Содержание:
Учебно-методическое пособие
Продолжение. См. 21, 22, 23, 24/2003
Знать: план изучения подгруппы элементов и отдельных веществ; физические и химические свойства галогенов; получение фтора, хлора, брома, йода, хлороводорода, соляной кислоты и солей хлоридов; краткие сведения о кислородных соединениях хлора; применение перечисленных веществ; качественные реакции на хлорид- и бромид-ионы; устройство простейших приборов для получения газов и способы собирания газов.
Уметь: давать характеристику подгруппе элементов; записывать уравнения реакций, характеризующих свойства простых веществ галогенов и их соединений; сравнивать строение и свойства галогенов и галогеноводородов; определять хлорид-, бромид-, йодид-ионы; рассматривать химические процессы с точки зрения окисления-восстановления; пользоваться прибором для получения и собирания газов; решать задачи с использованием понятий: массовая (объемная) доля выхода продукта, молярный объем газов, объемные соотношения газов при химических реакциях, относительная плотность газов; на основе изученных теорий и законов устанавливать причинно-следственные связи между строением, свойствами и применением веществ; делать выводы и обобщения.
Основные понятия: галогены, галогеноводороды, ангидриды.
Контрольные вопросы
1. Как расположены элементы-неметаллы в периодической системе химических элементов?
2. Каковы особенности строения атомов неметаллов?
3. Какую роль – окислителя или восстановителя – выполняют элементы-неметаллы в химических реакциях?
4. От чего зависит степень окисления неметалла в соединении?
5. Каковы общие физические свойства неметаллов?
6. Какие связи могут образовывать атомы неметаллов в соединениях?
7. Какие элементы составляют семейство галогенов? Почему они так называются?
8. Каковы особенности строения атомов галогенов?
9. Каков химический характер галогенов, их возможные степени окисления?
10. Назовите природные соединения хлора.
11. Каковы физические свойства хлора?
12. Как получить хлорную воду?
13. Как получают хлор в промышленности и в лаборатории? Приведите соответствующие уравнения реакций.
14. Каковы химические свойства хлора? Приведите уравнения реакций.
15. Что происходит с хлорной водой на свету? Запишите уравнение химической реакции.
16. Почему хлор может вытеснять бром и йод из растворов их солей?
17. Как хлор взаимодействует со щелочами?
18. Каковы формулы высших оксида и гидроксида хлора?
19. Как ведет себя бертолетова соль при нагревании? Запишите уравнение реакции.
20. Как хлор может спасти от отравления?
21. Каково биологическое действие хлора?
22. Какого типа связи образует хлор в своих соединениях? Приведите примеры.
23. Каковы физические свойства хлороводорода?
24. Что получается при растворении хлороводорода в воде?
25. Как можно получить хлороводород? Составьте соответствующие уравнения реакций.
26. Каковы химические свойства соляной кислоты? Напишите уравнения реакций.
27. Как распознать соляную кислоту и ее соли? Приведите уравнения качественных реакций.
28. Где применяются соляная кислота и хлориды?
29. Как правильно растворять хлороводород в воде?
30. Почему фтор является самым активным неметаллом?
31. Назовите важнейшие минералы, содержащие фтор.
32. Каковы физические свойства фтора?
33. Как можно получить фтор? Напишите уравнение реакции.
34. Каковы химические свойства фтора? Напишите уравнения реакций.
35. Как можно получить фтороводород? Каковы его физические свойства?
36. Как называется раствор фтороводорода в воде?
37. Каковы особые химические свойства плавиковой кислоты?
38. Где применяются фтор и его соединения?
39. Где в природе встречаются бром и йод?
40. Как можно получить в чистом виде бром и йод? Напишите уравнения реакций.
41. Каковы химические свойства брома и йода? Есть ли различия? Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.
42. Каковы качественные реакции на ионы брома и йода? Приведите уравнения реакций.
43. Как уберечься от ожогов бромом?
44. Где применяются бром, йод и их соединения?
3.1. Характеристика подгруппы галогенов
План изучения подгруппы элементов: характеристика подгруппы
1. Положение подгруппы в периодической системе химических элементов (далее – ПСХЭ): номер группы – главная или побочная.
2. Состав подгруппы (выписать символы и названия химических элементов).
3. Строение атомов элементов (для каждого элемента записать формулу состава атома, распределение электронов по энергетическим уровням, электронную конфигурацию валентного слоя атома).
4. Сходство в строении атомов элементов подгруппы – внешний энергетический уровень.
5. Отличие в строении атомов элементов – увеличение радиуса с ростом порядкового номера.
6. Возможные степени окисления элементов подгруппы.
7. Важнейшие соединения (высшие оксиды, гидроксиды, у неметаллов – летучие водородные соединения).
8. Химические свойства оксидов и гидроксидов (кислотные или основные).
9. Сравнение активности элементов в подгруппе.
Характеристика галогенов по положению
в периодической системе химических элементов и строению атомов.
(Алгоритм 25.)
Задача. Охарактеризуйте положение галогенов в периодической системе Д.И.Менделеева.
3.2. Характеристика веществ
План изучения веществ
1. Химическая формула.
2. Строение (вид химической связи, тип кристаллической решетки, электронная и структурная формулы).
3. Физические свойства.
4. Нахождение в природе.
5. Химические свойства.
6. Получение (в лаборатории, в промышленности).
7. Применение.
3.3. Некоторые соединения галогенов и их свойства
– хлорноватистая кислота, очень слабая, неустойчивая, существует в разбавленных растворах, разлагается при хранении и на свету:
( * )Реакция идет под действием водоотнимающих средств, например CaCl2.
Соли хлорноватистой кислоты – гипохлориты:
КСlO – гипохлорит калия.
Получение гипохлорита калия:
Кислота HClO – окислитель:
· – хлористая кислота, неустойчивая, средней силы, ее соли – хлориты:
И хлористая кислота, и хлориты – окислители:
· – хлорноватая кислота, сильная, по свойствам близка к азотной кислоте, ее соли – хлораты – получают реакцией хлора с горячим раствором KOH:
КСlO3 разлагается при сильном нагревании в присутствии катализатора (MnO2):
При осторожном нагреве без катализатора распад происходит иначе:
· – хлорная кислота, сильная, ее соли – перхлораты.
Усиление устойчивости и силы кислот наблюдается при увеличении числа атомов кислорода в молекуле кислоты:
Усиление окислительных свойств происходит в обратном направлении: в приведенном ряду – справа налево.
Задания для самоконтроля
1. Расставьте коэффициенты в приведенных схемах окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
а) Cl2 + Вr2 + Н2О НВrO3 + НСl;
б) Сl2 + Н2S +Н2O Н2SO4 + НСl;
в) КСlO4 + Аl + H2SO4 Al2(SO4)3 + KCl + Н2О;
г) КСlO3 + МnCl2 + КОН МnО2 + КСl + Н2О;
д) СrCl3 + NaClO + NaОН Na2СrО4 + NaCl + Н2О.
2. С какими из перечисленных ниже веществ реагирует соляная кислота: хлорид кальция, медь, сульфат натрия, сульфат бария, гидроксид калия, оксид магния, алюминий, нитрат серебра, карбонат кальция? Запишите уравнения возможных реакций. Расставьте коэффициенты (для окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса).
3. Напишите уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений:
3.4. Расчетные задачи по теме «Галогены»
Относительная плотность газов:
Объемные отношения газов при химической реакции:
V1/V2= 1/2.
= mпр/mтеор = Vпр/Vтеор = пр/теор.
Определение массы и плотности газа.
(Алгоритм 26.)
Задача. Плотность газообразного вещества галогена по водороду равна 35,5. Найти массу 1 л этого газа при нормальных условиях и плотность его по воздуху. О каком галогене идет речь?
Использование объемных отношений газов.
(Алгоритм 27.)
Задача. Взорвали смесь хлора и водорода объемом 100 л. В результате получили 90 л хлороводорода и осталось 10 л газа, неспособного гореть. Определите исходные объемы хлора и водорода.
Определение выхода продукта.
(Алгоритм 28.)
Задача. В закрытом сосуде взорвали эквимолярную смесь водорода и хлора объемом 22,4 л (н. у.). Полученный продукт пропустили через раствор гидроксида натрия, в результате получили 50 г хлорида натрия. Вычислите выход продукта.
Определение состава смеси.
(Алгоритм 29.)
Задача. Определите массу 1 л газовой смеси, состоящей из оксида углерода(IV) и хлора, объемное соотношение которых 2:3. Каковы объемные доли каждого газа в смеси?
Задания для самоконтроля
1. Определите объем (н. у.), который займет хлор:
а) массой 14,2 г;
б) количеством вещества 2 моль;
в) числом молекул, равным 3,01•10 23 .
Ответ. а) 4,48 л; б) 44,8 л; в) 11,2 л.
2. Определите молярную массу галогена и сам галоген, если 1 л (н. у.) его имеет массу 1,696 г.
3. Найдите массу смеси, состоящей из 5,6 л хлора и 33,6 л хлороводорода. Каково содержание веществ в этой смеси в процентах по объему?
Ответ. 72,5 г,(Cl2) = 14,3%, (НCl) = 85,7%.
4. Определите максимальный объем хлороводорода, который может образоваться при реакции 3,01•10 23 молекул водорода и 35,5 г хлора.
Ответ. 22,4 л (н. у.).
5. Сколько миллилитров раствора соляной кислоты с концентрацией 2 моль/л окислилось оксидом марганца(IV), если известно, что выделенный при этом хлор может вытеснить из раствора йодида калия 25,4 г йода.
6. Какую массу оксида марганца(IV) и какой объем раствора соляной кислоты с плотностью
1,18 г/мл и массовой долей НСl 36% надо взять для получения хлора, который может вытеснить из раствора йодида калия 30,48 г молекулярного йода. Считать выход продуктов на каждой из стадий процесса равным 80% от теоретически возможного.
Ответ. 64,4 мл соляной кислоты и 16,3 г MnO2.
7. 800 г хлорида натрия обработали концентрированной серной кислотой и выделившийся газ пропустили через воду. Определите выход в реакции, если получен 1 л 20%-го раствора соляной кислоты с плотностью 1,1 кг/дм 3 .
8. При действии на 261 г смеси хлоридов натрия и калия избытка концентрированной серной кислоты получено 89,6 л хлороводорода. Определите состав смеси в процентах по массе.
Ответ. (NaCl) = 51,6%, (KCl) = 48,4%.
Ответы на задания для самоконтроля
3.3. Некоторые соединения галогенов и их свойства
2. Из заданных веществ соляная кислота реагирует со следующими:
HCl + KOH = KCl + H2O;
2HCl + MgO = MgCl2 + H2O;
HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3;
2HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2O + CO2.
3. Уравнения реакций для цепочек химических превращений:
Пособие-репетитор по химии
Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3/2009
10-й класс (первый год обучения)
Галогены и их важнейшие соединения
1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.
2. Происхождение названий.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства (на примере хлора).
5. Нахождение в природе.
6. Основные методы получения (на примере хлора).
7. Хлороводород и хлориды.
8. Kислородсодержащие кислоты хлора и их соли.
Галогены («солероды») расположены в VIIа подгруппе периодической системы. K ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены относятся к р-элементам, имеют конфигурацию внешнего энергетического уровня ns 2 p 5 . Поскольку на внешнем уровне атомов галогенов находится 1 неспаренный р-электрон, характерная валентность равна I. Kроме фтора, у атомов всех галогенов в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, поэтому возможны валентности III, V и VII.
Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 0 (валентность I),
Cl*: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 1 (валентность III),
Cl**: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 2 (валентность V),
Cl***: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3 (валентность VII).
Галогены являются типичными неметаллами, проявляют окислительные свойства. Степень окисления галогенов в соединениях с металлами и водородом –1; во всех кислородсодержащих соединениях галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления +1, +3, +5, +7, например:
Вниз по подгруппе изменяется агрегатное состояние галогенов, уменьшается растворимость в воде, увеличивается радиус атома, уменьшаются электроотрицательность, неметаллические свойства и окислительная способность (фтор – самый сильный окислитель). Для соединений галогенов: от Cl – к I – увеличивается восстановительная способность галогенид-ионов. В ряду бескислородных и кислородсодержащих кислот происходит усиление кислотных свойств:
Название фтора произошло от греческого слова – разрушающий, поскольку плавиковая кислота, из которой пытались получить фтор, разъедает стекло. Хлор получил свое название благодаря окраске от греческого слова – желто-зеленый – цвет увядающей листвы. Бром назван по запаху жидкого брома от греческого слова – зловонный. Название йода произошло от греческого слова – фиолетовый – по цвету парообразного йода. Радиоактивный астат назван от греческого слова – неустойчивый.
По ф и з и ч е с к и м с в о й с т в а м фтор – трудносжижаемый газ светло-зеленого цвета, хлор – легко сжижающийся газ желто-зеленого цвета, бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета, йод – твердое кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском, легко подвергается возгонке (сублимации). Все галогены, кроме йода, обладают резким удушливым запахом, токсичны.
Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
Все галогены проявляют высокую химическую активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Химические свойства галогенов рассмотрим на примере хлора:
(F2 – со взрывом; Br2, I2 – на свету и при повышенной температуре.)
2Fe + 3Cl2 2FeCl3.
N2 + Cl2 реакция не идет.
Урок "Галогены, хлор и его соединения", 9-й класс
Разделы: Химия
УВЦ:
Тип урока: урок актуализации и совершенствования знаний и умений.
ФОПД: групповая, работа в парах, индивидуальная.
Методы: частично- поисковый, экспериментально-исследовательский.
Основные вопросы темы урока:
Основные понятия: галогены, общая формула строения внешнего энергетического уровня, окислительно-восстановительные свойства, степень окисления, сравнительная химическая активность галогенов, качественная реакция и др.
Приемы: постановка межпредметных вопросов, выполнение комплексных заданий, составление схем, обращение к жизненному опыту учащихся, применение умений и навыков при выполнении упражнений и проведении эксперимента.
Средства обучения:
- Периодическая система элементов Д.И. Менделеева
- инструкция по выполнению химического эксперимента
- учебное электронное издание “Химия (8-11 класс). Виртуальная лаборатория”: 2004, МарГТУ
- электронное пособие “Химия. Полный иллюстрированный курс. Серия “Проверь себя”: 2002 “Руссобит-М”
- магнитные пособия “Характеристика химического элемента”
- коллекция простых веществ и минеральных соединений галогенов
- Степин Б.Д., Аликберова Л.Ю. Книга для домашнего чтения. - М.:Химия, 1994 г., с.182, с.185, с.322, с.336
- Беляев А.Р. Голова профессора Доуэля.
Оборудование и реактивы: пробирки, штативы; хлорная вода, раствор соляной кислоты, растворы солей NaCl, AgNO3, KF, KBr.
I.Организационно-мотивационный этап.
Отрывок из произведения А.Р. Беляева “Голова профессора Доуэля”.
“Первый раз в жизни Артур Доуэль почувствовал, что не в состоянии овладеть чужой волей. Связанный, беспомощный, лежащий на полу человек издевался над ним. За дверью раздалось какое-то шипение. Доуэль продолжал петь все громче, но вдруг поперхнулся. Что-то раздражало его горло. Доуэль потянул носом и почувствовал запах. В горле и носоглотке неприятно щекотало, вскоре к этому присоединилась режущая боль в глазах. Запах усиливался.
Доуэль похолодел. Он понял, что Равино отравил его хлором. Настал его смертный час. Затем свет погас, и Доуэль словно провалился … Очнулся он от свежего ветра, который трепал его волосы”.
II. Операционно-исполнительский этап.
Составление визитной карточки для представления хлора (обратить внимание на план урока и применение магнитного пособия)
Визитная карточка.
Моделирование визитной карточки и молекулы хлора (совместное обсуждение с классом, отдельные учащиеся отвечают у доски, используя магнитные пособия).
Выступления учащихся с сообщениями об открытии и физических свойствах хлора.
Проблема “Что вы будете делать, если оказались в помещении, где происходит утечка хлора, и у вас нет средств индивидуальной защиты?”
Этап работы на компьютерах.
Инструктивная карточка работы на компьютере:
- Запуск программы электронного пособия “Химия. Полный иллюстрированный курс. Серия “Проверь себя”.
- Выбрать раздел “Химия элементов”, глава “Хлор”, параграф “Получение хлора” и “Методы получения хлора” (учащиеся знакомятся с текстом).
- Написать уравнения реакций получения хлора: а) в лаборатории, б) в промышленности (по-возможности рассмотрите их как ОВР).
Вопросы и задания:
- Чем является хлор в химических реакциях?
- Сравните окислительную активность хлора с соседними галогенами.
- Предположите наиболее характерные химические реакции с участием хлора.
- Какие схемы реакций не были вами предложены? С чем еще будет реагировать хлор?
- Составить уравнения реакций в молекулярном виде (для учащихся на “3”) и ОВР (для учащихся на “4-5”). Проверка правильности составления уравнений реакций – ответы учащихся у доски и корректировка записей уравнений реакций, уточнения правильности составления формул веществ по параграфу электронного издания “Химические свойства хлора”.
Проблема: в каком виде встречаются галогены (в т.ч. хлор) в природе? Почему?
Одно из важнейших соединений хлора – хлороводород; написать уравнение реакции получения (Cl2 + H2 = 2 HCl). Это промышленный способ получения, как хлороводород получают в лаборатории?
Следующий этап работы на компьютерах.
- Составить уравнения реакций и расставить коэффициенты.
- Корректировка записи уравнений реакций в тексте в параграфе “Химические свойства хлора”.
Вопросы:
- С чем будет реагировать р-р HCl (соляной кислоты)?
- Какая из реакций является качественной и служит для обнаружения хлорид-ионов? Укажите необходимый реактив.
- Закрываем программу “Химия. Полный иллюстрированный курс. Серия “Проверь себя”.
III. Рефлексивно-оценочный этап.
Экспериментальный этап урока.
1. Техника безопасности при проведении лабораторной работы.
2. Инструкция по выполнению лабораторной работы.
Опыт 1. Обнаружение хлороводородной кислоты и ее солей.
В первую пробирку прилить 1-2 мл соляной кислоты, во вторую 1-2 мл – раствора хлорида натрия. Затем в обе пробирки добавить несколько капель раствора нитрата серебра (I). Описать внешний вид осадка. Составить уравнения реакций.
Опыт 2. Сравнительная химическая активность галогенов.
Налить в одну пробирку немного раствора фторида калия, а в другую бромида калия. В каждую пробирку добавить хлорной воды. Какие изменения произошли? Сделать выводы, составить уравнение реакции.
Эвристическая беседа по вопросам:
- В каком виде и где содержится хлор в организме человека?
- Какое действие оказывает соляная кислота в желудке?
- Назвать области применения хлора и его соединений.
- В каком состоянии и где распространен хлор и другие галогены в природе?
Этап работы па компьютерах.
- Выбрать “Химия элементов”, далее “Хлор”.
- Подведение итогов теста ссылка “Статистика”.
- Закрыть программу “Химия. Полный иллюстрированный курс. Серия “Проверь себя”.
Самостоятельная работа учащихся по индивидуальным заданиям.
I вариант(для учащихся на оценку “3”).
a) Na + Cl2 NaCl? c) P + Cl2 PCl3?
b) Cl 2 + H2 HCl ? d) Cl2 + KBr KCl + Br2 ?
II вариант (для учащихся на оценку “4”).
1.Определить степени окисления хлора в соединениях, назвать эти вещества:
2. Закончить уравнения реакций и определить, в каких из них хлор проявляет окислительные, а в каких– восстановительные свойства:
III вариант (для учащихся на оценку “5”).
1. Ранее хлор получали в промышленности по реакции:
Указать условия, при которых достигается максимальный выход хлора (смещение равновесия вправо).
2.Написать уравнения реакций, позволяющие осуществить превращения:
NaCl Cl2 KClO3 KCl HCl AgCl.
Подведение итогов деятельности.
Завершив изучение VII A группы элементов, на следующем уроке перейти к изучению их соседей – элементов VI A группы, т.к. они находятся рядом в Периодической системе, следовательно, можно предположить, что химические свойства элементов этих групп будут иметь много общего.
- Подведение итогов урока, выставление оценок учащимся за активную работу.
- Комментарии по предстоящему домашнему заданию.
Пособие по хлору
Цель: повторить и обобщить сведения о свойствах, способах получения и применении галогенов, о свойствах галогеноводородов и кислородсодержащих соединений галогенов.
Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева (приведена в электронном учебном пособии).
Реактивы: кристаллический перманганат калия, концентрированная соляная кислота, раствор тиосульфата натрия, кристаллический йод, алюминиевая пыль, металлическая сурьма, газообразный хлор, хлорная вода, раствор бромида калия, раствор йодида калия, раствор нитрата серебра, раствор хлорида натрия, раствор бромида натрия, раствор йодида калия.
Посуда и приборы: колба Вюрца, капельная воронка, пробка, газоотводная трубка, цилиндр или колба с пробкой, штатив с лапкой, спиртовка, вата, керамическая плитка, фарфоровая ступка с пестиком, шпатель, фарфоровая чашка, пипетка, стеклянные палочки, стеклянный колокол, стаканы на 100 мл (6 шт).
Содержание урока соответствует части III.3 электронного учебного пособия.
Знакомство с химией галогенов необходимо начать с истории открытия этих элементов, познакомить учащихся с историей открытия хлора, брома и йода, подробнее рассмотреть открытие фтора, это очень опасный элемент и его первооткрыватели рисковали жизнью, но они об этом только догадывались. Английские химики Томас и Георг Нокс пытались получить фтор из фторидов серебра и свинца, Георг стал инвалидом, а Томас погиб. Та же участь постигла еще многих ученых. Такие знаменитые ученые как Деви, Гей-Люссак, Тенар потеряли здоровье, но не получили положительных результатов. 23 июня 1886 г . французский химик Анри Муассан подверг электролизу безводный фтороводород при температуре -23 °С и получил на аноде новое, чрезвычайно реакционноспособное газообразное вещество. Это и был фтор. За свое открытие Муассан был удостоен Нобелевской премии. Рассказать о происхождении названий элементов.
Охарактеризовать положение галогенов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, показать, что на внешнем энергетическом уровне атомы галогенов имеют 7 электронов, их электронная конфигурация ns 2 np 5 . Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с металлами и водородом. Атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять положительные степени окисления: +1; +3; +5; +7 (объяснить проявление нечетных степеней окисления). Фтор, как самый электроотрицательный элемент, в своих соединениях проявляет степень окисления только -1. В пределах каждого периода галогены являются наиболее электроотрицательными элементами, обладающими наибольшим сродством к кислороду. С увеличением порядкового номера галогена увеличивается число энергетических уровней в атоме, увеличивается радиус атома, уменьшается относительная электроотрицательность, окислительные свойства в группе ослабевают, и, следовательно, ослабевают неметаллические свойства.
Затем перейти к распространенности галогенов в земной коре. Обратить внимание на различное содержание элементов: довольно большое количество фтора и хлора (0,06; 0,02 (масс.) %) и низкое – брома и йода (2·10 -4 и 4·10 -5 (масс.) %). Отметить, что галогены – реакционноспособные вещества, встречаются исключительно в виде соединений.
Подробно познакомить учащихся с физическими свойствами галогенов и объяснить закономерности их изменения.
При изучении химических свойств галогенов обратить внимание на условия проведения реакций, рассмотреть взаимодействие с ксеноном (окислительные свойства фтора); взаимодействие с металлами, с водородом и другими неметаллами, с водой, со щелочами, сероводородом. Сделать вывод, что химическая активность при переходе от фтора к йоду уменьшается. Обратить внимание на способность галогенов вытеснять друг друга из растворов солей. Каждый вышестоящий в Периодической системе галоген является более сильным окислителем, чем последующий. Поэтому хлор может вытеснить бром и йод, но не фтор, йод не вытесняет ни одного галогена. Для иллюстрации химических свойств галогенов выполнить демонстрационных эксперимент: взаимодействие йода с алюминием; горение сурьмы в хлоре; взаимодействие хлора с бромидами и йодидами.
Взаимодействие йода с алюминием. Кристаллический йод и алюминиевую пыль смешать в абсолютно сухой фарфоровой чашке. Полученную смесь высыпать на керамическую плитку и стеклянной палочкой сделать небольшое углубление, внести в углубление длинной пипеткой несколько капель воды и быстро закрыть смесь стеклянным колоколом. Через несколько секунд начинается реакция взаимодействия алюминия и йода с образованием йодида алюминия:
Взаимодействие сопровождается воспламенением смеси с выделением паров йода.
Горение сурьмы в хлоре. Предварительно получить хлор и собрать его в колбу или цилиндр с пробкой, на дно которой помещен слой песка. Непосредственно перед опытом растереть сурьму в ступке (если сурьму приготовить заранее, опыт не получится). Открыть осторожно колбу (в вытяжном шкафу!) и небольшими порциями высыпать сурьму. Наблюдать горение сурьмы в хлоре с образованием хлоридов сурьмы:
Реакция очень эффектная: сурьма в хлоре вспыхивает, и колба наполняется белым дымом.
Взаимодействие хлора с бромидами и йодидами. Для проведения опыта необходима свежеприготовленная хлорная вода. В стаканы налить растворы бромида натрия и йодида калия, затем по каплям в стаканы прибавить хлорную воду. В стакане с раствором бромида натрия раствор окрашивается в оранжевый цвет, за счет выделившегося брома:
В стакане с раствором йодида калия раствор окрашивается в бурый цвет, за счет выделившегося йода:
Опыт демонстрирует способность галогенов вытеснять друг друга из растворов солей.
Рассмотреть получение галогенов в лаборатории и промышленности. Продемонстрировать получение хлора в лаборатории на примере взаимодействия перманганата калия с концентрированной соляной кислотой.
Опыт провести следующим образом. В колбу Вюрца, снабженную пробкой, капельной воронкой и стеклянной газоотводной пробкой насыпать немного перманганата калия, а в капельную воронку налить концентрированную соляную кислоту. Вводить кислоту по каплям в колбу, при этом наблюдается образование хлора:
Хлор собрать в цилиндр с пробкой.
Затем перейти к знакомству с галогеноводородами и галогеноводородными кислотами. Рассмотреть строение молекулы галогеноводородов, отметить их токсичность и высокую растворимость в воде. Показать, что при растворении в воде образуются галогеноводородные кислоты. Сила кислот различна. Фтороводородная кислота относится к числу слабых, остальные галогеноводородные кислоты – сильные. Сила кислот в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастает, что объясняется уменьшением в этом же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI – самая сильная кислота. Водным растворам галогеноводородов присущи все свойства сильных кислот, они реагируют с металлами, оксидами металлов, основаниями. Проявляют только восстановительные свойства, причем восстановительная активность в ряду Cl - – Br - – I - повышается. Обратить внимание на специфическую способность фтороводородной кислоты разрушать стекло и силикаты. Продемонстрировать качественную реакцию на ионы галогенов: взаимодействие растворимых галогенидов с раствором нитрата серебра. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr – желтовато-белого, AgI – желтого цвета. Осадки не растворимы в воде и азотной кислоте.
Опыт провести следующим образом. В стаканы налить растворы хлорида натрия, бромида натрия и йодида калия. При перемешивании в каждый стакан добавить раствор нитрата серебра до выпадения творожистых осадков. Наблюдается образование белого хлорида серебра:
желтовато-белого бромида серебра:
желтого йодида серебра:
Обратить внимания на цвет и структуру осадка.
Рассмотреть способы получения галогеноводородов.
Познакомить учащихся с кислородсодержащими соединениями галогенов: оксидами и кислотами. Вспомнить, что галогены не реагируют с кислородом, поэтому все их кислородсодержащие соединения получены косвенным путем. Привести формулы оксидов, рассмотреть их физические свойства и способы получения. Рассмотреть кислородсодержащие кислоты галогенов. Отметить, что хлорноватистая кислота и её бромный и йодный аналоги – очень слабые кислоты, известны только в разбавленных растворах, причем их сила уменьшается при переходе от HClO к HIO. Это объясняется тем, что хлор обладает большей электроотрицательностью и сильнее своих аналогов притягивает электронную пару, связывающую его с кислородом. Это, в свою очередь, приводит к смещению электронной пары, связывающей водород с кислородом, к кислороду и увеличению способности водорода к отщеплению. Сила кислородсодержащих кислот возрастает с ростом степени окисления центрального атома, например, в ряду HClO – HClO2 – HClO3– HClO4 сила кислот увеличивается.
В заключение рассмотреть применение галогенов и их важнейших соединений, обусловленное их свойствами.
После изучения материала предложить учащимся самостоятельно познакомиться с примерами решения задач и выполнить задания для самостоятельного решения (приведены в электронном учебном пособии).