Разработка урока "Галогены"
план-конспект урока по химии (9, 11 класс)

Тема урока: Галогены.

Цели:   Образовательные:   повторить свойства неметаллов, систематизировать и углубить знания о галогенах на основании их сравнительной характеристики.

Развивающие: развитие навыков записи уравнений химических  реакций

 Воспитательные: воспитание самостоятельности, взаимопомощи, коллективизма.

Ход занятия

  I Организационный этап

II.  Контроль уровня знаний. Тестирование. 

III.  Изучение нового материала.

 История открытия галогенов.

VIIA-подгруппа периодической системы (главная подгруппа) объединяет элементы, носящие общее название галогенов: фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I, астат At.

      2.  Строение атомов галогенов.

в) Возможные степени окисления.

Спаренные электроны атома фтора из-за отсутствия d-орбиталей возбудить невозможно. В связи с этим валентность фтора может быть не больше 1; в то же время спаренные электроны у атомов остальных галогенов возбуждению поддаются, и валентность их можно повысить до 3, 5 и даже 7. Так что в соединениях с кислородом степень окисления галогенов, за исключением фтора, выражается окислительными числами +3, +5, + 7. Единственный валентный электрон в атоме фтора настолько прочно связан с ядром, что оттянуть его при воздействии на него других атомов невозможно. В силу этого фтор в соединениях всегда проявляет степень окисления — 1. Такова же степень окисления остальных галогенов в соединениях с менее электроотрицательными элементами.

3.  Строение вещества: вид химической связи, тип кристаллической решетки, агрегатное состояние цвет.

В свободном состоянии, т. е. в виде простых веществ, галогены; состоят из двухатомных молекул. Заполненная наполовину р-орбиталь используется для образования одной ковалентнои связи, в результате чего и получается двухатомная молекула.

Изменение структуры электронной оболочки (увеличение числа энергетических уровней) атомов галогенов вызывает последовательное и закономерное изменение их свойств. Так, меняются  интенсивность окраски и агрегатное состояние. В твердом состоянии галогены имеют кристаллическую решетку молекулярного типа.  Поэтому они легкоплавки и летучи. Температуры плавления и кипения резко повышаются от фтора к иоду. В таком же направлении наблюдается и увеличение плотности галогенов.

4.  Химические свойства.

На первом месте по окислительной способности среди всех известных элементов стоит фтор. Он непосредственно образует соединения почти со всеми элементами и даже с некоторыми благородными газами (ксенон, криптон). Элементарный фтор непосредственно не окисляет лишь кислород и азот, хотя соединения этих элементов с фтором известны. Почти все элементарные вещества воспламеняются в атмосфере фтора.

Хлор — очень активный окислитель, хотя и уступает фтору.

Бром по окислительной способности уступает хлору. Соединяется непосредственно со многими металлами и неметаллами. Так, фосфор и алюминий вспыхивают в парах брома.

Иод как окислитель менее активен по сравнению с хлором и бромом. Однако он энергично   соединяется    со многими    металлами.

 Взаимодействие с металлами:

Сu + С12 = СuС12 (хлорид меди (II)).                      

Взаимодействие с неметаллами:    

  При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету.
Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый.                               

Н2 + С12 = 2 НС1 (хлороводород);                      

Si + 2 С12 = SiCl4 (хлорид кремния (IV))

2 Р + 5 С12 = 2 РС15 (хлорид фосфора (V)).

С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосредственное взаимодействие не встует.

Взаимодействие с водой:

По отношению к воде фтор ведет себя агрессивно: вода загорается в струе фтора, направленной на ее поверхность. Реакция протекает по уравнению

2H2O + 2F2 = 4HF + O2

Другие галогены относятся к воде более спокойно. Раствор хлора в воде называется хлорной водой, которая обладает белящими свойствами. Хлор медленно реагирует с водой, образуя хлороводород  НСl  и хлорноватистую кислоту НС1О:

C12 + Н2О = HCl + НСlO.  

 Хлорноватистая кислота  постепенно распадается на хлороводород и кислород:

2НСlO = 2НС1 + O2 

Взаимодействие с щелочами:                        

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот                                                                                  

С12 + 2 NaOH = NaCl + NaCIO + Н2О.                  

Полученные  растворы  называются  жавелевой  водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами и применяется для отбеливания тканей и бумаги.      

Взаимодействие с солями других галогенов:

Активный галоген вытесняет менее активный из его солей.

2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2 

Получение. В лабораторных условиях хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на различные окислители, например, диоксид марганца (при нагревании), перманганат калия или бертолетову соль      

МnО2 + 4 НС1 = МnС12 + С12 + 2 Н,О;                    

2 КМnО4 + 16 НС1 = 2 КС1 + 2 МnС12 + 5 С12 + 8 Н2О;      

КСlO3 + 6 НС1 = КС1 + 3 С12 + 3 Н2О.                    

В промышленности хлор получают электролизом растворов или расплавов хлоридов щелочных металлов.        

Качественная реакция на галогенид – ионы:

 AgNO3 + KCl = KNO3 + AgCl (Выпадение белого творожистого осадка, АgBr – бледно-желтый, AgI – ярко желтый)

5. Соединения галогенов.

Галогеноводороды, – Это едкие газы с резким запахом, хорошо раствормые в воде:  (HF, HCl, HBr,HI). Галогеноводородные кислоты образуются при растворении галогеноводородов в воде.

Фтороводородная   кислота  (плавиковая) HF.  Хлороводородная кислота (соляная) HCl .                              Бромоводородная кислота HBr.                                                    Йодоводородная кислота HI.

6. Соляная кислота –раствор хлороводорода в воде.

Хлороводород представляет собой бесцветный газ с резким, удушливым запахом, легко растворяющийся в воде.                                                      

В лабораторных условиях хлороводород получают действием концентрированной серной кислоты на сухой хлорид натрия:

NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HClt.

В промышленности хлороводород получают сжиганием водорода в атмосфере хлора:

Н2 + С12=2 HClt.

Раствор хлороводорода в воде называется соляной кислотой. Это сильная кислота, она реагирует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями:

Fe + 2 НС1 = FeCl2 + Н2;

CuO + 2 НС1 = CuCl2 + H2O;

ZnO + 2 HC1 = ZnCl2 + H2O;

Fe(OH)3 + 3 HC1 = FeCl3 + 3 H2O;

AgNO3 + HC1 = AgCl + HNO3.

Соли соляной кислоты называются хлоридами. Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует на ионы. Слабо растворимыми являются, хлорид свинца (РЬС12), хлорид серебра (AgCl), хлорид ртути (I) (Hg2Cl2 каломель) и хлорид мели (I) (CuCl).

Хлор образует 4 кислородсодержащие кислоты

Оксокислоты:

·        Хлорная  –       НСlO4                   Сl2O7 

·        Хлорноватая – НСlO3                   Сl2O5 

·        Хлористая  –   НСlO2                    Сl2O3 

·        Хлорноватистая - НСlO               Сl2O.

Задание: Определите степени окисления хлора в оксокислотах и оксидах.

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Оксокислоты – сильные окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением степени окисления и атомного номера галогена (при одинаковой степени окисления).

Закрепление.

1.Ответить на вопросы

• 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.

2.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?