Галогены. 9-й класс. Реферат по химии 9 класс галогены

Галогены

Галогены – это элементы VII A группы главной подгруппы. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод и астат, который очень редко встречается в природе.

Все эти элементы являются типичными неметаллами. Галогены, означает «рождающие соли».

Так как это элементы VII A группы, значит на внешнем энэргетическом уровне у них семь электронов. До завершения уровня им не хватает одного электрона, поэтому они берут этот недостающий электрон у атомов металлов, при этом образуется ионное соединение – соль, где степень окисления галогена -1.

Галогены – сильные окислители, самый сильный из них фтор, который может быть только окислителем и проявлять степень окисления -1.

Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательным элементом – фтором, кислородом или азотом. Поэтому для них возможны степени окисления +1, +3, +5, +7. Так, в соединении HClO степень окисления хлора +1, в соединении HBrO2 степень окисления брома +3, в соединении BrF5 степень окисления брома +5, в соединении H5IO6 степень окисления йода +7.

В группе сверху вниз – от фтора к йоду – радиус атома увеличивается, поэтому усиливаются восстановительные и металлические свойства.

Все галогены представляют собой двухатомные молекулы, связь между атомами – ковалентная полярная. Все галогены имеют молекулярную кристаллическую решётку.

Галогены в природе существуют только в виде соединений с другими элементами. Наиболее распространены хлор и фтор, их содержание составляет 0,19% и 0,03% от массы земной коры.

Например, фтор входит в соcтав плавикового шпата, хлор входит в состав каменной соли, бром содержится в морской воде, а йод в подземных буровых водах.

Рассмотрим таблицу, в которой отражены физические свойства галогенов. Фтор является светло-жёлтым газом, хлор – жёлто-зелёный газ, бром – бурая жидкость, а йод – твёрдое вещество чёрно-серого цвета.

Вещество	Агрегатное состояние при н.у.	Цвет	Плотность, г/см3	Температура плавления, 0С	Температура кипения, 0С
Фтор F2	Газ	Светло-жёлтый	0,0017	-220	-188
Хлор Cl2	Газ	Жёлто-зелёный	0,0032	-101	-34
Бром Br2	Жидкость	Буровато-коричневый	3,1	-7	+58
Йод I2	Твёрдое вещество	Чёрно-серый (пары фиолетовые)	4,9	+114	+186

Из таблицы видно, что с ростом молекулярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления галогенов, их плотность. Это связано, прежде всего, с увеличением размеров атомов и молекул, а, следовательно, и силами межмолекулярного взаимодействия. От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски галогенов, а у кристаллов йода появляется металлический блеск.

Галогены – химически активные соединения, их активность уменьшается от фтора к йоду.

Фтор самый активный галоген, который при нагревании реагирует даже с золотом, серебром и платиной. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются. Так, в реакции цинка с фтором образуется фторид цинка. Цинк повышает свою степень окисления с 0 до +2, а фтор, наоборот, понижает степень окисления с 0 до -1. Атом цинка отдаёт по два электрона молекуле фтора. Цинк является восстановителем, а фтор – окислителем.

Остальные галогены реагируют с металлами в основном только при нагревании. Нагретый порошок железа загорается при взаимодействии с хлором. В результате этого взаимодействия образуется хлорид железа три. Железо повышает свою степень окисления с 0 до +3, а хлор понижает свою степень окисления с 0 до -1. При этом каждый атом железа отдаёт по 3 электрона молекуле хлора. Железо окисляется и является восстановителем, а хлор восстанавливается и является окислителем.

Медная проволока также сгорает в парах брома. При этом образуется бромид меди два. Медь повышает свою степень окисления с 0 до +2, а бром понижает свою степень окисления с 0 до -1. Каждый атом меди отдаёт по 2 электрона молекуле брома. Медь – восстановитель, а бром – окислитель.

Йод реагирует с алюминием, катализатором в этой реакции является вода. Алюминий повышает свою степень окисления с 0 до +3, а йод понижает свою степень окисления с 0 до -1. Каждый атом алюминия отдаёт по 3 электрона молекуле йода. Алюминий является восстановителем, а йод – окислителем. В результате этого взаимодействия образуется йодид алюминия.

Галогены также вытесняют друг друга из солей. Так, более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный.

Например, хлор вытесняет бром из раствора его соли, потому что хлор более активный галоген, чем бром. Хлор в данной реакции понижает свою степень окисления с 0 до -1, а бром повышает с -1 до 0. В результате чего, каждый бром отдаёт по 2 электрона молекуле хлора. Образуется новая соль – хлорид натрия и молекулярный бром. Хлор является окислителем, а бром – восстановителем.

Бром вытесняет йод из раствора йодида калия. В этой реакции бром понижает свою степень оксиления с 0 до -1, а йод повышает свою степень окисления с -1 до 0. При этом 2 электрона от йода переходят к молекуле брома. В результате взаимодействия образуется соль – бромид калия и простое вещество – йод. Бром является окислителем, а йод – восстановителем.

Для фтора эта реакция не характерна, потому что он взаимодействует с водой, а эти реакции протекают в растворе.

Галогены реагируют с водородом с образованием галогеноводородов. Например, с фтором водород реагирует со взрывом, с хлором – в присутствии света, а с бромом – при нагревании. В результате взаимодействия водорода с фтором образуется фтороводород, в результате взаимодействия водорода с хлором – хлороводород, в результате взаимодействия водорода с бромом – бромоводород.

Получение галогенов оказалось сложным процессом. Например: фтор в свободном виде получен впервые только в 1886 году французским химиком Муассаном, который был удостоен за это Нобелевской премии. Своё название элемент получил от греческого фторос – «разрушающий».

Хлор открыт шведским химиком Шееле в 1774 году. Элемент получил название за цвет простого вещества (от греческого хлорос – жёлто-зелёный).

Бром открыт в 1826 г. французским химиком Баларом. Элемент назван так за запах простого вещества (от греческого бромос – зловонный).

Йод получен в 1811 г. французским учёным Куртуа, а название он получил за цвет паров простого вещества (от греческого иодэс – фиолетовый).

Таким образом, галогены – это элементы VII A группы, их молекулы двухатомны. Они являются сильными окислителями, самый сильный – фтор. Степень окисления фтора – -1, остальные галогены могут иметь степень окисления и +1, +3, +5, +7. В природе встречаются только в виде соединений. Физические свойства их разнообразны: это газы (фтор и хлор), жидкость – бром и твёрдое вещество – йод. С увеличением молекулярной массы у галогенов увеличиваются температуры кипения и плавления. Они вступают во взаимодействие с металлами, с водородом и растворами солей, при этом более активный галоген вытесняет из соли менее активный.

videouroki.net

"Галогены". 9-й класс

Разделы: Химия, Конкурс «Презентация к уроку»

Презентация к уроку

Загрузить презентацию (8,2 МБ)

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Задачи урока:

Образовательные:

Определить положение галогенов в Периодической системе Д.И.Менделеева.
Познакомить учащихся с особенностями существования галогенов в природе
Сравнить строение атомов галогенов.
Дать характеристику физическим свойствам галогенов.
Дать характеристику химическим свойствам галогенов.
Познакомить с областями применения галогенов, их роли в работе организма человека.

Развивающие:

Продолжить формирование умений учащихся на основании положения элементов в Периодической системе, определять строение атомов.
Продолжить формирование умений учащихся на основании электронного строения атомов предполагать химические свойства элементов и оценивать возможность изменения этих свойств.
Продолжить формирование умений учащихся составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Воспитывающие:

Продолжить формирование у учащихся навыков логического мышления, умений делать выводы, обобщать и сравнивать.

Оборудование:

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева,
Учебник «Химия – 9» И.И Новошинский, Н.С. Новошинская
компьютер,
проектор,
электронная презентация урока Power Point «Галогены» (Презентация)

Тип урока: изучение нового учебного материала.

Ход урока

I. Организационный момент

Тема урока на слайде 1.

II. Вводная часть:

Мы начинаем подробное знакомство с группами химических элементов.

Сегодня речь пойдёт об элементах, расположенных в седьмой группе, главной подгруппе периодической системы (Слайд № 2).

К галогенам относятся: фтор, хлор, бром, иод и астат.

Эти элементы объединены одним названием «Галогены», что в переводе с греческого означает рождающие соли, так как при взаимодействии с металлами они образуют соли.

В природе в свободном виде не встречаются. (Слайды № 3, 4, 5 ,6).

III. Основная часть урока.

1. Положение в Периодической системе. (Слайд № 7).

Галогены находятся в VII группе главной подгруппе.

2. Строение атомов (Начинаем заполнение таблицы вместе с учащимися)

Как определить заряд ядра атома и количество энергетических уровней?

Как определить число электронов на внешнем энергетическом уровне?

Как записать электронную формулу внешнего энергетического уровня атомов галогенов?

Как изменяется сверху вниз радиус атомов?

Как изменяется электроотрицательность данных атомов и вместе с ней окислительные свойства?

Вывод: Итак, неметаллические свойства элементов вниз по группе уменьшаются.

3. Физические свойства галогенов (Слайд № 8).

Заполняем таблицу вместе с учащимися.

С чем связано характерное изменение агрегатного состояния атомов галогенов?

Знакомимся с краткой историей открытия и физическими свойствами галогенов

(Слайды № 9, 10, 11, 12, 13).

4. Строение молекулы галогенов.

Все галогены существуют в виде двухатомных молекул – F2, Cl2, Br2, I2.

Образование молекулы рассматриваем на примере молекулы хлора. (Слайд № 14).

Каков вид связи в молекуле?

Какая кристаллическая решетка характерна для галогенов?

5. Химические свойства галогенов. (Слайд № 15).

Простые вещества галогены – типичные окислители. Сила их как окислителей уменьшается от фтора к астату.

Ионы галогенов – типичные восстановители. (Слайд № 16,17).

Как изменяется устойчивость галогеноводородов с увеличением заряда ядра атома?

Как изменяется сила галогеноводородных кислот?

Рассмотрим на примере хлора зависимость химических свойств от строения атома и возможные степени окисления галогенов с примерами веществ. (Слайды № 18,19).

Знакомимся на примере хлора с конкретными возможностями химических взаимодействий атомов галогенов с различными веществами: (Слайды № 20, 21).

Взаимодействие с металлами
Взаимодействие с неметаллами
Взаимодействие с водой
Взаимодействие с солями других галогенов
Взаимодействие с растворами щелочей.

6. Получение галогенов. (Слайд № 22).

Рассмотрим основные способы получения галогенов на примере хлора.

В одном из уравнений необходимо расставить коэффициенты методом электронного баланса (проверка по слайду).

7. Применение галогенов. (Слайды № 23,24).

Рассказ о применении хлора и иода в промышленности и быту.

IV. Заключение: (Слайд № 25).

Что значит название «Галогены»?

В чём сходство электронного строения этих элементов?

Какие свойства в окислительно-восстановительном плане проявляют галогены?

Какой галоген наиболее химически активен?

Как изменяется активность галогенов вниз по группе?

V. Домашнее задание:

Учебник «Химия-9» И.И Новошинский, Н.С. Новошинская

§ 13, 14 стр. 71 № 1 – 4. (Слайд № 26)

Поделиться страницей:

xn--i1abbnckbmcl9fb.xn--p1ai

Галогены. 9-й класс

Разделы: Химия

Цели урока:

Образовательные:
создать условия для формирования знаний о галогенах, обобщенного умения давать характеристику элементов по их положению в Периодической системе и строению атома;
повторить, обобщить и закрепить, конкретизировать на материале химии галогенов такие важнейшие химические понятия, как химическая связь, кристаллические решетки, окисление и восстановление, скорость химической реакции.
Развивающие:
способствовать дальнейшему развитию логического мышления учащихся – формировать умение сравнивать, обобщать, продолжить развитие навыков самообразования;
подтвердить на примере изучения данной темы причинно-следственные связи: состав – строение – свойства.
Воспитательные:
создать условия для воспитания навыков сотрудничества, умения слушать.

Оборудование и реактивы:

Образцы галогенов – простых веществ: бром и йод.
Изделия с содержанием галогенов: фторсодержащие зубные пасты, бромсодержащие лекарства, йодная настойка, поваренная соль.
Оборудование к опыту – возгонка йода.

К уроку прилагается презентация (Приложение 1)

Этапы урока:

1. Мотивация на изучение материала, целеполагание и планирование деятельности

– Мы продолжаем изучение большой и важной темы «Неметаллы». Сегодняшний урок будет посвящен изучению самых активных неметаллов. Попробуйте определить, о каком химическом элементе идет речь.

(Приложение 1, слайд 1)

Данное вещество впервые было получено шведским химиком К. Шееле в 1774 г.
Во время первой мировой войны это вещество применяли в качестве боевого отравляющего средства. При содержании этого вещества в воздухе количеством 0,9 мл/л смерть наступает в течении пяти минут.
Его слабый запах можно ощущать в водопроводной воде (им обеззараживают воду) и при применении отбеливателя. (Хлор)

(Приложение 1, слайд 2)

В 1811г. Б.Куртуа, сыном известного селитровара, из золы морских водорослей было получено это вещество.
Молекулы этого вещества обладают уникальной способностью проникать в организм даже через неповрежденную кожу. Поэтому спиртовую настойку этого вещества применяют для лечения внутрикожных воспалений.
Каждый пользовался спиртовой настойкой этого вещества как кровоостанавливающим и обеззараживающим средством. (Йод)

(Приложение 1, слайд 3)

Открытие данного вещества произошло в 1826г. Антуаном Баларом, двадцатичетырехлетним лаборантом химии.
Пары этого вещества очень ядовиты.
Его соединения применяют в фотографии в качестве светочувствительного вещества.
Многие соединения обладают успокоительным действием. (Бром)

(Приложение 1, слайд 4)

В свободном состоянии это очень ядовитый газ. Некоторые ученые, когда получали и изучали его свойства, поплатились своим здоровьем.
В 1886 году А. Муассан (Нобелевская премия) впервые получил это вещество в свободном состоянии
Этот химический элемент входит в состав костной ткани и зубной эмали.
Его соединения добавляют в зубную пасту. (Фтор)

(Приложение 1, слайд 5)

Возможность существования этого химического элемента было предсказано Менделеевым, давшим ему имя «экайод».
Элемент оказался неуловимым. В 30-40-е годы 20-го столетия появилось несколько сообщений об открытии этого элемента, но каждый раз открытия оказывались ложными. Поэтому одно название элемента сменялось другим.
То это был «дакин» – от названия древней страны даков, то «алабамий» – по имени штата Алабама в США; то «гельвеций» – в честь старинного имени Швейцарии; то «лептин» – в переводе с греческого – слабый.
Открыт этот элемент только в 1940 г. итальянским физиком Э.-Д. Сегре. Свое название элемент получил позднее, в 1947 г. В переводе с греческого означает «неустойчивый».
Самый долгоживущий изотоп имеет период полураспада всего 8,3 ч. (Астат)

– К какому семейству соединений относятся эти вещества? (Галогены.)

– Тема урока: Галогены.

(Приложение 1, слайд 6)

– В России одно время галогены называли солеродами. Почему такое название дано этим веществам? Как это название соотносится с названием поваренной соли? (Рождают соли при взаимодействии с металлами.) В 1811 г. И.К.Швейгер предложил химикам называть эти элементы галогенами («галос» – соль, «генес» – рождаю). (Приложение 1, слайд 7)– Как вы думаете с чего необходимо начинать изучение любых химических элементов? (Положения в Периодической системе, строения атома, изменения свойств по группам и периодам, физических и химических свойств.)

Цели нашего урока:

дать характеристику семейства галогенов по их положению в Периодической системе и строению атомов;
изучить состав и строение молекул, физические и химические свойства галогенов в свете ОВР.

(Приложение 1, слайд 8)

2. Изучение нового материала

1. Характеристика химического элемента.

1.Положение в периодической системе Д.И.Менделеева. 2. Строение (схема электронного строения). 3. Свойства

Атомный радиус
Окислительно-восстановительная способность
Возможные степени окисления

(Приложение 1, слайд 9)

У доски составить электронные формулы хлора и фтора.

– Что общего в строении всех атомов галогенов? – Чем отличаются атомы галогенов по строению?– Почему возрастает атомный радиус в группе?– Какие возможные степени окисления могут быть у галогенов? – Почему фтор является самым электроотрицательным элементом? (Приложение 1, слайы 10, 11)

HClO – хлорноватистая кислота

H ClO2– хлористая кислота

HClO3– хлорноватая кислота

HClO4– хлорная кислота

2. Галогены – простые вещества (Приложение 1, слайд 13).

– Какова этимология (происхождение) названий галогенов? (В названии использованы свойства веществ).

1. Строение молекулы. Записать формулы галогенов. 2. Вид химической связи. Какой вид химической связи в молекулах галогенов? Составить схему образования химической связи. 3. Тип кристаллической решетки – Зависят ли свойства вещества от типа кристаллической решетки? – Какими свойствами должны обладать вещества с молекулярной кристаллической решеткой?– Для йода характерно такое физическое явление как возгонка, т.е.переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкую фазу. При возгонке в нагреваемой части прибора кристаллическое вещество испаряется, а в охлажденной снова конденсируется.

(Опыт)

4. Физические свойства галогенов (работа с таблицей учебника) (Приложение 1, слайды 14, 15)

– Какую закономерность вы выявили при изменении агрегатного состояния и цвета веществ? – Какова закономерность при изменении температур плавления и кипения?

5. Химические свойства

А) Взаимодействие галогенов с металлами (с хлором, медью, сурьмой).

Демонстрация видеофрагментов (Приложение 1, слайд 16). Записать уравнение реакции, составить окислительно-восстановительный процесс.

Вывод: галогены окислители в реакции с металлами.

Б) Взаимодействие с водородом (Приложение 1, слайд17)

h3 + F2 = 2HF + Q (со взрывом) h3 + Cl2 = 2HCl + Q (на свету) h3 + Br2 = 2HBr + Q h3 + I2 = 2HI – Q

– Что можно сказать о скорости химических реакций? Какой фактор химической реакции оказывает влияние на скорость?

В) Наиболее активные галогены вытесняют из растворов солей менее активные галогены.

(Демонстрация видеофрагментов)

Окислительная способность галогенов снижается в ряду Cl2 – Br2 – I2 Наиболее активные галогены вытесняют из растворов солей менее активные галогены. (Приложение 1, слайд 18)

– Почему для фтора эта реакция нехарактерна?

Фтор взаимодействует с водой, вытесняя из нее кислород.

2F2 + 2h3O = 4HF + O2 (Приложение 1, Слайд 19)

– А йод способен вытеснить другие галогены?

3. Рефлексия

– А теперь вернемся к целям нашего урока? Достигли ли мы их? – А что вы еще хотели бы узнать о галогенах?

4. Домашнее задание & 18 упр.1,7,9.

Индивидуально – подготовить сообщение об истории открытия, биологической роли и областях применения галогенов