Размещено на http://www.allbest.ru/

1

ФГБОУ ВПО «Башкирский государственный университет»

Химический факультет

Кафедра неорганической химии

Конспект урока

на тему: «ХЛОР»

Выполнила: студентка 3 курса

гр. А химического факультета

Нугуманова Э. Ф.

Проверила: д.х.н., профессор

Боева М.К.

Уфа - 2013

Содержание

Цели урока

I. Вводная часть

II. Основная часть

2.1 Физические свойства

2.2 Распространенность в природе

2.3 Методы получения

2.4 Химические свойства

2.5 Применение

II Закрепление материала

III Домашнее задание

Техника безопасности

Список литературы

Приложение

Цели урока

Образовательные:

Повторить общую характеристику подгруппы галогенов, разобрать строение атомов галогенов.

Рассмотреть отличительные черты хлора от других галогенов данной группы.

Изучить физические и химические свойства и важнейшие способы получения хлора.

Указать применение хлора.

Воспитательные:

Воспитывать у учащихся умение концентрировать внимание на самом главном, точно выполнять инструкции учителя, тем самым воспитывая в них способности контролировать свои действия.

Воспитывать у учащихся интерес к углубленному и самостоятельному изучению химии.

Развивающие:

Развивать логическое мышление учащихся и способности на практике применять полученные знания.

Привить учащимся навыки использования практического опыта в теории, умение видеть во внешних индивидуальных проявлениях химического процесса.

Формировать умение наблюдать и объяснять химимческие явления, протекающие в природе, в лаборатории и повседневной жизни.

Развивать общие и специальные способности, аккуратность, самостоятельность, ответственность и другие положительные качества.

Тема: «Хлор».

Класс: 8.

Тип урока: Урок - освоение новых знаний.

Методы: Словесный, словесно-наглядный.

Оборудование:

Пробирки, стеклянная трубка, железная проволока, капельная воронка,

Реактивы:

Серная кислота, сурьма(порошок),красный фосфор, карбид кальция.

І. Вводная часть

Учитель(входит в класс): Здравствуйте ребята!

Ученики(встают): Здравствуйте!

Учитель:Садитесь. Кто сегодня дежурный? Кто отсутствует?

Ученик-дежурный(встает): Отсутствуют Иванов, Петров.

Учитель: Спасибо, садитесь.

Ребята сегодня мы приступим к изучению галогенов и подробнее остановимся на свойствах хлора.

Давайте запишем сегодняшнее число и тему урока (учитель записывает на доске, ученики в тетрадях):

13 мая.

Тема: ”Хлор”

Для начала давайте вспомним общую характеристику подгруппы галогенов.

Галогены - F, Cl, Br, I расположены в главной подгруппе 7 группы периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева.

Строение внешнего электронного слоя атомов галогенов имеет следующий вид:

ns² np⁵

где n-номер периода.

Галогены относятся к p-элементам, т.к. в их атомах электронами заполняется p-подуровень внешнего электронного слоя.

Из строения внешнего электронного слоя мы видим, что у атомов галогенов на внешнем электронном слое имеется один неспаренный электрон, и следовательно для них характерна валентность 1.

Кроме фтора, у атомов всех галогенов имеются вакантные орбитали на внешних уровнях своих электронных оболочек. И у них в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, а поэтому соответственно числу неспаренных электронов атомы галогенов в соединениях могут проявлять валентность 3, 5 и 7.

Ребята, скажите пожалуйста, а сколько всего электронов на внешнем электронном слое атомов галогенов?

Ученики (хором): Семь электронов.

Учитель: Правильно, молодцы!

Как мы видим до 8 электронов, т.е. до устойчивого состояния атомов, характерного для благородных газов, недостает по одному электрону. К тому же атомы галогенов по сравнению с атомами металлов того же периода, обладают большим зарядом ядра и меньшим атомным радиусом, которые как мы уже знаем увеличиваются от F к I, и имеют по одному неспаренному электрону.

Поэтому атомы всех галогенов энергично присоединяют недостающий электрон:

Гал ₂⁰ +2е^- >2 Гал^-

В образующихся галогенид-ионах проявляется характерная для галогенов степень окисления, равная -1.Такую степень окисления атомы галогенов проявляют в соединениях с водородом и металлами. Например: HCl,CaCl₂,HI.

Наличие 7 валентных электронов позволяет атомам галогенов, кроме F, т.к. он не имеет свободных электронных орбиталей, проявлять в соединениях степени окисления +1, +3, +5, и +7.

Положительную степень окисления галогены проявляют во всех кислородосодержащих соединениях.

Как мы уже знаем, галогены являются сильными окислителями. Как же изменяется окислительная способность в ряду галогенов? Кто хочет ответить?

Ученик (встает): Окислительная способность галогенов закономерно

увеличивается от I к F с уменьшением атомных радиусов.

Учитель: Правильно, садитесь!

Вот мы рассмотрели с вами в общих чертах общую характеристику галогенов. А теперь давайте перейдем к изучению свойств хлора.

ІІ. Основная часть

2.1 Физические свойства

Хлор при обычных условиях- газ, желто-зеленого цвета, с резким удушливым запахом, почти в 2,5 раза тяжелее воздуха. При комнатной температуре в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема хлора с образованием «хлорной воды».

2.2 Распостраненность в природе

Из-за высокой окислительной способности галогены в природе в свободном виде не встречаются. Бром встречается в виде бромидов Na, K и Mg. Бром содержится в водах некоторых соляных озер и в морской воде.

Иод чаще всего встречается в виде NaI (иодида натрия) и KI (иодида калия). Иод содержится в буровых водах и в золе морских водорослей.

Ребята у кого-нибудь есть вопросы по физическим свойствам и распространенности хлора в природе?

Ученики: Нет!

Учитель: Прекрасно, тогда перейдем к рассмотрению методов получения хлора.

2.3 Методы получения

В природных соединениях хлор, как правило, имеет степень окисления -1. Для получения хлора в свободном виде надо окислить его ионы:

2Cl^- - 2з = 2 Cl⁰ атома

2 Cl^{0 .}> Сl₂ ^

Для этого в промышленности используют постоянный электрический ток.

А в лаборатории хлор получают из соляной кислоты, действуя на нее сильными окислителями. Чаще всего применяют оксид марганца (IV) или перманганат калия. В этих соединениях окислителем является марганец со степенями окисления +4 и +7. Это объясняется тем, что атомы марганца с указанными степенями окисления энергично отнимают электроны от других атомов или ионов и сами восстанавливаются до степени окисления +2:

Mn⁺⁴ + 2e = Mn⁺²

Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺²

В этом можно убедиться, если на оксид марганца (IV) подействовать концентрированной соляной кислотой. Выделение хлора можно обнаружить по желто-зеленому цвету и по удушливому запаху:

4HCl + MnO₂ = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

2Cl^- - 2e = Cl₂⁰ восстановитель

Mn⁺⁴ + 2e = Mn⁺² окислитель

Хлор можно получить при взаимодействии хлоридов металлов с бихроматом калия в кислой среде:

6KCl + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ = 3Cl₂ + Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 7 H₂O

2Cl^- - 2e = Cl₂⁰ восстановитель

2Cr⁺⁶ + 3e = 2Cr⁺³ окислитель

KMnO₄ +16 HCl=2KCl+ MnCl₂+5Cl₂+8H₂O

2Cl^- - 2e = Cl₂⁰ восстановитель

MnO₄+ 8H+5e=Mn⁺²+4H₂O окислитель

4NaCl+ MnO₂+2H₂SO₄=2Na₂SO₄+MnCl₂+Cl₂+2H₂O

2Cl^- - 2e = Cl₂⁰ восстановитель

MnO₄+ 4H+5e=Mn⁺²+2H₂O окислитель

С методами получения все понятно?

Ученики: Да.

Учитель: Хорошо, молодцы! Тогда давайте перейдем к химическим свойствам хлора.

2.4 Химические свойства

Как мы уже с вами говорили, все галогены являются сильными окислителями, и что их окислительная способность в ряду галогенов уменьшается от F к I.

Взаимодействие хлора с простыми веществами:

Хлор реагирует с металлами при обычных условиях:

3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃ + Q

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^- окислитель

Fe⁰ - 3e = Fe⁺³ восстановитель

В большинстве случаев реакция взаимодействия с металлами экзотермическая (?H<0).

1. 2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

Al⁰ - 3e = Al⁺³ восстановитель

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^- окислитель

Галогены могут взаимодействовать еще и с неметаллами. С большинством неметаллов Cl реагирует весьма энергично:

2. Si + 2Cl₂ = SiCl₄ + Q

Si⁰ - 4e = Si⁺⁴ восстановитель

Cl₂ + 2e = 2Cl^- окислитель

4. 2P +5 Cl= 2 PCl₅

P - 5e = P⁺⁵ восстановитель

Cl ₂⁰ + 2e = 2Cl^-1 окислитель

Рассмотрим взаимодействия хлора с водородом.

Хлор реагирует с водородом только при нагревании и реакция экзотермическая:

5. Cl₂ + H₂ = 2HCl + Q

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^- окислитель

H₂ -2e = 2H ⁺¹ восстановитель

Хлор взаимодействует также со сложными веществами

1.От водородных соединений других элементов хлор способен отнимать водород:

H₂S + Cl₂ = 2HCl + S

S^-2 - 2e = S⁰ восстановитель

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^- окислитель

2.Хлор способен взаимодействовать с водой. Хлор реагирует с водой по реакции диспропорционирования, при этом он меняет степень окисления от 0 до +1 и -1:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^- окислитель

Cl₂⁰ - 2e = 2Cl⁺ восстановитель

3.Хлор, как и другие галогены, способен реагировать со щелочами:

3Cl₂ + 6NaOH = 5 NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^- окислитель

Cl₂⁰ - 5e = Cl⁺⁵ восстановитель

4.Поскольку реакционная способность галогенидов от F к I падает, более активные галогены способны вытеснять менее активные из растворов галогеноводородных кислот:

2HI + Cl₂ = 2HCl + I₂

2I^- - 2e = I₂⁰ восстановитель

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^- окислитель

Вот мы и рассмотрели химические свойства хлора, а теперь рассмотрим его применение.

2.5 Применение

Хлор применяют в народном хозяйстве. Благодаря тому, что при взаимодействии хлора с водой образуется сильный окислитель- хлорноватистая кислота, хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, для отбеливания тканей и бумаги. Способность хлора реагировать со сложными веществами используется для получения пластмасс, красителей, медикаментов и др. продуктов путем хлорирования органических соединений. Хлор применяется также для синтеза соляной кислоты. Хлорная вода используется как сильный окислитель в химических лабораториях.

У кого-нибудь возникли вопросы по изученной теме?

Ученики: Нет.

Учитель: Тогда запишите, пожалуйста, домашнее задание.

Закрепление пройденного материала

И так мы сегодня прошли тему хлор и хлороводород. Хлор это очень токсичное вещество, поэтому следует быть при работе с ними очень осторожными. Хлор прежде всего окислитель, хлороводород же может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

ІІІ. Домашнее задание

§50 стр.159

Упражнение: С помощью каких реакций раствор иодида калия можно отличить от раствора хлорида натрия?

Доклад на тему: «Хлор в промышленности»

Реферат на тему: «Хлор в организме человека»

Тест

Тест

1. Среди галогенов - простых веществ - твердым является

1. фтор

2. хлор

3. бром

4. иод.

2. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства у

1. фтора

2. хлора

3. брома

4. иода

3. Степень окисления хлора в соединении Са (ОСl)₂

1. -1

2. +1

3. +3

4. +5

4. С какими из перечисленных веществ хлор не взаимодействует?

1. Водой;

2. раствором хлорида натрия;

3. раствором бромида натрия;

4. раствором щелочи.

5. Хлор в лаборатории получают при взаимодействии соляной кислоты с оксидом марганца (IV) по уравнению________________

6. Хлор взаимодействует с холодным раствором гидроксида калия по уравнению_________________________________________________

Ответ на домашнее задание:

Упражнение

1. Можно воспользоваться окислительно-восстановительными свойствами галогенид-ионов: иодид калия - сильный восстановитель и окисляется до иода под действием хлора:

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

Признак реакции - окрашивание раствора в темный цвет за счет иода. Хлорид натрия с хлором не реагирует.

2. Качественная реакция на галогенид-ионы - выпадение осадков при действии раствора нитрата серебра:

AgNO₃ + NaCl = AgClv + NaNO₃

AgNO₃ + KI = AgIv + KNO₃

AgCl - белый осадок

AgI - ярко-желтый осадок.

Тест:

1)4. 2)4. 3)2. 4)2.

5) 4HCl + MnO₂ = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

6) Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO + H₂O

Техника безопасности

Соблюдать осторожность при любых работах в лаборатории.

Опыты проводить в чистой посуде.

Не пробовать на вкус вещества.

Опыты проводить с такими количествами веществ, в такой посуде и приборов и в таких условиях, которые указаны в руководствах.

5. Нюхать вещества с осторожностью, не наклоняясь над посудой, а направляя к себе пары или газы рукой.

6. Пробирку, в которой нагревают жидкость, держать отверстием в сторону, так как жидкость вследствие перегревания нередко выбрасывается из пробирки.

7. Соблюдать осторожность при работе с источниками тока.

8. Остатки вредных веществ не выливать в раковину, а собирать их в предназначенные для этого сосуды.

9. Тонкостенную химическую посуду нагревать осторожно (подкладывание сетки, взбалтывание; не нагревать стекло выше уровня жидкости).

10. При работе с хлором:

а) производить опыты под тягой;

б) не вдыхать пары хлора;

в) беречь руки;

д) в случае ожога омывать обоженное место концентрированным раствором тиосульфата натрия.

Список литературы

Аликберова Л.Ю. Занимательная химия. - М., 1999.

Волович П.М., Бровко М.И. Химия, пособие-репетитор. - М.,2000.

Егоров А.С. Химия, пособие-репетитор, - Ростов-на-Дону., 1997.

Кузьменко Н.Е. Начало химии. - М., 2000.

Плетнер Ю.В., Полосин В.С. Практикум по методике обучения химии. - М., 1977.

Рудзитис Г.Е. Фельдман Ф.Г. Химия, учебник для 8 кл., - М., 1999.

7.Лекции по Методам Преподавания Химии проф. Боевой М.К. для студентов 3 курса химического факультета.

8.Лекции по неорганической химии Боева М.К.,Аминева Н.А. для студентов 1 курса химического факультета.

Приложение

Опыт №1: Получение хлороводорода.

Размещено на http://www.allbest.ru/

1

Для получения хлороводорода может быть использован такой же прибор, как и для получения хлора. В колбу насыпают 15--20 г хлорида натрия. Из капельной воронки приливают концентрированной серной кислоты. Реакция начинается без нагревания. Для ускорения ее колбу подогревают. Нужно следить за тем, чтобы масса реагирующих веществ несильно пенилась, иначе она будет переброшена в приемник для собирания газов. Хлороводород, как газ более тяжелый, чем воздух, собирают в сосуд, расположенный отверстием вверх. Газоотводную трубку опускают до дна сосуда. Выделение белого тумана у выхода сосуда показывает, что он заполнился хлороводоро-дом. Когда необходимый для опыта сосуд заполнится хлороводородом, то следует прекратить нагревание колбы, а конец газоотводной трубки опустить в колбу с водой, чтобы поглощать выделяющийся газ. Газоотводную трубку не следует опускать в воду, ее держат близко над поверхностью воды, иначе в случае прекращения выделения хлороводорода вода может быть переброшена в колбу

Опыт №2: Горение в хлоре сурьмы. В пробирку с хлором насыпают немного порошка сурьмы. Она горит в хлоре без нагревания.

Опыт №3: Горение в хлоре фосфора. Стеклянную трубку опускают в красный фосфор так, чтобы на ее конце осталось немного фосфора. При опускании трубки в пробирку с хлором фосфор загорается без предварительного нагревания.

Опыт №4: Горение в хлоре ацетилена. Небольшой кусочек карбида кальция прикручивают к железной проволоке. Карбид кальция сначала опускают в воду, затем в пробирку с хлором. Происходит вспышка.

Размещено на Allbest.ru