Учитель Амвросиевской общеобразовательной школы І-ІІІ ступеней 2 Хорошко Е.А. - презентация

1

2 Учитель Амвросиевской общеобразовательной школы І-ІІІ ступеней 2 Хорошко Е.А.

3 Тема урока: Щелочные металлы, инертные элементы и галогены

4 Цель урока: познакомить учащихся с физическими и химическими свойствами щелочных металлов, инертных элементов и галогенов; раскрыть их значение для организма человека; продолжать формировать умения составлять уравнения химических реакций.

5 Щелочные металлы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Щелочные металлы – это химические элементы с резко выраженными металлическими свойствами. Щелоччые металлы находятся в 1 группе главной подгруппы. Всегда в соединениях одноваленты.

6 История открытия щелочных металлов В 1807г. в Англии Г.Деви открыл натрий и калий: натрун - сода, алкали - щелочь. В 1817г. в Швеции А.Арфедсон открыл литий: литос - камень. В 1860 – 1861г.г. в Германии Р.Бунзен и Г.Кирхгоф открыли рубидий темно-красный и цезий небесно- голубой. В 1939г. во Франции Маргарита Перей открыла радиоактивный элемент франций, который назвал в честь своей страны.

7 Физические свойства. Литий, натрий, калий, рубидий в свободном состоянии серебристо-белые металлы, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Обратить внимание на их мягкость, все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу. Плотность металлов возрастает от лития к цезию, а температуры плавления – уменьшаются.

8 Задание 1 Используя таблицу 2 на странице 122 учебника, дайте характеристику физических свойств щелочных металлов.

9 Химические свойства щелочных металлов Как щелочные металлы реагируют с водой… Как натрий реагирует с калием… Составить уравнения химических реакций.

10 2Li+S=Li2S (сульфид) 2Na+2H2O=2NaOH9 щелочь)+H2 2Na+Cl2=2NaCl(хлорид) 4Li+O2=2Li2O (оксид ) 6Li+N2=2Li3N ( нитрид) 2Na+H2=2NaH (гидрид)

11 Типичные основные оксиды. Реагируют 1.с водой Li2O + H2O = 2LiOH(гидроксид лития) 2.с кислотными оксидами Na2O + SO3 =Na2SO4 3. с кислотами: K2O + 2HNO3 = 2KNO3 + H2O

12 Сильные основания (щелочи) основность увеличивается в ряду ( LiOH – NaOH – KOH – RbOH –CsOH); реагируют с кислотными оксидами: 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O - кислотами: LiOH + HCl = LiCl + H 2 О с солями: NaOH+CuCl 2 =2NaCl+Cu(OH) 2

13 Суточная потребность и основные источники поступления: составляет 0,25% от массы тела. Общее содержание калия в организме человека составляет примерно 250г. Суточная потребность в калия составляет 1,5-2 г. ЗНАЧЕНИЕ К ДЛЯ ОРГАНИЗМА

14 Лучшими натуральными источниками калия являются цитрусовые, томаты, все зеленые овощи с листьями, листья мяты, семечки подсолнуха, бананы, картофель. Калий в виде хлористого калия выделяется в основном почками, в количестве 4,5г - этим обусловлено его мочегонное действие. С солями калия всегда выделяется много воды. В меньшей степени калий выделяется кишечником и незначительное количество - с потом.

15 ЗНАЧЕНИЕ Na ДЛЯ ОРГАНИЗМА Суточная потребность составляет 0.08 % от массы тела. Нормы суточного потребления не существует, но считается, что потребность взрослого человека составляет около 9-16 грамм хлорида натрия в сутки. При физических нагрузках, в жаркое время года (повышенной температуры окружающей среды), у шахтеров, спортсменов которые участвуют в беге на длительные дистанции суточная потребность возрастает до 20 грамм поваренной соли в сутки.

16 Функции: 1.регулирует состояние водно- солевого обмена; 2. участвует в регуляции работы ферментов; 3. Проведение нервного импульса 4.Калий и натрий оба важны для нормального роста и состояния организма. Они являются антагонистами на клеточном уровне, т.е. повышение содержания натрия приводит к уменьшению калия в клетке.

17 ГАЛОГЕНЫ- химические элементы главной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенов-ионов F, Сl, Вr, I уменьшается.

18 К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At. Пока не синтезированный 117-й элемент, унунсептий Uus, также находится формально в группе галогенов, однако по химическим свойствам может существенно отличаться от них, как и астат. Представляют собой:

19 Фтор - зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит, попытка получить в свободном виде в больших количествах чревата последствиями. Хлор - зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый с резким запахом. Бром - красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах Иод - фиолетово-чёрные кристаллы. Очень легко возгоняется. Ядовит. Астат - очень радиоактивен, поэтому о нём мало известно.

20 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Общая формула галогенов – Г2 Взаимодействие галогенов с металлами, образуется соли Fреагирует при обычных условиях, при нагревании и с золотом, серебром, платиной. Al u Znв атмосфере фтора воспламеняются Zn +F2 =ZnF2 2Al +3 F2 = 2Al F3

21 Взаимодействие галогенов с водородом Фтор реагирует с водородом без нагревания, идет в темноте, хлор –на свету, бром- при нагревании, йод- при более сильном нагревании. H2 + F2 =2НF фтороводород H2 + Cl2 =2НCl хлороводород H2 + Br2 =2НBr бромоводород

22 Задания для закрепления материала: Определите место щелочных металлов, галогенов, инертных элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева. Охарактеризовать физические свойства щелочных металлов, галогенов, инертных элементов. Охарактеризовать химические свойства щелочных металлов, галогенов, инертных элементов, записать соответствующие уравнения реакций.