Презентація з хімії "Галогени. Сполуки галогенів"

Цей урок є уроком засвоєння нових знань, будується з урахуванням преезентації, витримані всі етапи уроку від перевірки домашнього завдання до рефлексії (закріплення нового матеріалу). Також містить фрагмент відео досвіду "горіння сурми у хлорі".

Завантажити:

Попередній перегляд:

Щоб скористатися попереднім переглядом презентацій, створіть собі обліковий запис Google і увійдіть до нього: https://accounts.google.com

Підписи до слайдів:

Загальна характеристика галогенів відкритий урок з хімії у 9 класі Підготувала: Вискребенцева С.В. вчитель хімії МБОУ ЗОШ №6 ст. Жовтневої

Цілі уроку: Дати уявлення про галогени на підставі їх порівняльної характеристики; Розглянути прості речовини – галогени, їх фізичні та хімічні властивості; Продовжити формування вміння порівнювати властивості простих речовин.

Перевірка домашнього завдання: тестування виписати номери властивостей та характеристик для (1 варіанта) металів, для (2 варіанти) неметалів: Маленький радіус атомів Великий радіус атомів На зовнішньому рівні від 1 до 3 електронів На зовнішньому рівні від 4 до 8 електронів Ковкость Металевий блиск Газоподібне агрегатний стан Пластичність Різне забарвлення Погана електропровідність Твердий агрегатний стан Хороша теплопровідність Хороша електропровідність Яскраво виражені відновлювальні властивості Яскраво виражені окисні властивості Алотропія

Правильні відповіді: для металів характерно: Маленький радіус атомів Великий радіус атомів На зовнішньому рівні від 1 до 3 електронів На зовнішньому рівні від 4 до 8 електронів Ковкість Металевий блиск Газоподібний агрегатний стан Пластичність Різне забарвлення Погана електропровідність Твердий агрегатний стан Хороша теплопровідність властивості Яскраво виражені окисні властивості Алотропія

Правильні відповіді: для неметалів характерно: Маленький радіус атомів Великий радіус атомів На зовнішньому рівні від 1 до 3 електронів На зовнішньому рівні від 4 до 8 електронів Ковкість Металевий блиск Газоподібний агрегатний стан Пластичність Різне забарвлення Погана електропровідність Тверде агрегатне стан Хороша теплопровідність властивості Яскраво виражені окисні властивості Алотропія

Ланцюжок перетворень: Н 2 → NaH → Н 2 → HCl NaOH H 2 + 2Na = 2NaH NaH + HCl = NaCl + H 2 H 2 + Cl 2 = 2HCl NaH + H 2 O = NaOH + H 2 2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na +3H 2

Завдання №2 стор. 93 Дано: Рішення: V (пов.) = 100 л V (O 2) = V (пов.) * ᵠ (O 2) = 100 * 0,21 = ᵠ (O 2) = 21% 21 л. ᵠ (N 2) = 78% n (O 2) = V / V m = 21 л / 22,4 л / моль = 0,94 моль n (O 2) =? V(N 2) = 100 * 0,78 = 78 л n (N 2) =? n (N 2) = 78л / 22,4 л / моль = 3,48 моль Відповідь: 0,94 моль, 3,48 моль.

Завдання №3 стор.103 Дано: Рішення: m тех. (WO 3) = 928 кг W (WO 3) = 100%-25% = 75% W (примес.) = 25% m (WO 3) = m тех. * W (WO 3) = V (H 2) =? 928кг * 0,75 = 696 кг n (W) =? n(WO 3)=m/M=696 кг /232 кг/кмоль= = 3 кмоль WO 3 + 3Н 2 = W + 3Н 2 Про 1 моль 3моль 1моль 3 кмоль 9 кмоль 3 кмоль V(H 2)= nV m = 9 кмоль * 22,4 м3/ кмоль = 201,6 м3 Відповідь: 201,6 м3, 3 кмоль.

Вивчення нового матеріалу: Положення в ПСХЕ та будова атомів: VII група головна підгрупа

Загальна характеристика галогенів: зовнішньому рівні 7 електронів; збільшується радіус атомів; слабшають неметалеві властивості; про кислильна здатність зменшується. Фтор – найсильніший окислювач (с.о.-1) В інших: с.о. -1, +1, +3, +5, +7

Галогени – прості речовини Фтор F 2 – отруйний газ світло-жовтого кольору з різким дратівливим запахом.

Прості речовини - галогени 2. Хлор Cl 2 – жовто-зелений газ із різким задушливим запахом

Прості речовини - галогени 3. Бром Br 2 – рідина бурого кольору зі смердючим запахом

Прості речовини - галогени 4. Йод I 2 – тверда речовина чорно-сірого кольору з металевим блиском та різким запахом

Хімічні властивості галогенів Взаємодія з простими речовинами: а) з воднем Н 2 Н 2 + Г 2 = 2НГ б) з металами F 2 при нагріванні реагує навіть з Au, Ag та Pt

Горіння сурми у хлорі

Хімічні властивості галогенів 2. Взаємодія зі складними речовинами: а) з водою 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 б) з галогенідами металів Cl 2 → Br 2 → I 2 окислювальна здатність зменшується

Домашнє завдання: Параграф 18, завдання після параграфа 18 №4,5 Параграф 20, задання після параграфа 20 №1 Дякуємо за увагу!

Попередній перегляд:

СЦЕНАР ВІДКРИТОГО УРОКУ

з хімії у 9-му класі на тему:

«ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ГАЛОГЕНІВ»

Мета уроку: Дати загальну характеристику галогенів та розглянути їх фізичні та

Хімічні властивості.

Завдання уроку: 1) Продовжити формування умінь порівнювати властивості простих

Речовин;

2) Закріпити загальні уявлення про неметалах та їх властивості;

3) Розвивати вміння та навички у вирішенні завдань та складанні рівнянь

Хімічні реакції за участю неметалів.

Тип уроку: урок засвоєння нових знань

Методи уроку: бесіда, розповідь, самостійна робота

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва,

Мультимедійна система, комп'ютер.

ХІД УРОКУ:

1. Організаційний момент.(1-2 хв)

Привітання один одного, налаштованість на роботу, повідомлення теми та цілей сьогоднішнього уроку.

1. Перевірка домашнього завдання.(10-12 хв)

1. Викликати 3 людини до дошки: 1 вирішує ланцюжок по середині дошки, 2 за дошками вирішують завдання:

Ланцюжок перетворень:

Н2 → NaH → Н2 → HCl

NaOH

1. H2 + 2Na = 2NaH
2. NaH + HCl = NaCl + H2
3. H2 + Cl2 = 2HCl
4. NaH + H2O = NaOH + H2
5. 2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na +3H2

Завдання №2 с.93

Дано: Рішення:

V(пов.) = 100 л V (O2) = V (пов.) * ᵠ (O2) = 100 * 0,21 =

ᵠ (O2) = 21% 21 л.

ᵠ (N2) = 78% n (O2) = V / Vm = 21л / 22,4 л / моль = 0,94 моль

N(O2)=? V(N2) = 100 * 0,78 = 78 л

N(N2) =? n (N2) = 78л / 22,4 л / моль = 3,48 моль

Відповідь: 0,94 моль, 3,48 моль.

Завдання №3 с.103

Дано: Рішення:

Mтех.(WO3) = 928 кг W (WO3) = 100% -25% = 75%

W(примес.) = 25% m (WO3) = mтех. * W (WO3) =

V(H2)=? 928кг * 0,75 = 696 кг

n(W)=? n(WO3)=m/M=696кг/232кг/кмоль = 3 кмоль

WO3 + 3Н2 = W + 3Н2О

1моль 3моль 1моль

3 кмоль 9 кмоль 3 кмоль

V(H2)= nVm = 9 кмоль * 22,4 м3/кмоль = 201,6 м3

Відповідь: 201,6 м3, 3 кмоль.

1. Всі інші пишуть тест: вибрати номери властивостей та характеристик для (1 варіант) металів, для (2 варіант) неметалів:

1. Маленький радіус атомів
2. Великий радіус атомів
3. На зовнішньому рівні від 1 до 3 електронів
4. На зовнішньому рівні від 4 до 8 електронів
5. Ковкість
6. Металевий блиск
7. Газоподібний агрегатний стан
8. Пластичність
9. Різне забарвлення
10. Погана електропровідність
11. Твердий агрегатний стан
12. Хороша теплопровідність
13. Хороша електропровідність
14. Яскраво виражені відновлювальні властивості
15. Яскраво виражені окисні властивості
16. Алотропія

Правильні відповіді: 1варіант – 2,3,5,6,8,11,12,13,14

2 варіант - 1,4,7,9,10,11,15,16

1. Вивчення нового матеріалу.(20 хв)

1. Положення в ПСХЕ та будова їх атомів.

Галогени F, Cl, Br, I, At - елементи 7 групи головної підгрупи Періодичної системи хім. елементів.

Фтор – найсильніший окислювач (с.о.-1)

В інших: с.о. -1, +1, +3, +5, +7

Крім фтору, хлору, брому та йоду в цій групі є ще один елемент, що відноситься до галогенів – це астат. Він був передбачений самим Д.І. Менделєєвим як ека-йод, він є радіоактивним елементом, тож у шкільному курсі не вивчається.

1. Галогени - прості речовини та знаходження їх у природі.

Заслуховування повідомлень про фтор, хлор брому та йод. (4 особи, орієнтуючись на слайди презентації, розповідають про галогени, історію їх відкриття, про сполуки, в яких вони зустрічаються в природі) Решту класу коротко конспектують за доповідачами.

1. Хімічні характеристики галогенів.

1. Взаємодія з простими речовинами:

а) з воднем Н2

Н2 + Г2 = 2НГ

Фтор взаємодіє з воднем за будь-яких умов із вибухом, хлор – з вибухом лише за підпалюванні чи опроміненні прямим сонячним світлом, бром реагує з воднем лише за нагріванні і вибуху. Ці екзотермічні реакції, реакція ж йоду з воднем слабо ендотермічна, вона протікає повільно навіть при нагріванні.

б) з металами – утворюються солі – галогеніди металів.

Так фтор вже за звичайних умов реагує з більшістю металів, а при нагріванні реагує навіть з Au, Ag та Pt, відомими своєю хімічною пасивністю.

Інші галогени реагують з металами в основному при нагріванні. Так, у колбі, наповненій хлором, гарно спалахують і згоряють кристали подрібненої сурми:

2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3 (Перегляд відеофрагменту досвіду сурми з хлором)

2Sb + 5Cl 2 = 2SbCl 5

Самостійне завдання - написати рівняння реакцій зд-я заліза з хлором, міді з бромом.

2. Взаємодія зі складними речовинами:

а) із водою

2F2 + 2H2O = 4HF + O2

б) з галогенідами металів(викл. складає фтор, який насамперед взаємодіє з водою)

Cl2 → Br2 → I2

окисна здатність зменшується від хлору до йоду:

Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2

Br2 + 2KI = 2KBr + I2

1. Закріплення.

(5 хв.)

1. Відповісти на 5 тестових питань з вивченої теми (див. слайди презентації)Аналіз оцінок за урок.

(1 хв.)

1. Оцінити д/з, що відповідали біля дошки, виступали з повідомленнями про галогени.Аналіз оцінок за урок.

Домашнє завдання:

Параграф 18, завдання після нього №4,5

Параграф 20, завдання після нього №1

Дегтярьова М.О.

Московська область

• м. Корольов АОУ ЛНДП

До елементів VII групи, головної підгрупи відносяться фтор F , хлор Cl , бром Br , йод I , астат

• At Загальна назва ( галогени . грец ) - більшість їх з'єднань з металами є типовими солі (KCl, NaCl і т.д.).

Флюорит CaF 2

Галіт NaCl

C ільвініт

KCl NaCl

Радіус атома

Електронегативність

Окислювальні властивості

Неметалічні властивості

Фтор

Хлор

Бром

2 s 2 2р 5

Астат

3 s 2 3 p 5

4 s 2 4 p 5

5 s 2 5 p 5

6 s 2 6 p 5

+ 9

2 7

2 8 7

2 8 18 7

2 8 18 18 7

2 8 18 32 18 7

• Назва "фтор" (Від грецького phthoros - руйнування, загибель)

• У вільному стані фтор було отримано 26 червня 1886 р. французьким хіміком Муассаном.

• Це зеленувато-жовтий газ, трохи важчий за повітря, з характерним запахом і незвичайною хімічною активністю.

• Жоден з хімічних елементів не

приніс хімікам стільки трагічних

подій, як фтор .

• Хлор було відкрито шведським хіміком Карлом Шееле у 1774 р.

• 1810 року сер Гемфрі Деві назвав газ "хлорином"(Chlorine), від грецького "зелений".
• Цей термін використовується в англійській мові,

а в інших мовах закріпилася назва "хлор".

• Газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, отруйний
• в 2,5 рази важче за повітря
• в 1 об'ємі води при 20 ° С розчиняється близько 2 об'ємів хлору

79 Вr ( 50,56% ) 81 Вr ( 49,44% )

• від грец. bromos – сморід
• єдиний неметал, рідкий за кімнатної температури

• важка червоно-бура рідина з неприємним запахом

• пари брому мають жовто-бурий колір
• при температурі -7,25 ° C бром твердне, перетворюючись на червоно-коричневі голчасті кристали зі слабким металевим блиском

• від грец. iodes-має фіалковий колір
• пароподібний стан переходить при кімнатній t°, не плавлячись (сублімація);
• пари -фіолетового кольору

12 6,9

Йод було відкрито 1811 р. Куртуа у золі морських водоростей, і з 1815 р. Гей-Люссак став розглядати його як хімічний елемент

Відомі 37 ізотопів йоду з масовими числами від 108 до 144.

• Молекули галогенів складаються із двох атомів.

, хлор + , хлор → Cl Cl

• Зв'язок – ковалентний неполярний

• Галогени – типові окислювачі

• Окисні та неметалічні властивості атомів зменшуються від фтору до йоду

Окислювальні властивості

Неметалічні властивості

Радіус атома

Фтор

Хлор

Бром

Астат

+ 9

2 7

2 8 7

2 8 18 7

2 8 18 18 7

2 8 18 32 18 7

• Іони галогенів є типовими відновниками

• З воднем галогени утворюють леткі водневі сполуки

• Стійкість галогеноводородів зменшується в ряду:

• C мулу галогеноводородних кислот збільшується в ряду:

• 3s 2 Зр 5

окислювач

відновник

Ступені окислення

HCl NaCl MgCl 2

+ 3

HClO 2

відновник

• Зовнішня електронна конфігурація атома Cl 3s 2 Зр 5

Ступені окислення

HCl NaCl MgCl 2

+ 3

HClO 2

+ 5

HClO 3

+ 7

HClO 4

1. Взаємодія із металами

Хлор безпосередньо реагує майже з усіма металами (з деякими лише у присутності вологи або нагрівання):

2. Взаємодія з неметалами

З неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню та інертних газів) утворює відповідні хлориди.

3. Взаємодія із водою

з утворенням суміші кислот

+ 1

хлорноватиста

соляна

4. Взаємодія із солями інших галогенів

активніші галогени витісняють менш активні з розчинів їх солей

5 . Взаємодія з розчинами лугів

з утворенням солей

• У промисловості: електроліз розплаву або розчину хлориду натрію
• В лабораторії:

виробництво

лікарських

коштів

відбілювання

папери та тканин

виробництво

соляної кислоти

пластмаси

каучуки

отрутохімікати

В медицині

- 5% спиртовий розчин йоду використовується для дезінфекції шкіри навколо ушкодження.

- У рентгенологічних та томографічних дослідженнях застосовуються йодовмісні контрастні препарати

У техніці

- Галогенова лампа - лампа розжарювання, в балон якої додані пари галогенів (брому чи йоду)

- Лазерний термоядерний синтез- йодорганічні сполуки застосовуються для виробництва надпотужних газових лазерів на збуджених атомах

• Що означає назва «Галогени»?
• У чому схожість електронної будови цих елементів?
• Які властивості в окислювально-відновному плані виявляють галогени?
• Який галоген є найбільш хімічно активним?
• Як змінюється активність галогенів вниз групи?

Підручник «Хімія-9»

§ 13, 14 стор. 71 № 1 - 4

Слайд 2

План уроку

1. Галогеноводородні кислоти. 2. Соляна кислота та її властивості. 3. Солі галогеноводородних кислот. Галогеніди. Якісні реакції на галогенід-іони. 4. Природні сполуки галогенів. 5. Рефлексія. 6. Підбиття підсумків. 7. Домашнє завдання.

Слайд 3

Галогеноводні

Н⁺ ª→Г⁻ª Фізичні властивості НГ: HF – рідина HCI, HBr, HI – гази. Токсичні!

Добре розчинні у воді У 1 V води - 517 V HCI 9 18,9984 F Фтор 17 35,453 Cl Хлор 35 79,904 Вч Бром 53 126,904 I Йод 85 At Астат Галогени Загальна формула Н⁺ Г⁺ Г. HCl Соляна кислота

Слайд 4

Визначте ступеня окислення хлору у його сполуках

HClOHClO2HClO3HClO4 хлорнуватиста хлориста хлорнувата хлорна кислота кислота кислота кислота

Слайд 5

Кислоти

Фтороводнева кислота - плавикова кислота Хлороводнева кислота - соляна кислота. Бромоводородна кислота - HF Йодоводородна кислота HCl HBr HI С І Л А К І С Л О Т У В Е Л І Ч І В А Є Т С Я F)) +9 2 8 -1 2 Cl))) +17 8 - 1 8 Br)))) 2 +35 18 8 -1 8 2 I))))) +53 8 -1 18 18 8 ??? У В Е Л І Ч І В А Є Т С Я R і о н а У М І Н Ь Ш А Е Т С Я П Р О Ч Н О С Т Ь С В Я З І

Слайд 6

Одержання хлороводню (HCI) синтез з водню та хлору Промисловий спосіб: NaCl+H2SO4→NaHSO4 +HCl (крист.) (конц.) (крист.) Лабораторний спосіб: H2 + Cl2→2HCl Cl2 H2O HCl HCl н2 H2SO4 NaCl H2O HCl

Слайд 7

Безбарвна рідина, з різким запахом, димить повітря М = ? HCl Лакмус – червоний Властивості 1.Змінює колір індикаторів 2.Ме (до Н2) 3.Основні оксиди 5.Солі (слабших кислот) 4.Підстави Домашнє завдання: Скласти рівняння реакцій, що підтверджують хімічні властивості соляної кислоти

Слайд 8

Галогеноводородні кислоти

Слайд 9

Якісні реакції HCL+ AgNO3→ HNO3 + AgCl↓ HBr+ AgNO3→ HNO3 + AgBr↓ HI+ AgNO3→ HNO3 + AgI↓ HF??? CaF2↓ К А Ч Е С Т В Е Н Н І Е Р Е А К Ц І І

Слайд 10

Природні сполуки галогенів

Флуорит - складова частина апатитів і фосфоритів, а також кріоліту. Зміст у земній корі (%) F-0,027 Cl-0,045 Br-0,00016 I-0,00003 ламінарію Броміди-в морській воді, бурових водах нафтових свердловин. Йодиди – у морській воді, бурових водах нафтових свердловин. NaCl -галіт (кам'яна, кухонна сіль), KCl-сільвін, (Na, K) Cl -сільвініт. NaBr KBr NaI KI CaF2 NaCl KCl

Слайд 11

Солі галогеноводородних кислот

1. 2. 4. 3. 1.Солі йодоводородної кислоти По горизонталі: По вертикалі: 2.Солі соляної кислоти 3. Солі фтороводородної кислоти 4.Солі бромоводневої кислоти Дати назви: BaBr2, CaF2,AlCl3, AgI Визначити розчинність у воді

Переглянути всі слайди