«Фтор, Бром, Йод. Фізичні і хімічні властивості простих речовин»

 

 

 

 

 

 

 

План-конспект уроку

з теми:

 «Фтор, Бром, Йод. Фізичні і хімічні властивості простих речовин»

 

 

 

 

 

 

 

Підготувала вчитель:

Свірщевська Анна Іванівна

 

 

 

 

 

 

Тема: “ Фтор, Бром, Йод. Фізичні і хімічні властивості простих речовин”

Мета: навчити учнів порівнювати і чітко розпізнавати фізичні і хімічні властивості галогенів; розвивати логічне мислення, вміння і навички працювати з додатковою літературою, систематизувати та узагальнювати матеріал, вибирати головне, виховувати почуття відповідальності за долю рідної землі, за майбутнє планети, почуття патріотизму, прагнення до гармонії, людяності, доброти, дбайливе ставлення до природи, особисту відповідальність за охорону навколишнього середовища.

Тип: вивчення нового матеріалу

Форма: лекція з фрагментами диспуту.

Обладнання: плакати, малюнки, ТЗН – фото, таблиця «Порівняння температур плавлення і кипіння

Основні поняття: галогени, галоїди, групи, добування, властивості.

Додаткова література: . Толстоухов А.В., Хилько М.І. Екобезпечний розвиток: пошуки стратегем. – К.: „Знання України” – 2001 – 333 с.  Барановський В.А. Екологічні проблеми природних вод. / / Хімічний вісник. – 2002 – №3-4;  Барановський В.А. Екологічні проблеми атмосферного повітря.

 

 

Структура уроку

І.   Організаційний момент………………..……………………………...…1 хв

ІІ.  Мотивація навчально-пізнавальної діяльності……..……………..…....2 хв

IІІ. Актуалізація опорних знань учнів…………..……………………….....5 хв

ІV. Виклад учителем нового матеріалу…………….……………………..22 хв

V.  Узагальнення і закріплення нового матеріалу……………...………....7 хв

VI. Підсумок уроку…………..…………………………………….…....…..2 хв

VII. Виставлення оцінок та їх мотивація…………………………………...1 хв

VIIІ. Інструктаж з домашнього завдання…………………………………….1 хв

Хід уроку

І.  Організаційний момент

• Привітання з учнями класу.
•  Відмітити відсутніх.
•  Створити організаційно-методичні умови для проведення уроку.

ІІ. Мотивація навчально-пізнавальної діяльності

(розповідь учителя)

Галогени (від греч. ἁλός - Сіль і γένος - Народження, походження, іноді вживається неправильна назва галоїди) - хімічні елементи 17-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (по застарілої класифікації - елементи головної підгрупи VII групи).

Реагують майже з усіма простими речовинами, крім деяких неметалів. Всі галогени - енергійні окислювачі, тому зустрічаються в природі тільки у вигляді сполук.

Саме ці елементи ми будемо вивчати на сьогоднішньому уроці!

ІІІ. Актуалізація опорних знань.

(фронтальне опитування)

•                  Що відбувається в ряді елементів з збільшенням порядкового номеру?
•                  Які ви знаєте сполуки з Хлором?
•                  Які речовини ви маєте вдома з F, Cl, Br? Якого вони кольору?

ІV. Вивчення нового матеріалу.

(Розповідь учителя)

Зі збільшенням порядкового номера хімічна активність галогенів зменшується, хімічна активність галогенід-іонів F ^-, Cl ^-, Br ^-, I ^- зменшується.

До галогенам відносяться фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At. Отриманий в Об'єднаному інституті ядерних досліджень в Дубні, Росія в 2009 - 2010 роках 117-й елемент, унунсептію Uus, також знаходиться формально в групі галогенів, проте за хімічними властивостями може істотно відрізнятися від них, як і астат. Являють собою:

Фтор - зеленувато-жовтий газ, дуже отруйний і реакционноспособен.

 

Хлор - зеленуватий газ. Важкий, також дуже отруйний, має характерний неприємний запах (запах хлорки).

Бром - червоно-бура рідина. Отруйна. Вражає нюховий нерв. Дуже леткий, тому міститься в запаяних ампулах.

 

Йод - фіолетово-чорні кристали. Дуже легко переганяється (пари фіолетового кольору). Отруйний.

Астат - синьо-чорні кристали. Дуже радіоактивний, тому про нього порівняно мало відомо. Період напіврозпаду найбільш долгоживущего ізотопу - астату-210 - дорівнює 8,1 години.

Неметали. На зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів, є сильними окислювачами. При взаємодії з металами виникає іонний зв'язок, і утворюються солі. Можуть бути і відновниками (крім F) при взаємодії з більш електронегативними елементами.

1. Поширеність елементів і отримання простих речовин

Як вже було сказано вище, галогени мають високу реакційну здатність, тому зустрічаються в природі зазвичай у вигляді сполук.

Їх поширеність в земній корі зменшується при збільшенні атомного радіусу від фтору до иоду. Кількість астату в земній корі вимірюється грамами, а унунсептію в природі відсутня. Фтор, хлор, бром і йод виробляються у промислових масштабах, причому хлор проводиться в набагато більших кількостях.

У природі ці елементи зустрічаються в основному у вигляді галогенідів (за винятком йоду, який також зустрічається у вигляді иодата натрію або калію в родовищах нітратів лужних металів). Оскільки багато хлориди, броміди та іодіди розчиняються у воді, то ці аніони присутні в океані і природних розсолах. Основним джерелом фтору є фторид кальцію, який дуже малорастворим і знаходиться в осадових породах (як флюорит CaF _2).

Основним способом одержання простих речовин є окислення галогенідів. Високі позитивні стандартні електродні потенціали E _o (F ₂ / F ^-) = +2,87 В і E _o (Cl ₂ / Cl ^-) = +1,36 В показують, що окислити іони F ^- і Cl ^- можна тільки сильними окислювачами. У промисловості застосовується тільки електролітичне окислення. При отриманні фтору не можна використовувати водний розчин, оскільки вода окислюється при значно більш низькому потенціалі (+1,32 В) і утворений фтор став би швидко реагувати з водою. Вперше фтор був отриманий в 1886 р. французьким хіміком Анрі муассаніт при електролізі розчину гідрофторіда калію KHF ₂ в безводній плавикової кислоті.

У промисловості хлор в основному отримують електролізом водного розчину хлориду натрію в спеціальних електролізерах. При цьому протікають наступні реакції :

напівреакцій на аноді :

напівреакцій на катоді :

Окислення води на аноді пригнічується використанням такого матеріалу електрода, який має вищу перенапруження по відношенню до O _2, ніж до Cl ₂ (таким матеріалом виявився RuO _2).

У сучасних електролізерах катодне і анодне простору розділені полімерної іонообмінної мембраною. Мембрана дозволяє катионам Na ⁺ переходити з анодного простору в катодного. Перехід катіонів підтримує електронейтральність в обох частинах електролізера, так як протягом електролізу негативні іони віддаляються від анода (перетворення 2Cl ^- в Cl ₂₎ і накопичуються у катода (освіта OH ^-). Переміщення OH ^- в протилежну сторону могло б теж підтримувати електронейтральність, але іон OH ^- реагував би з Cl ₂ і зводив нанівець весь результат.

Бром одержують хімічним окисленням бромід-іона, що знаходиться в морській воді. Подібний процес використовується і для одержання йоду з природних розсолів, багатих I ^-. В якості окислювача в обох випадках використовують хлор, що володіє більш сильними окисними властивостями, а утворюються Br ₂ і I ₂ видаляються з розчину потоком повітря.

2. Фізичні властивості галогенів

Енергія зв'язку галогенів зверху вниз по ряду змінюється не рівномірно. Фтор має аномально низьку енергію зв'язку (151 кДж / моль) , Це пояснюється тим, що фтор не має d -Підрівня і не здатний утворювати полуторні зв'язку, на відміну від інших галогенів (Cl ₂ 243, Br ₂ 199, I ₂ 150,7, At ₂ 117 кДж / моль ). Від хлору до иоду енергія зв'язку поступово слабшає, що пов'язано зі збільшенням атомного радіусу. Аналогічні аномалії мають і температури кипіння (плавлення):

Порівняння температур плавлення і кипіння

Проста речовина	Температура плавлення, C	Температура кипіння, C
F 2	-223	-187
Cl 2	-100,98	-34,15
Br 2	-7,2	58,75
I 2	311,5	184,5
At 2	411	299

 

3. Хімічні властивості галогенів

Всі галогени проявляють високу окислювальну активність, яка зменшується при переході від фтору до иоду. Фтор - найактивніший з галогенів, реагує з усіма металами без винятку, багато з них в атмосфері фтору самозаймаються, виділяючи велику кількість теплоти, наприклад:

2Al + 3F ₂ = 2AlF ₃ + 2989 кДж,

2Fe + 3F ₂ = 2FeF ₃ + 1974 кДж.

Без нагрівання фтор реагує і з багатьма неметалами (H _2, S, С, Si, Р) - всі реакції при цьому сильно екзотермічні, наприклад:

Н ₂ + F ₂ = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F ₂ = SiF ₄ (г) + 1615 кДж.

При нагріванні фтор окисляє всі інші галогени за схемою

Hal ₂ + F ₂ = 2НalF

де Hal = Cl, Br, I, причому в з'єднаннях HalF ступеня окислення хлору, брому і йоду рівні +1.

Нарешті, при опроміненні фтор реагує навіть з інертними (благородними) газами:

Хе + F ₂ = XeF ₂ + 152 кДж.

Взаємодія фтору зі складними речовинами також протікає дуже енергійно. Так, він окисляє воду, при цьому реакція носить вибуховий характер:

3F ₂ + ЗН ₂ О = OF ₂ ↑ + 4HF + Н ₂ О _2.

Вільний хлор також дуже реакционноспособен, хоча його активність і менше, ніж у фтору. Він безпосередньо реагує з усіма простими речовинами, за винятком кисню, азоту і благородних газів. Для порівняння наведемо рівняння реакцій хлору з тими ж простими речовинами, що і для фтору:

2Al + 3Cl ₂ = 2AlCl ₃ (кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl ₂ = 2FeCl ₃ (кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl ₂ = SiCl ₄ (Ж) + 662 кДж,

Н ₂ + Cl ₂ = 2HCl (г) +185 кДж.

Особливий інтерес представляє реакція з воднем. Так, при кімнатній температурі, без освітлення хлор практично не реагує з воднем, тоді як при нагріванні або при освітленні (наприклад, на прямому сонячному світлі) ця реакція протікає з вибухом за наведеним нижче ланцюговому механізму:

Cl ₂ + h ν → 2Cl,

Cl + Н ₂ → HCl + Н,

Н + Cl ₂ → HCl + Cl,

Cl + Н ₂ → HCl + Н і т. д.

Порушення цієї реакції відбувається під дією фотонів ( h ν ), Які викликають дисоціацію молекул Cl ₂ на атоми - при цьому виникає ланцюг послідовних реакцій, у кожній з яких з'являється частка, яка ініціює початок наступної стадії.

Реакція між Н ₂ і Cl ₂ послужила одним з перших об'єктів дослідження ланцюгових фотохімічних реакцій. Найбільший внесок у розвиток уявлень про ланцюгових реакціях вніс російський вчений, лауреат Нобелівської премії ( 1956) Н. Н. Семенов.

Хлор вступає в реакцію з багатьма складними речовинами, наприклад заміщення і приєднання з вуглеводнями:

СН _{3-СН 3} + Cl ₂ → _{СН3-СН 2} Cl + HCl,

СН ₂ = СН ₂ + Cl ₂ → СН ₂ Cl - СН ₂ Cl.

Хлор здатний при нагріванні витісняти бром або йод з їхніх сполук з воднем або металами:

Cl ₂ + 2HBr = 2HCl + Br _2,

Cl ₂ + 2HI = 2HCl + I _2,

Cl ₂ + 2KBr = 2KCl + Br _2,

а також оборотно реагує з водою:

Cl ₂ + Н ₂ О = HCl + HClO - 25 кДж.

Хлор, розчиняючись у воді і частково реагуючи з нею, як це показано вище, утворює рівноважну суміш речовин, звану хлорного водою.

Зауважимо також, що хлор в лівій частині останнього рівняння має ступінь окислення 0. У результаті реакції у одних атомів хлору ступінь окислення стала -1 (в HCl), в інших +1 (в хлорнуватистої кислоті HOCl). Така реакція - приклад реакції самоокісленія-самовідновлення, або диспропорціонування.

Хлор може таким же чином реагувати (діспропорціоніровать) з лугами:

Cl ₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н ₂ О (на холоді),

3Cl ₂ + 6КОН = 5KCl + KClO ₃ + 3Н ₂ О (при нагріванні).

Хімічна активність брому менше, ніж у фтору і хлору, але все ж досить велика у зв'язку з тим, що бром зазвичай використовують в рідкому стані і тому його вихідні концентрації за інших рівних умов більше, ніж в хлору.

Для прикладу наведемо реакції взаємодії брому з кремнієм і воднем:

Si + 2Br ₂ = SiBr ₄ (ж) + 433 кДж,

Н ₂ + Br ₂ = 2HBr (г) + 73 кДж.

Будучи більш "м'яким" реагентом, бром знаходить широке застосування в органічній хімії.

Зазначимо, що бром, так само, як і хлор, розчиняється у воді, і, частково реагуючи з нею, утворює так звану "бромну воду", тоді як йод практично у воді не розчиняється і не здатний її окисляти навіть при нагріванні; з цієї причини не існує "иодной води". Але йод здатний розчинятися в розчинах йодидів з утворенням комплексних аніонів:

I ₂ + I ^- → I ^- ₃ .

Утворений розчин називається розчином Люголя.

Йод істотно відрізняється за хімічною активності від інших галогенів. Він не реагує з більшістю неметалів, а з металами повільно реагує тільки при нагріванні. Взаємодія ж йоду з воднем відбувається тільки при сильному нагріванні, реакція є ендотермічний і сильно оборотної:

Н ₂ + I ₂ = 2HI - 53 кДж.

Таким чином, хімічна активність галогенів послідовно зменшується від фтору до иоду. Кожен галоген в ряду F - At може витісняти наступний з його сполук з воднем або металами, тобто кожен галоген у вигляді простого речовини здатний окислювати галогенід-іон будь-якого з наступних галогенів. Астат реагує з металами (наприклад з літієм):

2Li + At ₂ = 2LiAt - астатід літію.

З воднем, утворюючи астатоводород:

H ₂ + ₂ = At 2HAt.

 

V.  Узагальнення і закріплення нового матеріалу

Пропоную класу розібратися в такій ситуації: у склянку, яскраво освітлену сонячними променями, ввели рівну кількість газів хлору і водню, потім закрили її добре притертою пробкою - що може відбутися в подібних умовах? Микола задумався ненадовго і вимовив:

Гм ... Водень збереться нагорі, тому що він більш легкий, а хлор ... Хлор, безперечно, залишиться внизу.

Євген глянув на товариша й кинув:

Навряд Чи. Пройде години три - чотири і гази просто перемішається. Олексій, ніяковіючи, зауважив:

Знаєте що, братці - кролики, від такої баночки потрібно триматися подалі: вона може несподівано вибухнути.

Вирішіть, хто з приятелів висловив правильну думку.

 

VІ.  Підсумок уроку

Дуель ерудитів.

• Який газ входить до складу зубної емалі.

• У рідкому стані його вперше отримав Майкл Фарадей, охолоджуючи в суміші кухонної солі з льодом.

• Галоген, якого практично немає в природі.

• академік А. Е. Ферсман назвав його «всюдисущим».

• Мурід - так назвав його першовідкривач Антуан Балара.

VII. Виставлення оцінок та їх мотивація

 

VIIІ. Інструктаж з домашнього завдання

1. §
2. Виконати завдання
3. ☺ На стандартних листках написати твір-мініатюру або вірш «Яким я бачу ідеальний світ»

VII. Виставлення оцінок та їх мотивація