Презентация к уроку химии в 8 классе по теме "Общая характеристика галогенов. Галогены - простые вещества".

Тема урока:

Общая характеристика галогенов.

Галогены - простые вещества

Галогены- элементы

Строение внешнего

Хим.

Нахожде-ние в природе

% в земной коре

Окислитель-ная

эн. уровня

элемент

способность

{b/ {bv{{%

F

Cl

19

9

35,5

Br

2S 2 2P 5

17

I

80

CaF 2

3S 2 3P 5

127

35

NaCl, KCl,

0,027

53

4S 2 4P 5

УМЕНЬШАЕТСЯ

0.045

KCl∙NaCl,

NaBr, KBr

5S 2 5P 5

KCl∙MgCl 2 ∙6H 2 O

0,00016

NaI, KI

0,00003

Заряд ядра

Ar (Э)

Галогены - вещества

Цвет

F 2

Ти

Cl 2

Неполярная ковалентная химическая связь

Br 2

∙∙ ∙∙

: F: F:

-188, 13

∙∙ ∙∙

I 2

∙∙ ∙∙

Газ с резким раздражаю-щим запахом

: Сl: Cl:

-34,1

∙∙ ∙∙

: Br:Br:

58

Светло-желтый

Газ с резким удушливым запахом

∙∙ ∙∙

∙∙ ∙∙

Желто-зеленый

∙∙ ∙∙

Жидкость с резким зловонным запахом

: I: I:

184,885

Красно-бурый

∙∙ ∙∙

Твердое с резким запахом

Темно-фиолет-овый

Темпера-

Агрегатное

тура кипения

состояние

Хим. формула

Тип хим.

Электрон-

связи

формула

Фтор F

Хлор Cl

Иод I

Бром Br

Химические свойства

Галогены- самые сильные окислители в своих периодах

• Взаимодействие с металлами:

а) F 2 реагирует с металлами при обычных условиях:

Zn 0 + F 2 0 → Zn +2 F 2 -1

б) остальные галогены реагируют при нагревании:

2Sb 0 + 3Cl 2 0 → 2Sb +3 Cl 3 -1

2Sb 0 + 5Cl 2 0 → 2Sb +5 Cl 5 -1

2Fe 0 + 3Cl 2 0 → 2Fe +3 Cl 3 -1

Cu 0 + Br 2 0 → Cu +2 Br 2 -1

2Al 0 + 3I 2 0 → 2Al +3 I 3 -1 (катализатор – Н 2 О)

2) Вытеснение галогенов из растворов их солей:

2Na Br - + Cl 2 0 → 2NaCl - + Br 2 0

2K I - + Cl 2 0 → 2KCl - + I 2 0

Химические свойства

3) Горение воды во фторе

2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2

4) Взаимодействие с водородом

H 2 + Г 2 → 2НГ

Фтор реагирует без нагревания, хлор –на свету, бром – при нагревании, иод – при более сильном нагревании.

Демонстрация опытов

№ 130,131,128, 132,135

Решение задачи на избыток и недостаток

Решить упр.8

Домашнее задание §17,

упр. 1-4, 7

Тема урока:

Соединения галогенов.

Получение и применение галогенов

Цели урока

Рассмотреть свойства и применение важнейших соединений галогенов . Изучить качественные реакции на галогенид-ионы. Рассмотреть природные соединения галогенов и способы получения галогенов в промышленности

Проверка домашнего задания

1.Чем отличаются свойства галогенов от свойств ЩМ?

2. С какими простыми веществами взаимодействуют галогены?

3. Как реагирует фтор с водой? Назовите окислитель и восстановитель?

4. Назовите условия образования галогеноводородов

5. Что показывает относительная плотность какого-либо газа по водороду

по кислороду, по воздуху?

6. Сформулируйте закон Авогадро

Важнейшие соединения галогенов

1.Все галогеноводороды – бесцветные газы, с резким запахом, токсичны. Хорошо растворяются в воде, дымят на воздухе. Водные растворы галогеноводородов – кислоты:

HF – фтороводородная , или плавиковая ;

HCl – хлороводородная, или соляная;

HBr - бромоводородная;

HI – иодоводородная.

Вывод : самая сильная кислота - ?

Самая слабая кислота - ?

Ответ аргументируйте

Степень диссоциации

Увеличивается

Хлороводород и соляная кислота

Получение

1). В лаборатории:

2 NaCl (крист.) + H 2 SO 4(конц.) → 2HCl↑ + Na 2 SO 4(крист.)

2). В промышленности:

H 2 + Cl 2 → 2HCl

Соляная кислота – Бесцветная жидкость, дымит на воздухе, несколько тяжелее воды. Типичная кислота

Свойства соляной кислоты:

HCl + M → ?

HCl + оксиды металлов → ?

HCl + основания→ ?

HCl + соли → ?

Охарактеризовать реакции в свете теории электролитической диссоциации

Применение соляной кислоты

при

По

Получение

При паянии

солей

При паянии

Производство пластмасс и синтетических материалов

о

Очистка поверхности металлов

Приготовление лекарств

Производство

красок

Распознавание хлоридов, бромидов, иодидов

• NaCl + AgNO 3 → NaNO 3 + AgCl↓

(белый осадок)

2. NaBr + AgNO 3 → NaNO 3 + AgBr↓

(Светло-желтый осадок)

3. NaI + AgNO 3 → NaNO 3 + AgI↓

(желтый осадок)

Домашнее задание

§18, упр.2-4, 19, упр. 1,2