Презентация - "Презентация к урокам по химии в 9 классе. Тема " Общая характеристика элементов VII(A) группы. Распространение в природе. Биологическая роль"

Презентация к урокам
по химии в 9 классе.
Тема «Общая характеристика
элементов VII(A) группы.
Распространение в природе. Биологическая роль»
Подготовила
учитель химии и биологии
МБОУ «Школа № 54 города Донецка»
Денщик Юлия Владимировна

Задачи урока:
выяснить историю открытия элементов VII(A) группы, нахождение в природе, их биологическую роль;
формировать умения прогнозировать свойства элементов и их соединений на основании общей характеристики семейства по положению элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева с применением межпредметных знаний и способов действий;
развить знания о семействе галогенов на примере хлора и его соединений, изучить строение их молекул, физико-химические свойства, определить роль и нахождение в природе и жизни человека.
формировать умения работать с учебной информацией - видеть существенное в изученном ( фиксировать в письменном виде таблицы, схемы, др).

Общая характеристика Элементов VII(А) группы. Распространение в природе. Биологическая роль
Химические элементы VII группы, главной подгруппы периодической системы F, Cl, Br, I, At называются галогенами.
Свое название галогены (в переводе с греч. — «рождающие соли») получили благодаря способности образовывать с металлическими элементами соли, например, NaCl, KBr, CaF2, AlI3.

Открытие галогенов
К. Шееле
Б. Куртуа
1774р. Хлор
CI2
(греч. - хлорос –зеленый), тяжелый газ желто-зеленого цвета с резким, удушливым запахом
1811р. Йод
I2
(греч. иодэс – фиолетовый)
Кристаллы темно-фиолетового цвета с металлическим блеском

Br2
F2
А. Муассан
А.Балар
( греч. – бромос – зловонный запах) красно-бурая жидкость с резким запахом
1826 р. Бром
(греч. - фторос –разрушающий) химически-активный желто-зеленый газ
1866 р. Фтор

Аt2

(греч. – астатос – нестойкий)
твердое вещество сине-черного цвета, по внешнему виду имеет схожесть с йодом.
1940 р. Астат
Синтезировали его американские ученые в 1940р. Корсон, Маккензи и Сегре.

+9
+53
+35
+17
Неметаллические свойства уменьшаются,
металлические увеличиваются.
2 7
2 8 7
2 8 18 7
2 8 18 18 7
F
CI
Br
I
1) Увеличиваются заряды атомных ядер
2) Увеличивается количество энергетических уровней
3) Увеличивается радиус атома
4) Число электронов на внешнем энергетическом уровне постоянное

Строение атомов

F
1S22S22P5
nS nP
CI
1S22S22P63S23P5
Br
I
…4S24P5
…5S25P5
Электронные формулы
Вывод: галогены – р-элементы
На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, один из них неспаренный.

СтЕпЕнь окисЛенИя галогенОв

Электронное строение и свойства атомов элементов

Галогены в природе

Биологическая роль
F
Обеспечивает здоровое состояние зубов, костей, волос; имеет влияние на иммунную систему, функционирование желез внутренней секреции. Суточная потребность человека во фторе составляет 2—3 мг и удовлетворяется в основном питьевой водой

Cl
Компонент тканей растений, животных и человека. Участвует в формировании плазмы крови. Хлоридная кислота в желудочном соке (0,4—0,5 %) обеспечивает кислотность. Суточная потребность человека в хлоре составляет в среднем 3 г.
l
Участвует в обмене веществ. При дефиците в организме йода развивается базедова болезнь и, как следствие, вместе с Br влияет на щитовидную железу. Для человека суточная потребность в йоде составляет примерно 0,2 г.

Хлор. Физические свойства. Получение
Хлор впервые добыл шведский химик К. Шееле (1774). Однако ученый ошибался относительно природы добытого газа. В 1810 г. английский ученый Г. Дэви высказал мнение, что этот газ является простым веществом. Через два года французский химик и физик Ж.-Л. Гей-Люссак дал этому газу современное название хлор.
К. Шееле
Ж.-Л. Гей-Люссак

Физические свойства
Хлор состоит из двухатомных неполярных молекул, которые в твердом состоянии образуют молекулярную кристаллическую решетку. Летуч, не электропроводен, имеет низкие температуры плавления и кипения, зеленоватого цвета, ядовит, имеет резкий запах, который напоминает запах "хлорки". Хлор в 2,5 раза тяжелее воздуха.
Модель молекулы хлора
Модель кристаллической решетки хлора

Получение
В лаборатории
МnO2 + 4HCI = MnCI2 + CI2 + 2H2O
+4 -1 +2 0
Mn+4 + 2e → Mn+2 2 1 восстановление

2CI-1 – 2e → CI20 2 1 окисление
МnO2 (Мn+4) окислитель
HCI (CI-1) восстановитель

Получение
В лаборатории
КМnO4+HCI→MnCI2+CI2+КCI+H2O
Mn+7 + 5e → Mn+2 5 2 восстановитель

2CI-1 – 2e → CI20 2 5 окислитель
2КМnO4+16HCI→2MnCI2+5CI2+2КCI+8H2O
+7 -1 +2 0

В промышленности
Получение
(расплав соли) 2NaCI = 2Na + CI2 ↑

2NaCI + 2H2O = 2NaOH + CI2↑ + H2↑


электролиз
электролиз

1.Взаимодействе с металлами:
Химические свойства
2Na0 + CI20 = 2NaCI
+1 -1
CI20 окислитель
Cu0 + CI20 = CuCI2
2Fe0 + 3CI20= 2FeCI3
t

2.Взаимодействие с неметаллами
Н20 + CI20 = 2 НCI

3.Взаимодействие со щелочью
CI20 + 2NaOH ↔ 2NaCI + NaClO + H2O

4Si0+ 2CI20 = 4SiCl4
2P0+ 3CI20 = 2PCl3
hν

4.Взаимодействие с водой
CI2 + H2O = HCI + HCIO
Хлорноватистая кислота
HCIO = HCI + O
2О→О2
2CI2 + 2H2O = 4HCI + O2↑

5.Взаимодействие с бромидами и йодидами
2KBr + Cl2 = 2 KCl + Br2
2KI + Cl2= 2 KCl + I2

6.Взаимодействие с углеводородами
СН4 + Cl2 = СН3Cl + HCl
CH2═ CH2 + 2CI2 ═ CH2Cl-CH2Cl
CH2≡ CH2 + 2CI2 ═ CHCl2-CHCl2

Хлороводород. Соляная кислота. Хлориды
Хлороводород
Атомы в линейной молекуле хлороводорода НCl соединены ковалентной полярной связью .
Кристаллическая решетка хлороводорода-молекулярная.
Хлор в этом соединении имеет самую низкую степень окисления –1.

бесцветный газ с
резким запахом,
токсичный,
тяжелее воздуха,
летуч
Низкие температуры
плавления и кипения
(tпл = –114 °C,
tкип = –85 °C)
хорошо растворяется
в воде с выделением
большого количества
теплоты
Физические свойства

Получение
хлороводорода(HCI)
Синтез из водорода и хлора
В промышленности:
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 +HCl↑
(крист.) (конц.) (крист.)
В лаборатории:
H2↑ + Cl2 ↑→2 HCl↑
Cl2
H2O
HCl
•••••
•••••
HCl
н2
H2SO4
NaCl
H2O
HCl↑

Хлороводордная (соляная) кислота - раствор хлороводорода в воде. Это бесцветная, летучая жидкость. Соляная кислота - сильный электролит. Диссоциирует по уравнению :

HCl → H + + Cl-
Хлороводородная кислота

Химические свойства
реагирует с металлами
1
основными и амфотерными оксидами
2
основаниями и амфотерными гидроксидами
3
солями слабых и летучих кислот
4
5
солями, которые образуют с НСl нерастворимые соли или слабые кислоты

Применение хлоридов
NaCl
Сырье для получения хлора, водорода, металлического натрия, едкого натра, хлороводорода в пищевой, кожевенной промышленности, мыловарении, в медицине как физиологический раствор.

Калийное удобрение, сырье для добычи других солей.
В органическом синтезе как катализатор (в реакциях изомеризации углеводородов, хлорирования ароматических соединений)

При изготовлении фотопленок
КCl
АlCl3
AgCl

Фтор. Бром. Йод
F 2, Br 2, I 2 состоят из двухатомных молекул с неполярной ковалентной связью между атомами и в твердом состоянии образуют молекулярные кристаллические решетки.

Химические свойства
1.Взаимодействие с водородом
Н20 + F20 = 2Н F↑
Н20 + Br20 = 2НBr↑
t0
Н20 + I20 = 2Н I↑
2.Взаимодействие с металлами
2Al+ 3Br2= 2AlBr 3

Mg + I 2 = MgI 2


2Al + 3I2 = 2AlI3
H2O
t0
t0

3.Реакция с водой
2F2 + 2H2O = 4HF↑ + O2
4. Взаимодействие с солями галогенов
2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2 ↓;

2КІ + Br 2 → 2КBr + І 2 ↓

Все галогенводороды, растворяясь в воде, образуют кислоты : НF, HBr, HI.
Сила галогеноводородных кислот как электролитов увеличивается в ряду :
НF < НСl < HBr < НІ
Соли рассмотренных галогеноводородных кислот хорошо растворимы в воде. Среди практически нерастворимых в воде солей-галогениды серебра : AgCl, AgBr, AgI

Исключение составляет AgF – растворимая соль.
Сравнительная характеристика галогенводородных кислот

Качественные реакции
HCL + AgNO3 → HNO3 + AgCl↓
HBr + AgNO3 → HNO3 + AgBr↓
HI + AgNO3 → HNO3 + AgI↓
К
А
Ч
Е
С
Т
В
Е
Н
Н
Ы
Е

РЕАКЦИИ

F
Br
производство фотопленки
I
фармакология и химическая промышленность
Применение соединений Фтора, Брома, Йода
2AgBr =2Ag + Br2
hν
атомная промышленность и ракетная техника; химическая промышленность (тефлон, фреон)