ЧАГЛИНСКАЯ ШКОЛА-АГРОЛИЦЕЙ

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ГАЛОГЕНОВ

(разработка урока химии 8 класса)

Подготовила учитель Степанова М.Р.

Цели и задачи урока:

1. 
   Систематизировать и углубить знания о галогенах на основании их сравнительной характеристики. Сформировать понятие о физических и химических свойствах галогенов.
   
2. 
   Показать зависимость свойств галогенов от положения в ПСХЭ Д.И.Менделеева;
   
3. 
   Закрепить знания учащихся по теме.
   

Тип урока: урок – изучение нового материала с сочетанием фронтального, парного и индивидуального вида работы учащихся.

Оборудование и реактивы: для демонстрации – ампула брома, йод кристаллический, «Белизна», соль йодированная, лекарство «Адонис бром», фотографические снимки, спиртовая йодная настойка, фторсодержащая зубная паста, карта месторождений Казахстана.
ХОД УРОКА:

1. 
   Организационный момент
   
2. 
   Изучение нового материала:
   

1. В начале урока предлагаю учащимся просмотреть выданные всем тесты и определить, на сколько вопросов они могут ответить в данный момент. Это мотивирует учащихся на получение знаний, а также необходимость быть внимательным на уроке.

2. Далее приступаем к построению кластера «Галогены» (в ходе работы рассказываю о годах открытия элементов-галогенов и ученых, которые их открыли, где в повседневной жизни мы встречаемся с галогенами, об их физических свойствах, почему их так назвали, что значит слово «галоген», об их распространении в природе). Рассказ сопровождается демонстрацией имеющихся в лаборатории образцов галогенов и предметов, связанных с ними.

Хлор	1774 г.	“Хлорос” - желто-зеленый, открыл Шееле
Иод	1811 г.	“Иодэс” - фиолетовый, открыл Куртуа. Любимый кот ученого прыгнул на бутылки, содержащие золу морских водорослей в спиртовом растворе и концентрированную серную кислоту. Бутылки разбились, жидкости смешались, с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, который и оказался иодом.
Бром	1826 г.	“Бромос” - зловонный, открыл Балар. Получен при исследовании жидкости из растворенной в воде золы морских водорослей (при пропускании через нее хлора).
Фтор	1866 г.	“Фторос” - разрушающий. Анри Муассан был удостоен Нобелевской премии за открытие фтора. Однако, когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз его был закрыт черной повязкой. В истории фтора немало трагических страниц.

3. Рассматриваем положение галогенов в ПСХЭ Д.И.Менделеева, вычерчиваем схему-таблицу в тетради, где показываем изменение свойств галогенов с возрастанием порядкового номера в ряду от фтора до астата:
F Cl Br I At

+9 +17 +35 +53 +85

)) ))) )))) ))))) ))))))



увеличивается число энергетических уровней

возрастает радиус атомов элементов

уменьшается притяжение между ядром и электронами внешнего уровня

электроотрицательность уменьшается

неметаллические свойства ослабевают

ослабевает окислительная способность

F₂ Cl₂ Br₂ I₂

ковалентная неполярная связь

(температуры плавления и кипения из таблицы)
4. Закрепление изученной темы проводится в виде тестирования. Такой метод позволяет создать ситуацию успеха для каждого ученика.

Заканчивает урок экспресс – опрос.

Верно ли, что…

- все ли галогены были открыты ХIX в ?

-Астат - единственный галоген, не существующий в естественных условиях.

-от строения внешнего электронного слоя зависит химическая активность галогенов.

-для живых организмов особое значение имеет йод.

-в подгруппах активность галогенов возрастает.

- латинское название хлора означает «фиолетовый»

5.Последний этап урока - подведение итогов и рефлексия. Каждому ученику вставляется оценка.

Домашнее задание:§67, у.1-4,с.187

Дополнительный материал

Фтор встречается исключительно в виде солей, рассеянных по различным горным породам. Общее содержание фтора в земной коре составляет 0,02% атомов. Наиболее важным соединением является минерал флюорит или плавиковый шпат СаF₂. Встречается минерал криолит Na ₃Al F₆.

Агрегатное состояние при 20⁰С - газ светло-желтого цвета, плотность 1,11 г/см³. Температура плавления -219,6⁰, температура кипения -188,1⁰С. Содержание в организме 0,0001 %. Входит в состав зубной эмали. Фтор - сильное ядовитое вещество. Был открыт 1771 году. шведским ученым К. Шееле. Выделен в виде фтороводородной кислоты HF, истинный состав которой в 1810 году установил А.Ампер (Франция); в свободном виде фтор получил А. Муассан (1886 г.,Франция). Фтор вызывает воспаление слизистых оболочек и сильные долго незаживающие ожоги кожи. Соединения фтора приводят к сильным отравлениям. Например, при отравлении фтористым натрием наблюдаются следующие признаки: рвота, иногда кровью, понос, сильное возбуждение, порезы мышц, судороги, паралич дыхательного центра.

Оказание первой помощи: промывание желудка, солевое слабительное, известковая вода, и обратится к врачу!

Химическая активность фтора исключительна высока. По образному выражению академика А.Е.Ферсмана, его можно назвать всесъедящим. Щелочные металлы, свинец, железо сгорают в атмосфере фтора при комнатной температуре. На некоторые металлы (Cu, Ni) фтор не действуют, так как на их поверхности образуется защитный слой фторида. Однако при нагревании фтор реагирует со всеми металлами, в том числе золотом и платиной.

Cо многими неметаллами (водород, йод, бром, сера, фосфор, мышьяк, сурьма, углерод, кремний, бор) фтор взаимодействуют на холоду с образованием соответствующих соединений; реакция протекает со взрывом или с образованием пламени.

H₂ + F₂ = 2HF + 129,4 ккал

Si + 2F₂ = SiF₄ + 370 ккал

S + 3F₂ = SF₆ + 288,5 ккал

Непосредственно фтор не реагирует только с кислородом, азотом и углеродом (в виде алмаза).

Очень энергично реагирует со сложными веществами. В его атмосфере горят такие устойчивые вещества, как стекло (в виде ваты) и водяной пар. Фтор не может быть растворим в воде, так как энергично разлагает её.

SiO₂ +2 F₂ = SiF₄ + O₂ + 157 ккал

2H₂ O + 2F₂ = 4 HF + O ₂+ 143 ккал

Фтор является самым сильным окислителем.

Фтор из-за своей высокой электроотрицательности, может быть выделен из соединений только путём электролиза. Впервые он был получен 1886 году путём разложения электрическим током смеси безводного жидкого фтористого водорода с КF. Этот метод применяется в настоящее время для промышленного получения фтора. Расплав состава (KF + 2HF с температурой плавления 70 градусов) подвергают электролизу.

Фтор используют для получения некоторых ценных фторопроизводных углеводородов, обладающих уникальными свойствами, например смазочных веществ, выдерживающих высокую температуру, пластической массы стойкой к химическим реагентам (тефлон), жидкостей для холодильников (фреонов). Входит в состав зубных паст.

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. Хлорид натрия встречается и в твердом виде, образуя мощные пласты так называемой каменной соли. Встречаются другие соединения хлора, например, карналлит KCl MgCl₂ 6Н₂О и сильвинит KCl.

Под давлением 6 атм. хлор превращается в жидкость. Агрегатное состояние: желто-зеленый газ, плотность 1,56 г/см³. Температура плавления -101,3⁰ С, температура кипения -34,1⁰ С. Содержание в организме 0,05-0,1%. Был открыт в 1774 году шведским учёным К.Шееле. Соединения хлора были известны с древних времён. Элементарная природа хлора установлена Г.Деви в 1810году (Англия). Сильное ядовитое вещество. При вдыхании паров вызывает ожог слизистых дыхательных путей, кашель, удушье, боли в груди и в глазах, слезотечение, отёк легких, ослабление сердца.

При приеме внутрь- рвота боли в желудке, мокрота, спазм голосовой щели..

Первая помощь: вдыхание кислорода, вдыхать тёплые водяные пары с нашатырьным спиртом. Полный покой, постельный режим. При попадании в глаз – промывание 2% раствором соды и обратится к врачу.

Свободный хлор проявляет высокую химическую активность, хотя и меньшую чем фтор. Он непосредственно взаимодействует со всеми простыми веществами за исключением кислорода, азота и благородных газов. Такие неметаллы как фосфор, мышьяк, сурьма и кремний при высокой температуре реагируют с хлором с выделением большого количества тепла. Энергично протекает взаимодействие хлора с активными металлами – натрием, калием, магнием.

Сl₂ + 2Na = 2 NaCl

Mg + Cl₂ = MgCl₂

При комнатной температуре без освещения хлор практически не взаимодействует с водородом, но при нагревании или на ярком солнечном свету реакция протекает по цепному механизму со взрывом.

Cl₂ + hv = 2Cl

Cl + H₂ = HCl + H

H + Cl₂ = HCl + Cl

Эта последовательность продолжается дальше,: в рассматриваемом случае число звеньев достигает 100000.

При 20⁰ С в одном объеме воды может раствориться 2,3 объема хлора. Желто-зеленый раствор хлора называется хлорной водой.

Хлор реагирует с водой и на свету образует с ней соляную и хлорноватистую кислоту:

Cl₂ + H ₂O == HCl + HClО

Фосфор, внесенный в хлор загорается, образуя трех- и пятихлористый фосфор:

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃

РС1₃+ Cl ₂ = PCl₅.

Хлор получают электролизом концентрированных водных растворов NaCl. На угольном аноде выделяется хлор, а на катоде -водород, в электролизере накапливается едкий натр.

В лаборатории получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

MnO₂ + 4 HCl = MgCl ₂+ 2 H ₂O + Cl₂

2 K MnO₄ + 10HCl = 2KCl + 2 Mn Cl₂ + 8 H ₂O + 5 Cl₂

Хлор применяют для получения хлористого водорода и соляной кислоты, для отбеливания ткани и бумаги, обеззараживания питьевой воды (1,5 гр. на 1 м/куб воды).

Для производства хлорной извести, хлоропроизводных органических соединений, ядохимикатов, отравляющих веществ.

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. Общее содержание брома в земной коре 3*10-5% атомов.

Физическое состояние при обычных условиях красно-бурая жидкость. Плотность 3.12г/см3. Температура С0 плавления -70,3,, а кипения 570,9,. Содержание в организме 0.001%, растворимость брома при 20С0 составляет 3.5 гр. на 100гр. воды. Хорошо растворяется во многих органических растворителях, сероуглеродах, этиловом спирте, диэтиловом эфире, хлороформе, бензоле. Бром сильно ядовитое вещество, был открыт французским ученым А. Баларом в 1826 году. Выделил в свободном виде из золы морских водорослей. В 1825 году извлечен из минеральных вод В. Левингом (Германия).

Бром ядовитое вещество. При вдыхании паров брома: насморк, кашель, удушье, явление бронхита и бронхопневмонии, слезотечение, канъюктивит. Слизистая рта и языка имеет коричневый цвет. При внутреннем приеме: боли в животе, рвота и понос. Первая помощь: вдыхать водяные пары с небольшой примесью нашатырного спирта. Ингаляции с содовым раствором. При отравлении через рот –промывание желудка 0,5% раствором теосльфата натрия.

Химическая активность брома меньше, чем у хлора, но все же велика. Со многими металлами и неметаллами(например с фосфором) они реагируют в обычных условиях. При этом бром по активности мало уступает хлору. Соединение брома с водородом происходит лишь при нагревании.

Бром может быть получен окисление НBr. В промышленности его обычно получают из бромидов, действуя раствором хлора. В России главным добывают из подземных буровых вод, а также из «раны» (насыщенного раствора) некоторых соленых озер.

Бром находит применение для выработки специальных добавок к моторным топливам и поучения соединений брома. Бромиды калия и натрия используют в медицине, в фотографии.

Растворы бромидов натрия и калия под химическим неправильным названием «бром» применятся как успокаивающее средство при расстройствах нервной системы.

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. Йод также встречается в виде солей йодата КJO₄ и периодата КJO₃, сопутствующих залежам нитрата натрия(селитра) в Чили и Боливии. Содержание йода в земной коре 4*10-6 % атомов. В организме человека0,0001%. Йод при комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым белком. При нагревании под атмосферным давлением он сублимируется(возгоняется), превращаясь в пар фиолетового цвета; при охлаждении пары йода кристаллизируются, минуя жидкое состояние. Этим пользуются на практике для очистки йода от нелетучих примесей. Температура плавления С⁰ 1130,6,.

Температура кипения С⁰185С⁰. Йод был открыт французским ученым Б. Туртуа в 1811 году. Выделил в свободном виде из продуктов выщелачивания морских водорослей. Растворимость йода в воде составляет 0,3гр./л. Йодную воду обычно приготавливают ,добавляя в воду небольшое количество йодида калия.

Химическая активность выражена слабее, чем у других галогенов. Активность йода меньше, чем у хлора, но все же со многими металлами он способен взаимодействовать при обычных условиях, образуя соли (название «галоген» происходит от слов рождать соль)

J₂ +2Na = 2NaJ

Йод с водородом реагирует только при достаточно сильном нагревании, и не полностью, т.к. начинает идти обратная реакция-разложение жидкого водорода:

H₂ + J₂ = 2HJ -12, 7 ккал.

Сравнение химических свойств галогенов показывает, что их относительная активность последовательно уменьшается от фтора к астату .Этот эффект проявляется в способности более легких галогенов в виде простых веществ окислять галогену ионы более тяжелых галогенов,

F₂+CI₂ = 2F+CI₂

CI₂+Br₂ = 2CI+Br₂

Br₂+2J = 2Br+J₂

J₂+2CIO₃ = 2JO₃+CI₂

Йод ядовитое вещество. Симптомы острого отравления: бурое окрашивание языка и слизистой оболочки рта, рвота бурыми и синими массами, понос, головная боль, насморк, кожная сыпь. В тяжелых случаях судороги, коматозное состояние. Помощь при отравлениях: промывание желудка 0,5% раствором тиосульфата натрия. Внутрь 20-30г. Активированного угля в водной взвеси. Промывать, прополоскать, нос, рот, глотку 2% раствором двууглекислого натрия.

В небольших дозах регулирует работу щитовидной железы. При недостатке йода возникает базедова болезнь.

Йод применяют для йодной настойки(5% раствора йода в спирте,) йодид калия используют в медицине, аналитической химии, а йодид серебра – при изготовлении фотоматериалов.

Самый тяжёлый галоген - АСТАТ - в природе практически не встречается. Его получают путём искусственно осуществляемых ядерных реакций. Наиболее долгоживущий изотоп астата 210At . Он имеет период полураспада всего 8,3 часа. Ничтожные количества астата обнаружены в продуктах естественного радиоактивного распада урана и тория.
VII группа главная подгруппа

В ПРИРОДЕ (В СВОБОДНОМ СОСТОЯНИИ)
1. цвет и агрегатное состояние
2. когда открыт элемент
3. кто открыл
4. уравнение реакции получения
5. где встречается в природе

Анри Муассан (1852 – 1907)	В 1886 году французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода, охлажденного до температуры –23°C (в жидкости должно содержаться немного фторида калия, который обеспечивает ее электропроводимость), смог на аноде получить первую порцию нового, газа. В первых опытах для получения фтора Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины и иридия. При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины.
Карл Вильгельм Шееле (1742 – 1786)	В 1774 году шведский ученый К. Шееле открыл хлор, который принял за сложное вещество и назвал "дефлогистированной соляной кислотой". В 1807 году английский химик Гемфри Дэви получил тот же газ. Он пришел к выводу, что получил новый элемент и назвал его "хлорин" (от "хлорос" - желто-зеленый). В 1812 году Гей-Люсеок дал газу название хлор.
Антуан Жером Балар (1802 – 1876)	В 1825 году французский химик А.Ж.Балар при изучении маточных рассолов выделил темно-бурую жидкость, который он назвал - "мурид" (от латинского слова muria, означающего "рассол"). Комиссия Академии, проверив это сообщение, подтвердила открытие Балара и предложила назвать элемент бромом (от "бромос", с греческого "зловонный").
Бернар Куртуа (1777 – 1838 )	В 1811 году французский химик Бернар Куртуа открыл иод путём перегонки маточных растворов от своего азотнокислого кальция с серной кислотой Чтобы другие химики могли изучать новое вещество, Б. Куртуа подарил его (правда, очень небольшое количество) фармацевтической фирме в Дижоне. В 1813 году Ж.-Л.Гей-Люссак подробно изучил этот элемент и дал ему современное название. Название "иод" происходит от греческого слова "иодэс" - "фиолетовый" (по цвету паров).
	В 1869 г Д.И.Мендеелеев предсказал его существование и возможность открытия в будущем (как «эка-иод»). Впервые астат был получен искусственно в 1940 г открыт Д.Корсоном, К.Маккензи и Э.Сегре (Калифорнийский университет в Беркли) . Для синтеза изотопа 211At они облучали висмут альфа-частицами. В 1943-1946 годах изотопы астата были обнаружены в составе природных радиоактивных рядов. Астат является наиболее редким элементом среди всех, обнаруженных в природе. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится всего 70 мг астата.