Проектное обучение на уроке химии по теме "Галогены".

Электронная энциклопедия

Выполнили учащиеся 9 кл. МБОУ Запрудновской СОШ

Учитель Фадеева Л. А.

2013- 2014 год

Галогены

Фтор (от греч. фторос – разрушающий)

• В Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева находится в II периоде VII группе главной (А) подгруппе, №п/п 9, Ar = 19

• F р⁺=9, n⁰=10, е⁻=9

F⁰+ 1e⁻ F⁻¹ - окислитель

Среди неметаллов фтор является самым сильным окислителем и никогда не может выступать в роли восстановителя.

+9

2

7

F₂ - газ, не сжижающийся при обычной температуре, светло-жёлтый, с резким, раздражающим запахом.

Химические свойства:

F₂ + Zn = ZnF₂ (фторид цинка)

F₂ + H₂ = 2HF (фтороводород)

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂

4F₂ + 3H₂O = OF₂ + O₂F₂ + 3H₂

НF – фтороводородная, или плавиковая кислота, относится к разряду средних кислот. Может реагировать:

2HF+ 2Na = 2NaF + H₂

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

NaOH + HF = NaF + H₂O

CaCl₂ + 2HF = 2HCl + CaF₂

Качественной реакцией на плавиковую кислоту и её соли являются реактивы с ионами кальция: Ca⁺² + 2F⁻ = CaF₂

Специфическое свойство – взаимодействие с оксидом кремния, входящим в состав стекла:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ +2H₂O (это свойство используется для протравливания на стекле различных надписей и рисунков).

Фтор в свободном виде впервые получил в 1866 г. французский химик Анри Муассан, который был удостоен за это Нобелевской премии.

Фтор – входит в состав зубной эмали и костей, предотвращает такое заболевание, как кариес зубов. Кроме того, фтор является необходимым элементом в процессах обмена веществ в железах, мышцах и нервных клетках.

Хлор

Хлор (греч. хлорос – желто-зеленый)

В Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева хлор находится в III периоде VII группе главной (А) подгруппе, №п./п. = 17, Ar = 35,5

(р=17, n=18, е=17)

2 8 7

Cl0 + 1е Cl—1 - окислитель

Cl0 – 7е Cl+7 – восстановитель (с.о. +1, +3, +5)

Cl

Химические свойства:

2Na + Cl2 = 2NaCl

Н2 + Сl2 = 2HCl

Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2

Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2

HCl – хлороводородная, или соляная кислота является сильной кислотой и может реагировать:

+ Ме (до Н)

+ МеО

+ Ме(ОН)n

+ р-р соли

HCIO(хлорноватистая кислота)

HCIO2 (хлористая кислота)

HCIO 3 (хлорноватая кислота)

HCIO 4 (хлорная кислота)

Качественная реакция на соляную кислоту её соли: является выпадение белого осадка при взаимодействии с нитратом серебра:

HCl + AgNO3 = HNO3 + AgCl

Впервые хлор был открыт в 1774 г. шведским химиком К. Шелле.

Хлор – один из химических элементов, без которых немыслимо существование живых организмов. Основная форма его поступления в организм – это хлорид натрия. Он стимулирует обмен веществ, рост волос, придаёт бодрость и силу. Больше всего NaCl содержится в плазме крови. Особую роль в пищеварении играет соляная кислота HCl, которая входит в состав желудочного сока. Без 0,2%-ной HCl практически прекращается процесс переваривания пищи.

Бром

Бром (от греч. бромос – зловонный)

В Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева бром находится в IV периоде VII группе главной (А) подгруппе, №п./п.=35, Ar=80

Br ) ) ) ) (р + =35, n 0 =45 е - =35)

2 8 18 7

Br 0 + 1е - Br —1 – окислитель

Br 0 – 7е - Br +7 – восстановитель (ст.ок. +1, +3, +5)

Химические свойства:

Cu + Br 2 = CuBr 2

H2 + Br 2 = 2HBr

Br 2 + 2NaI = 2NaBr + I 2

HBr – бромоводородная кислота является сильной кислотой, может реагировать:

+ Ме (до Н)

+ МеО

+ Ме(ОН) n

+ соль

Качественной реакцией на бромоводородную кислоту и её соли является образование светло-желтого осадка при взаимодействие с раствором нитрата серебра:

HBr + AgNO3 = HNO3 + AgBr

Бром был открыт в 1826 г. французским химиком А.Баларом. соединения этого элемента регулируют процессы возбуждения и торможения центральной нервной системы, поэтому для лечения нервных заболеваний (бессонница, истерия, неврастения и т.д.) врачи прописывают «бром» - бромсодержащие препараты. Соединения брома используют не только в медицине, но и в фотографии.

Йод Йод (от греч. иодэс – фиолетовый) В Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева йод находится в V периоде VII группе главной (А) подгруппе, №п./п.=53, Ar = 127

I ) ) ) ) ) (р + =53, n 0 =74, е - =53)

18

18

2

7

8

I 0 + 1е - I —1 – окислитель

I 0 – 7е - I +7 – восстановитель (с.о. +1, +3, +5 и +7)

Окислительные свойства у йода выражены слабее, чем у брома, но сильнее чем у теллура и астата, и, наоборот, восстановительные свойства выражены сильнее, чем у брома, но слабее чем у теллура и астата.

Химические свойства

2Na + I 2 = 2NaI (иодид натрия)

H 2 + I 2 = 2HI (иодоводород)

HI – иодоводородная кислота, относится к классу

сильных безкислородных кислот, может реагировать:

+ Ме (до Н)

+ МеО

+ Ме(ОН)n

+ р-р соли

I2 – черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском и резким запахом.

HIO (иодноватистая кислота)

HIO 2 (иодистая кислота)

HIO 3 (иодноватая кислота )

HIO 4 (иодная кислота)

Качественной реакцией на иодоводородную кислоту и её соли является выпадение желтого осадка с нитратом серебра: HI + AgNO 3 = HNO 3 + AgI

Б. Куртуа (1811)

В РФ пищевую соль иодируют

Продукты, содержащие иод

Общая характеристика галогенов

Галогены в периодической системе элементов Д.И. Менделеева находятся в VII группе главной подгруппе.

Строение их атомов:

F 0

+9

Cl 0

+17

2

7

8

2

7

+53

I 0

+35

Br 0

8

18

18

7

2

18

7

2

8

F 0 +1e - Г -

F 0 -7е - Г +7(+1, +3,+5) (кроме F)

Физические свойства простых веществ

F 2

1,696 кг/м³

Cl 2

Br 2

3,17кг/м³

3,102 кг/м³

I 2

4.93 кг/м³

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов ослабевает от фтора к йоду. Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. Окислительные свойства галогенов проявляются в своих реакциях с металлами и водородом:

1) Г 2 +Ме Ме +n Г n (соль — галогенид)

Cl 2 +Ca Ca Cl 2 (хлорид кальция)

2)Г 2 +Н 2 2НГ (галогеноводород)

I 2 +H 2 2HI (йодоводород)

3)Г 2 +МеГ(р-р) Г 2 +МеГ(р-р) (кроме F 2 , т. к. вода горит во фторе)

Cl 2 +2KI I 2 +2KCl