52 127.60 Fe Железо 26 55.847 Mg Магний 1 2 24,312 S Сера 1 6 32,064 P Фосфор 1 5 30,9738 Si Кремний 1 4 28,086 Ti Титан 22 47.90 Mo Молибден 42 95.94 T с Технеций 4 3 99 V Ванадий 2 3 50.942 Cr Хром 24 51.996 Mn Марганец 25 54.938 S с Скандий 21 44.956 Ga Галлий 31 69.72 Re Рений 75 186.2 Rh Родий 45 102.905 Ir Иридий 77 192.2 Ru Рутений 44 101.07 Os Осмий 76 190.2 Pt Платина 78 195.09 Pd Палладий 46 106.4 At Астат 85 210 Rn Радон 8 6 [22 2 ] Mt Мейтнерий 109 [ 266 ] Hs Хассий 108 [ 265 ] Ba Барий 56 137.34 Sr Стронций 38 87.62 Rb Рубидий 37 85.47 In Индий 49 114 .82 Cs Цезий 55 132.905 Fr Франций 87 [ 223 ] 9 8 Zn Цинк 30 65 . 37 W Вольфрам 74 183.85 Po Полоний 84 208.982 Zr Цирконий 40 91.224 Nb Ниобий 41 92.906 Ta Тантал 73 180.9479 Cd Кадмий 48 112.41 Sb Сурьма 51 121.75 Hf Гафний 72 178.49 Sn Олово 50 118.71 Pb Свинец 82 207.2 Bi Висмут 83 208.98 Co Кобальт 27 58.933 Ni Никель 28 58.71 Y Иттрий 39 88.9059 Au Золото 79 196.966 Tl Таллий 81 204.383 Hg Ртуть 80 200.59 Ac Актиний 89 227.028 Bh Борий 107 [ 262 ] Sg Сиборгий 106 [ 263 ] Db Дубний 105 [ 262 ] Rf Резерфордий 104 [ 261 ]

Слайд 5

Фтор —(от др .-греч . θόρος «разрушение , порча, вред ») 18,998 9 7 2 Был открыт в 1886г французским химиком Анри Муассаном , который был удостоен за это Нобелевской премии. Это зеленовато-желтый газ, немного тяжелее воздуха, с характерным запахом и необыкновенной химической активностью. Ни один из химических элементов не принес химикам столько трагических событий , как фтор.

Слайд 6

35,453 17 7 82 Хлор (от греч. χλωρός — «зелёный») Хлор был открыт шведским химиком Карлом Шееле в 1774 г. Газ желто-зеленого цвета с резким запахом Я довит В 2,5 раза тяжелее воздуха В 1 объеме воды при 20 °С растворяется около 2 объемов хлора

Слайд 7

79,9 35 7 188 2 Бром (от др.-греч. β ρῶμος «вонючка», «вонючий ») При нормальных условиях — тяжёлая едкая жидкость красно-бурого цвета с сильным неприятным запахом. Единственный неметалл, жидкий при комнатной температуре, Пары брома имеют желто-бурый цвет При температуре –7,25° C бром затвердевает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском

Слайд 8

Ио́д ( йод ; от др.-греч. ἰώδης — «фиалковый (фиолетовый)») Открыт в 1811 г. Куртуа в золе морских водорослей, а с 1815 г. Гей-Люссак стал рассматривать его как химический элемент. В парообразное состояние переходит при комнатной t°, не плавясь (сублимация ) Пары - фиолетового цвета Известны 37 изотопов й ода с массовыми числами от 108 до 144 12 6,9 53 7 18 188 2

Слайд 9

Нахождение в природе В природе встречаются следующие стабильные изотопы галогенов: фтора - 19 F, хлора - 35 Cl и 37 Cl, брома - 79 Br и 81 Br, й ода - 127 I . Галогены в природе находятся только в виде соединений, причем в состав этих соединений галогены входят (за редчайшим исключением) только в степени окисления -1.

Слайд 10

Фтор Фтор встречается исключительно в виде солей, рассеянных по различным горным породам. Общее содержание фтора в земной коре составляет 0,02% атомов .

Слайд 11

хлор Важнейшим природным соединением хлора является хлорид натрия ( галит ), который служит основным сырьем для получения других соединений хлора. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей и океанов. Воды многих озер также содержат значительное количество NaCl – таковы, например озера Эльтон и Баскунчак.

Слайд 12

Бром Бром встречается в природе в виде солей натрия и калия вместе с солями хлора, а также в воде соленых озер и морей. Бромиды металлов содержатся в морской воде. В подземных буровых водах, имеющих промышленное значение, содержание брома составляет от 170 до700мг/л. Австралийский эмболит — Ag(Cl, Br)

Слайд 13

йод Соединения йода имеются в морской воде, но в столь малых количествах, что непосредственное выделение их из воды очень затруднительно. Однако существуют некоторые водоросли, которые накапливают йод в своих тканях, например ламинарии. Зола этих водорослей служит сырьем для получения йода. Значительное количество йода (от 10 до 50мг/л) содержатся в подземных буровых водах.

Слайд 14

Соединения Фтора CaF 2 - плавиковый шпат Na 2 AlF 6 - криолит Ca 5 F(PO 4 ) 3 - фторапатит

Слайд 15

Соединения Хлора KCl *NaCl - сильвинит K С l - сильвин MgCl 2 * KCl *6H 2 O - карналлит

Слайд 16

Химические свойства галогенов Взаимодействие с простыми веществами: С кислородом, азотом, углеродом галогены не реагируют Взаимодействие с металлами: 2М+ Г 2  2МГ (галогениды) 2 Na+Cl 2  2NaCl ( хлорид натрия ) 3. Взаимодействие с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами: а) С фосфором: 3Cl 2 +2P t °  2PCl 3 - Хлорид фосфора (III) б) С серой: Cl 2 +S t °  SCl 2 - Хлорид серы (II) 2Cl 2 +S t°  SCl 4 - Хлорид серы (I V ) 4. Взаимодействие с водородом: H 2 + Г 2  2НГ ( галогеноводород ) HF – жидкость HCl Сила кислот HBr Газы + H2O  Галогеноводородные кислоты увеличивается HI

Слайд 17

Взаимодействие со сложными веществами: Взаимодействия со щелочами: а) На холоду: Cl2+2KOH холод  KCl+KClO+H 2 O ( гипохлорит калия ) б) при нагревании: 3 Cl 2 +6KOH t°  5KCl+KClO 3 + 3 H 2 O 2. Взаимодействие с углеводородами: CH 4 +Cl 2 свет  CH 3 Cl+HCl C 6 H 6 +Cl 2 AlCl 3  C 6 H 5 Cl+HCl Вытеснительная активность галогенов по отношению друг к другу: Каждый предыдущий (по группе в ПС) вытесняет последующий 2 KBr+ Cl 2 = 2KCl+ Br 2 KCl+Br 2 2 K I + Br 2 = 2KBr+ I 2 KBr+I 2 Метан Бензол

Слайд 18

Фторированные углеводороды (напр. перфтордекалин ) применяются в медицине как кровезаменители. Существует множество лекарств, содержащих фтор в структуре В качестве: Окислителя ракетного топлива Электролита для получения алюминия электролизом И спользуется для получения: - Фреонов — широко распространенных хладагентов Тефлона В технике: В медицине: Применение Фтора

Слайд 19

- Лекарственные препараты - Хлорирование органических веществ - Получение неорганических хлоридов - Производство HCl - Получение брома , йода - Органические растворители - Дезинфекция воды В Производстве: В медицине: Применение хлора

Слайд 20

- 5 % спиртовой раствор йода используется для дезинфекции кожи вокруг повреждения - В рентгенологических и томографических исследованиях применяются йодсодержащие контрастные препараты - Галогенная лампа — лампа накаливания, в баллон которой добавлены пары галогенов (брома или йода) - Лазерный термоядерный синтез - иодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах В технике: В медицине: Применение йода

Слайд 21

Биологическое значение Фтор: Зубы Кости Хлор: Кровь Желудочный сок Бром: Регуляция нервных процессов Йод: Регуляция обмена веществ

Слайд 22

Получение Хлора: Лабораторные способы: 4 HCl+MnO 2  MnCl 2 +Cl 2 +2H 2 O 2KMnO 4 +16HCl  2MnCl 2 +5Cl 2 +2KCl+8H 2 O Промышленные способы: 2 NaCl электролиз  2 Na+Cl2 2 NaCl+2H2O электролиз  Cl2 +H2 +2NaOH Брома: 2 NaBr+Cl 2  Br 2 +2NaCl 2NaBr+MnO 2 + 2H 2 SO 4  Br 2 +MnSo 4 +NaSo 4 +2H 2 O Фтора: C использованием реакции во фтороводородном растворе K 2 MnF 6 и SbF 5 при 150 ° C: 2K 2 MnF 6 +4SbF 5  4KSbF 6 +2MnF 3 +F 2 Расплав Раствор

Слайд 23

Графический диктант 1 вариант – хлор, 2 вариант – йод: 1. На внешнем уровне 2 неспаренных электрона; 2. Это жидкость буроватого цвета; 3. Способен к сублимации; 4. Может вытеснять менее активные галогены из растворов солей; 5. Относится к S – элементам; 6. Расположен в третьем периоде; 7. В переводе с греческого означает «Вонючий» 8. Может взаимодействовать со щелочами; 9.Важнейшее природное соединение – галит . 10.Высшая степень окисления равна +7; 11. Участвует в регуляции обмена веществ. 12. Ламинарии накапливают его в своих тканях.

Слайд 24

Заключение: В нашей презентации мы хотели вам рассказать об элементах – галогенах, показать их строение, рассказать о наиболее важных свойствах, природных соединениях галогенов, способах получения, истории открытия.

Слайд 25

Информационные ресурсы: 1. О.С. Габриелян «Химия – 9», М., «Дрофа». 2. Н.В. Манкевич «Неорганическая химия. Весь школьный курс в таблицах», Минск, «Современная школа», 2009г. 3. «Наглядное пособие для интерактивных досок. Химия. Неметаллы», ООО «Экзамен – Медиа». 4 . www.myshared.ru/slide/421911/ 5. www.uchportal.ru