Слайд 3

Слайд 4

ВЕЛЕС-бог дикої природи та тварин ПЕРУН- творець земних урожаїв, подавець їжі, установник та покровитель землеробства.

Слайд 5

Водяний Лісовик

Слайд 6

Обмежена чисельність людей, що живуть на планеті, дозволяла задовольняти свої потреби не вдаючись до істотних змін у природі.

Слайд 7

Слайд 8

У 20 столітті відносини з природою суттєво загострилися.

Слайд 9

Завдяки величезній кількості ліків все менше хвороб відносять до розряду невиліковних. Одночасно з'явилися нові захворювання, пов'язані з наслідками використання ліків, наприклад, алергія.

Слайд 10

гмо

Генномодифіковані продукти приносять величезну економічну вигоду, АЛЕ завдають екологічної шкоди, позначаючись на сортоутворення і, можливо, здоров'я людей. 10

Слайд 11

Мирний атом?

Використання атомних станцій приносить економічну користь та екологічну шкоду.

Слайд 12

А тепер хлопці, спробуйте сформулювати проблему, якою ми займатимемося на уроці.

ФТОР І ЙОГО З'ЄДНАННЯ

Слайд 13

Отже, тема нашого уроку: «З'ЄДНАННЯ ФТОРА. КОРИСТЬ І ШКОДА».

Слайд 14

Обговорення проблеми використання сполук фтору, пропоную провести у вигляді суду.

СУДДЯ Секретар Присяжні Звертатися до судді можна зі словами: «Ваша Честь». У процесі суддя може дати слово команді чи позбавити його. На всі питання може відповісти Секретар Суду. Присяжні зобов'язані вибрати Старшину, уважно стежити за перебігом процесу та наприкінці засідання винести свій вердикт. адвокати обвинувачі

Слайд 15

Для ознайомлення зі справою Суд надає матеріали на пронумерованих аркушах та інструкції. Номер листа відповідає номеру жетону, який ви витягли під час входу до класу. Час для ознайомлення зі справою та підготовки до виступу 10 хвилин. До кожної справи додається інструкція.

Слайд 16

Правила судового засідання

Суд розглядатиме лише науково доведені факти. Кожен виступ потрібен. починати зі слів: Моя позиція… Обґрунтування… Приклад… Отже… Під час процесу суддя може дати вам слово або позбавити його. Присяжні зобов'язані уважно стежити за перебігом процесу та винести свою думку з цього питання.

Слайд 17

інструкції

Розібрати листи із запропонованим матеріалом про властивості Фтору відповідно до номеру жетону. Вибрати лідера групи. Спільно обговорити одержане завдання. Визначте тему. Із запропонованих фактів вибрати найбільш значущі для використання їх як аргументи для захисту своєї точки зору. Розподілити обов'язки (виготовити постер, написати гасло). Наголосити на фактах, які не увійдуть у виступ, але викликають інтерес. Визначити порядок виступів Кожен виступ потрібно починати зі слів: Моя позиція…. Обгрунтування (доказ) ... Приклад - (факти, що ілюструють аргумент); Отже (висновок) Звертатися до Судді можна зі словами: «Ваша честь» Суддя може дати слово команді або позбавити його.

Слайд 18

Наприклад:

Ваша Честь, (Позиція) я виступаю за використання сполук Фтору (Обгрунтування), тому що Фтор є життєво необхідним елементом для організму. (Приклад) при недостатньому (менше 0,5 мг/л питної води) споживанні Фтору в організмі можуть розвинутися різні захворювання зубів. (Отже) Я вважаю, що сполуки Фтору приносять користь. АБО: (Позиція) Ваша Честь, я виступаю за заборону використання Фтору, (Обгрунтування) тому, що Фтор є нейротропною отрутою (Приклад) надмірна кількість Фтора порушують обмінні процеси в організмі, пригнічують тканинне дихання (Отже) З'єднання Фтору не повинні використовуватися у промисловості.

Слайд 19

Захист позицій відбувається у вигляді «Живої лінії»

По діагоналях класу проведено лінії, на яких через однакову відстань нанесено мітки. Кожен із учнів виступаючи зі своїми поглядами, у разі схвалення Судді, просувається вперед однією мітку. На підлозі в центрі класу зображено коло, до якого повинен дійти представник кожної з груп.

Слайд 20

«жива лінія»

Слайд 21

Створення постера

Для матеріалів постера необхідно із запропонованих малюнків вибрати той, який відповідає обраному для озвучування факту Вирізати малюнок і наклеїти його на аркуш формату А3 Написати гасло (ідею, основну думку) Помістити постер на класну дошку.

Слайд 22

Підведення підсумків.

Далі йде обговорення. Секретар: Ваша Честь, вийшло так, що кількість аргументів за використання Фтора дорівнює кількості аргументів проти його використання, а постери, виготовлені групами чудово відображають точку зору команди. Суддя: пропоную заслухати думку присяжних. Виступає Старшина Присяжних… Суддя: Лідери груп, чи погоджуєтесь ви з таким рішенням Присяжних? Відповідь Лідерів груп… Суддя: тепер давайте вислухаємо наших шановних Присяжних…

Слайд 23

Аналіз роботи груп:

Вчитель: Діти, сьогодні ми провели незвичайний урок. Що було в ньому незвичайного? Відповіді… Вчитель: Чи з'явилася у вас якась позиція щодо використання досягнень науки, зокрема використання з'єднань Фтора? Відповіді ... Учитель: тоді давайте оцінимо свою роботу використовуючи "Лінійки оцінки", які лежать у вас на столах. А тепер покажіть, що у вас вийшло. Молодці! Всім дякую! Було дуже приємно працювати з вами.

Переглянути всі слайди

Галогени в періодичній таблиці розташовані ліворуч від шляхетних газів. Ці п'ять токсичних неметалевих елементів входять до 7 групи періодичної таблиці. До них відносяться фтор, хлор, бром, йод та астат. Хоча астат радіоактивний і має лише короткоживучі ізотопи, він поводиться, як йод, і його часто зараховують до галогенів. Оскільки галогенні елементи мають сім валентних електронів, їм необхідний лише один додатковий електрон освіти повного октету. Ця характеристика робить їх активнішими, ніж інші групи неметалів.

Загальна характеристика

Галогени утворюють двоатомні молекули (виду Х 2 де Х позначає атом галогену) - стійку форму існування галогенів у вигляді вільних елементів. Зв'язки цих двоатомних молекул є неполярними, ковалентними та одинарними. дозволяють їм легко вступати у поєднання з більшістю елементів, тому вони ніколи не зустрічаються у незв'язаному вигляді у природі. Фтор – найактивніший галоген, а астат – найменш.

Усі галогени утворюють солі І групи зі схожими властивостями. У цих сполуках галогени присутні як галоїдних аніонів з зарядом -1 (наприклад, Cl - , Br -). Закінчення -ід вказує на наявність галогенід-аніонів; наприклад Cl - називається "хлорид".

Крім того, хімічні властивості галогенів дозволяють їм діяти як окислювачі - окислювати метали. Більшість хімічних реакцій, у яких беруть участь галогени - окислювально-відновні у водному розчині. Галогени утворюють одинарні зв'язки з вуглецем або азотом де ступінь їх окислення (СО) дорівнює -1. Коли атом галогену заміщений ковалентно-пов'язаним атомом водню в органічній сполукі, префікс гало може бути використаний у загальному сенсі, або префікси фтор-, хлор-, бром-, йод- для конкретних галогенів. Галогенні елементи можуть мати перехресний зв'язок з утворенням двоатомних молекул із полярними ковалентними одинарними зв'язками.

Хлор (Cl 2 ) став першим галогеном, відкритим у 1774 р., потім були відкриті йод (I 2), бром (Br 2), фтор (F 2) та астат (At, виявлений останнім, 1940 р.). Назва «галоген» походить від грецького коріння hal-(«сіль») та -gen («утворювати»). Водночас ці слова означають «солетворний», наголошуючи на тому, що галогени, вступаючи в реакцію з металами, утворюють солі. Галіт - це назва кам'яної солі, природного мінералу, що складається з натрію хлориду (NaCl). І, нарешті, галогени застосовуються в побуті - фторид міститься в зубній пасті, хлор знезаражує питну воду, а йод сприяє виробленню гормонів щитовидної залози.

Хімічні елементи

Фтор - елемент з атомним номером 9, що позначається символом F. Елементарний фтор вперше був виявлений в 1886 шляхом виділення його з плавикової кислоти. У вільному стані фтор існує у вигляді двоатомної молекули (F 2) і є найпоширенішим галогеном у земній корі. Фтор – найбільш електронегативний елемент у періодичній таблиці. При кімнатній температурі є блідо-жовтим газом. Фтор також має невеликий атомний радіус. Його - -1, за винятком елементарного двоатомного стану, в якому його ступінь окислення дорівнює нулю. Фтор є надзвичайно хімічно активним і безпосередньо взаємодіє з усіма елементами, крім гелію (He), неону (Ne) та аргону (Ar). У розчині H 2 O плавикової кислоти (HF) є слабкою кислотою. Хоча фтор сильно електронегативний, його електронегативність не визначає кислотність; HF є слабкою кислотою у зв'язку з тим, що іон фтору основний (рН>7). Крім того, фтор виготовляє дуже потужні окислювачі. Наприклад, фтор може вступати в реакцію з інертним ксеноном газом і утворює сильний окислювач дифторид ксенону (XeF 2). У фтору багато застосувань.

Хлор - елемент з атомним номером 17 та хімічним символом Cl. Виявлено у 1774 р. шляхом виділення його із соляної кислоти. У своєму елементарному стані він утворює двоатомну молекулу Cl2. Хлор має кілька СО: -1, +1, 3, 5 та 7. При кімнатній температурі він є світло-зеленим газом. Оскільки зв'язок, який утворюється між двома атомами хлору, є слабким, молекула Cl 2 має дуже високу здатність вступати в сполуки. Хлор реагує з металами з утворенням солей, які називаються хлоридами. Іони хлору є найпоширенішими іонами, вони містяться у морській воді. Хлор також має два ізотопи: 35 Cl і 37 Cl. Хлорид натрію є найбільш поширеною сполукою з усіх хлоридів.

Бром – хімічний елемент з атомним номером 35 та символом Br. Вперше було виявлено 1826 р. В елементарній формі бром є двоатомною молекулою Br 2 . При кімнатній температурі є червонувато-коричневою рідиною. Його СО - -1, + 1, 3, 4 і 5. Бром активніший, ніж йод, але менш активний, ніж хлор. Крім того, бром має два ізотопи: 79 Вг і 81 Вг. Бром зустрічається в броміді, розчинених у морській воді. За останні роки виробництво броміду у світі значно збільшилося завдяки його доступності та тривалому часу життя. Як і інші галогени, бром є окислювачем і дуже токсичним.

Йод – хімічний елемент з атомним номером 53 та символом I. Йод має ступеня окислення: -1, +1, +5 та +7. Існує у вигляді двоатомної молекули, I 2 . При кімнатній температурі є твердою речовиною фіолетового кольору. Йод має один стабільний ізотоп – 127 I. Вперше виявлений у 1811 р. за допомогою морських водоростей та сірчаної кислоти. В даний час іони йоду можуть бути виділені в морській воді. Незважаючи на те, що йод не дуже добре розчинний у воді, його розчинність може зрости при використанні окремих йодидів. Йод відіграє важливу роль в організмі, беручи участь у виробленні гормонів щитовидної залози.

Астат - радіоактивний елемент з атомним номером 85 та символом At. Його можливі ступені окислення: -1, +1, 3, 5 і 7. Єдиний галоген, який не є двоатомною молекулою. У нормальних умовах є металевою твердою речовиною чорного кольору. Астат є дуже рідкісним елементом, тому про нього відомо небагато. Крім того, астат має дуже короткий період напіврозпаду не довше кількох годин. Отриманий у 1940 р. у результаті синтезу. Вважають, що астат схожий на йод. Відрізняється

У таблиці нижче показано будову атомів галогенів, структуру зовнішнього шару електронів.

Подібна будова зовнішнього шару електронів зумовлює те, що фізичні та хімічні властивості галогенів схожі. Разом з тим, при зіставленні цих елементів спостерігаються і відмінності.

Періодичні властивості групи галогенів

Фізичні властивості простих речовин галогенів змінюються із підвищенням порядкового номера елемента. Для кращого засвоєння та більшої наочності ми пропонуємо кілька таблиць.

Точки плавлення та кипіння у групі зростають у міру зростання розміру молекули (F

Таблиця 1. Галогени. Фізичні властивості: точки плавлення та кипіння

• Атомний радіус зростає.

Розмір ядра збільшується (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Таблиця 2. Галогени. Фізичні властивості: атомні радіуси

• Енергія іонізації зменшується.

Якщо зовнішні валентні електрони не знаходяться поблизу ядра, то для їхнього видалення від нього не потрібно багато енергії. Таким чином, енергія, необхідна для виштовхування зовнішнього електрона не така висока в нижній частині групи елементів, так як тут більше енергетичних рівнів. Крім того, висока енергія іонізації змушує елемент виявляти неметалеві якості. Йод та дисплей астат виявляють металеві властивості, тому що енергія іонізації знижується (At< I < Br < Cl < F).

Таблиця 3. Галогени. Фізичні властивості: енергія іонізації

• Електронегативність зменшується.

Число валентних електронів в атомі зростає зі збільшенням рівнів енергії при прогресивно нижчих рівнях. Електрони прогресивно далі від ядра; Таким чином, ядро ​​і електрони не як притягуються один до одного. Збільшення екранування спостерігається. Тому Електронегативність зменшується зі зростанням періоду (At< I < Br < Cl < F).

Таблиця 4. Галогени. Фізичні властивості: електронегативність

• Спорідненість до електрона зменшується.

Так як розмір атома збільшується зі збільшенням періоду, спорідненість до електрона, як правило, зменшується (< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Таблиця 5. Спорідненість галогенів до електрона

• Реактивність елементів зменшується.

Реакційна здатність галогенів падає зі зростанням періоду (At

Водень + галогени

Галогенід утворюється, коли галоген реагує з іншим, менш електронегативним елементом з утворенням бінарної сполуки. Водень реагує з галогенами, утворюючи галогеніди виду НХ:

• фтороводород HF;
• хлороводень HCl;
• бромоводень HBr;
• йодоводород HI.

Галогеніди водню легко розчиняються у воді з утворенням галогенводневої (плавикової, соляної, бромистоводневої, йодистоводневої) кислоти. Властивості цих кислот наведені нижче.

Кислоти утворюються наступною реакцією: HX (aq) + H 2 O (l) → Х - (aq) + H 3 O + (aq).

Всі галоїдоводні утворюють сильні кислоти, за винятком HF.

Кислотність галогеноводородних кислот збільшується: HF

Плавікова кислота здатна гравірувати скло та деякі неорганічні фториди тривалий час.

Може здатися нелогічним, що HF є найслабшою галогенводневої кислотою, так як фтор має найвищу електронегативність. Проте зв'язок Н-F дуже сильна, у результаті кислота дуже слабка. Сильний зв'язок визначається короткою довжиною зв'язку та великою енергією дисоціації. З усіх галогенідів водню HF має найкоротшу довжину зв'язку та найбільшу енергію дисоціації зв'язку.

Галогенні оксокислоти

Галогенні оксокислоти є кислотами з атомами водню, кисню і галогену. Їхня кислотність може бути визначена за допомогою аналізу структури. Галогенні оксокислоти наведені нижче:

• Хлорнувата кислота HOCl.
• Хлориста кислота HClO 2 .
• Хлорна кислота HClO 3 .
• Хлорна кислота HClO 4 .
• Бромновата кислота HOBr.
• Бромнувата кислота HBrO 3 .
• Бромна кислота HBrO 4 .
• Іодноватиста кислота HOI.
• Йодна кислота HIO 3 .
• Метайодна кислота HIO4, H5IO6.

У кожній із цих кислот протон пов'язаний з атомом кисню, тому порівняння довжин зв'язків протонів тут марне. Домінуючу роль тут грає електронегативність. Активність кислотних зростає зі збільшенням числа атомів кисню, пов'язаний з центральним атомом.

Зовнішній вигляд та стан речовини

Основні фізичні властивості галогенів коротко можна виразити у таблиці.

Пояснення зовнішнього вигляду

Колір галогенів є наслідком поглинання видимого світла молекулами, що викликає збудження електронів. Фтор поглинає фіолетове світло, отже, виглядає світло-жовтим. Йод, навпаки, поглинає жовте світло і виглядає фіолетовим (жовтий і фіолетовий - кольори, що доповнюють). Колір галогенів стає темнішим із зростанням періоду.

У закритих ємностях рідкий бром і твердий йод перебувають у рівновазі зі своїми парами, які можна спостерігати як кольорового газу.

Хоча колір астату невідомий, передбачається, що він повинен бути темнішим за йод (тобто чорний) відповідно до закономірності, що спостерігається.

Тепер, якщо вас попросять: «Охарактеризуйте фізичні властивості галогенів», вам що сказати.

Ступінь окислення галогенів у сполуках

Ступінь окиснення часто використовується замість поняття "валентність галогенів". Як правило, ступінь окислення дорівнює -1. Але якщо галоген пов'язані з киснем чи іншим галогеном, може приймати інші стани: СО кисню -2 має пріоритет. У разі двох різних атомів галогену, з'єднаних разом, більш електронегативний атом превалює і приймає -1.

Наприклад, в хлориді йоду (ICl) хлор має СО -1 і йод +1. Хлор є електронегативнішим, ніж йод, тому його СО дорівнює -1.

У бромній кислоті (HBrO 4) кисень має СО -8 (-2 х 4 атоми = -8). Водень має загальний ступінь окиснення +1. Додавання цих значень дає СО -7. Оскільки кінцеве СО з'єднання має бути нульовим, СО брому дорівнює +7.

Третім винятком із правила є ступінь окислення галогену в елементарній формі (X 2), де його СО дорівнює нулю.

Чому СО фтору завжди -1?

Електронегативність збільшується зі зростанням періоду. Тому фтор має найвищу електронегативність із усіх елементів, що підтверджується його положенням у періодичній таблиці. Його електронна конфігурація 1s 2 2s 2 2p 5 . Якщо фтор отримує ще один електрон, крайні р-орбіталі повністю заповнені та становлять повний октет. Оскільки фтор має високу електронегативність, може легко відібрати електрон у сусіднього атома. Фтор у разі ізоелектронен інертному газу (із вісьма валентними електронами), всі його зовнішні орбіталі заповнені. У такому стані фтор набагато стабільніший.

Отримання та застосування галогенів

У природі галогени перебувають у стані аніонів, тому вільні галогени одержують шляхом окислення шляхом електролізу чи з допомогою окислювачів. Наприклад, хлор виробляється гідролізом розчину кухонної солі. Застосування галогенів та його сполук різноманітне.

• Фтор. Незважаючи на те, що фтор дуже реактивний, він використовується в багатьох галузях промисловості. Наприклад, він є ключовим компонентом політетрафторетилену (тефлону) та деяких інших фторполімерів. Хлорфторвуглеці являють собою органічні які раніше використовувалися як холодоагенти та пропеленти в аерозолях. Їх застосування припинилося через можливий їх вплив на довкілля. Їх замінили гідрохлорфторвуглеці. Фтор додають у зубну пасту (SnF 2) та питну воду (NaF) для запобігання руйнуванню зубів. Цей галоген міститься в глині, що використовується для виробництва деяких видів кераміки (LiF), використовується в ядерній енергетиці (UF 6) для отримання антибіотика фторхінолону, алюмінію (Na 3 AlF 6), для ізоляції високовольтного обладнання (SF 6).
• Хлортакож знайшов різноманітне застосування. Він використовується для дезінфекції питної води та плавальних басейнів. (NaClO) є основним компонентом відбілювачів. Соляна кислота широко використовується в промисловості та лабораторіях. Хлор присутній у полівінілхлориді (ПВХ) та інших полімерах, які використовуються для ізоляції проводки, труб та електроніки. Крім того, хлор виявився корисним і у фармацевтичній промисловості. Лікарські засоби, що містять хлор, використовуються для лікування інфекцій, алергії та діабету. Нейтральна форма гідрохлориду – компонент багатьох препаратів. Хлор використовується також для стерилізації лікарняного обладнання та дезінфекції. У сільському господарстві хлор є компонентом багатьох комерційних пестицидів: ДДТ (дихлородифенілтрихлоретан) використовувався як сільськогосподарський інсектицид, але його використання було припинено.

• Бромзавдяки своїй негорючості застосовується для придушення горіння. Він також міститься у бромистому метилі, пестициді, що використовується для зберігання врожаю та придушення бактерій. Однак надмірне використання було припинено через його вплив на озоновий шар. Бром застосовують при виробництві бензину, фотоплівки, вогнегасників, ліків для лікування пневмонії та хвороби Альцгеймера.
• Йодвідіграє важливу роль у належному функціонуванні щитовидної залози. Якщо організм не отримує достатньої кількості йоду, відбувається збільшення щитовидної залози. Для профілактики зоба цей галоген додають у кухонну сіль. Йод також використовується як антисептичний засіб. Йод міститься в розчинах, що використовуються для очищення відкритих ран, а також дезінфікуючих спреях. Крім того, йодид срібла має важливе значення у фотографії.
• Астат- радіоактивний та рідкоземельний галоген, тому ще ніде не використовується. Проте вважають, що цей елемент може допомогти йоду у регуляції гормонів щитовидної залози.