Соединения галогенов

Разделы: Химия

Цели урока: (Слайд № 2)

  • продолжить знакомство с галогенами на примере их важнейших соединений;
  • рассмотреть качественные реакции на галогенид-ионы;
  • познакомить с природными соединениями галогенов.

Задачи.

  • Обучающие. Повторить, обобщить, закрепить и конкретизировать на материале химии галогенов такие важнейшие понятия, как "химическая связь", "кристаллические решётки", "окисление и восстановление", "скорость химической реакции" и т.д.
  • Развивающие. Развивать наблюдательность, память, мышление, умение обобщать и делать выводы, интерес к предмету.
  • Воспитательные. Воспитывать культуру химического эксперимента: соблюдение правил техники безопасности при работе, наблюдательность при просмотре демонстрационных опытов; умение находить и решать проблемы.

Тип урока: комбинированный (с использованием ИКТ и элементами исследовательской работы).

Оборудование: компьютер, проектор, экран.

Демонстрационные образцы: образцы природных минералов (галит, сильвин, сильвинит, плавиковый шпат, криолит).

Реактивы и оборудование:

1) растворы NaCI, NaBr, NaI, NaF, AgNO3, CaCI2 в склянках, пробирки - 5 шт., штатив для пробирок - 1 шт., пипетки - 6 шт. (на каждую парту);

2) раствор HCI, лакмус, гранулы цинка, порошок CaO, растворы NaOH, Na2CO3, CuSO4, AgNO3, пробирки - 6 шт., штатив для пробирок - 1 шт., пипетки - 3 шт., пинцет (демонстрационный комплект).

Измерители качества знаний: карточка-тест для каждого учащегося.

Презентация.

План урока: (Слайд № 3)

1. Галогеноводороды. Галогеноводородные кислоты.

2. Соляная кислота и её свойства.

3. Соли галогеноводородных кислот. Галогениды. Качественные реакции на галогенид-ионы.

4. Природные соединения галогенов.

5. Рефлексия.

6. Подведение итогов.

7. Домашнее задание.

Ход урока

I. Организационный момент.

На каждом столе учащихся заранее приготовлены реактивы и оборудование, блок-схемы "Галогены" и карточка-тест с чистым тетрадным листком.

II. Актуализация знаний, умений и навыков.

Фронтальная беседа:

  1. В какой группе находятся галогены в таблице Менделеева?
  2. Сколько электронов содержат их атомы на внешнем энергетическом уровне?
  3. Какие степени окисления проявляют галогены в соединениях?
  4. Как изменяются физические свойства галогенов по группе?
  5. Как проявляется химическая активность галогенов по группе?
  6. Дать этому подтверждение на примере взаимодействия галогенов с солями галогеноводородных кислот.
  7. Как переводятся названия галогенов с греческого языка?

Тестирование (Приложение № 1).

III. Изучение нового материала.

Галогеноводороды (можно выразить общей формулой HГ) - это газы (кроме HF), с резким запахом, очень токсичны, хорошо растворимы в воде (Слайд № 4). Так, например, в одном объёме воды растворяется 517 объёмов газообразного хлористого водорода. Атом галогена в галогеноводороде находится в низшей степени окисления, поэтому галогеноводороды - восстановители. Атомы галогена и водорода в молекуле галогеноводородов связаны между собой ковалентной полярной связью, кристаллическая решётка в соединениях - молекулярная.

Вопрос 1: Что характерно для соединений с молекулярной кристаллической решёткой? (Летучесть и наличие ковалентной связи).

В ряду HF - HCI - HBr - HI уменьшается прочность молекул, так как увеличивается радиус атома галогена, уменьшается его ЭО (Слайд № 5). Отсюда сила кислот, образуемых при растворении галогеноводородов в воде увеличивается: самая сильная кислота в этом ряду HI.

Вопрос 2: От чего зависит сила кислоты? (От концентрации катионов водорода в растворе).

Остановимся более подробно на свойствах хлороводорода и соляной кислоты, так как они являются наиболее технически важными соединениями в химической промышленности.

Хлороводород HCI - это бесцветный газ с резким неприятным запахом, тяжелее воздуха (Слайд № 6). Он относится к числу наиболее растворимых в воде газов (какова его растворимость в воде?). В промышленности хлороводород получают синтезом из водорода и хлора:

H2 + CI2 = 2HCI.

В лабораторных условиях для получения хлороводорода используют реакцию, проводимую при нагревании:

2NaCI(крист) + H2SO4(конц) = 2HCI(г) + Na2SO4(крист).

Вопрос 3: Почему происходит данная реакция необратимо? (Т.к. образуется летучая HCI и уходит из зоны действия).

Соляная кислота HCI - водный раствор газа хлороводорода. Получают растворением хлороводорода в воде, раствор с концентрацией 36% называют концентрированным (Слайд № 7). Концентрированная соляная кислота НСI на воздухе "дымит" и имеет резкий запах, токсична.

Рассмотрим основные химические свойства соляной кислоты. (Учитель демонстрирует все нижеописанные реакции. Учащиеся получают задание - написать самостоятельно дома уравнения для каждой реакции).

Изменение цвета индикатора.

HCI + лакмус -> красный цвет.

 Взаимодействие с металлами.

HCI + Zn -> соль + Н2^ (реакция замещения)

Вопрос 4: При каких условиях реакция идёт по данной схеме?

1. Если металл стоит в ряду напряжений до водорода. 2. Если это - не щелочной металл. 3. Если - образуется растворимая соль).

Взаимодействие с амфотерными и основными оксидами.

HCI + CaO(осн. оксид) -> соль + вода (реакция обмена)

Взаимодействие с основаниями (реакция обмена).

а) растворимое основание

HCI + NaOH -> соль + вода (реакция нейтрализации)

б) нерастворимое основание

HCI + Cu(OH)2 -> соль + вода (растворение осадка)

Взаимодействие с солями (реакция обмена).

Реакция идёт, если:

а) образуется газ

HCI + CaCO3 -> новая соль + новая слабая кислота } -> вода + газ

б) образуется осадок

HCI + AgNO3 -> новая нерастворимая соль + новая кислота

Соли галогеноводородных кислот - галогениды (Слайд № 8). Галогеноводородные кислоты образуют соли: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Все соли галогеноводородных кислот имеют ионный тип химической связи и, соответственно, ионную кристаллическую решётку.

Вопрос 5: Какие физические свойства характерны для веществ с ионной кристаллической решёткой? (Прочные, но хрупкие).

Рассмотрим таблицу, из которой видно соответствие: галогеноводородная кислота - название соли.

Названия галогеноводородных кислот и их солей. Таблица 1.

Формула кислоты Название
кислоты солей
HF фтороводородная фториды
HCI хлороводородная хлориды
HBr бромоводородная бромиды
HI иодоводородная иодиды

Для определения в растворе хлорид-, бромид-, и иодид-ионов используют реакцию с нитратом серебра AgNO3. С помощью этого же реактива можно различить каждый ион, так в ходе реакции получаются разного цвета осадки.

Вопрос 6: Как в химии называются такие реакции? (Качественные).

У каждого на столе в контейнере в штативе стоят 5 пронумерованных пробирок и растворы солей галогеноводородных кислот, а также два реактива на галогенид-ионы.

Прежде, чем приступить к самостоятельной исследовательской работе, прочтите внимательно инструкцию, в которой описан ход работы (Приложение № 2).

Какие у вас будут вопросы? Если вопросов нет, то вопрос у меня.

Вопрос 7: Какое количество необходимо наливать в пробирку исследуемого раствора и реактива на определение галогенид-иона?(около 1 мл исследуемого раствора и несколько капель реактива на определение галогенид-иона).

Качественные реакции на галогенид-ионы (Слайд № 9).

А теперь проверим, как вы усвоили материал. На слайде № 10 представлен кроссворд и задания к нему.

По вертикали:

1. Соли иодоводородной кислоты. 2. Соли соляной кислоты.

По горизонтали:

3. Соли фтороводородной кислоты. 4. Соли бромоводородной кислоты.

Дать названия следующим солям: BaCI2, CaF2, AICI3, AgI. Определите растворимость данных солей, используя таблицу растворимости.

Природные соединения галогенов. Галогены в природе существуют только в связанном состоянии, так как обладают высокой окислительной способностью

(Слайд № 11). Среди них наиболее распространены хлор и фтор.

Природные соединения галогенов представлены в таблице № 2.

Природные соединения галогенов. Таблица № 2.

Название природного соединения Формула природного соединения Где встречается в природе
галит NaCI Природные минералы
сильвин KCI
сильвинит KCI * NaCI
флюорит или плавиковый шпат CaF2 Природный минерал, составная часть апатитов и фосфоритов
бромиды NaBr, KBr Концентрируются в водах океанов и морей, в водах буровых скважин, а также в водорослях
иодиды NaI, KI

Показывается учащимся коллекция минералов.

Подведение итогов.

Домашнее задание: параграф 19, упр. 4; задания, полученные на уроке (Слайд № 12).

Список литературы

  1. Габриелян О.С. Химия. 9 класс: учеб. для общеобразоват. учреждений. - М.: Дрофа, 2005.
  2. Габриелян О.С. Настольная книга учителя. Химия. 9 класс. - М.: Дрофа, 2002.
  3. Дроздов А.А. Поурочное планирование по химии: 9 класс: к учебнику О.С. Габриеляна "Химия. 9 класс". - М.: Издательство "Экзамен", 2006.
  4. Снигирёва Е.М. Тематическое и поурочное планирование по химии: 9-й кл.: к учебнику О.С. Габриеляна "Химия. 9 класс". - М.: Издательство "Экзамен", 2006.