Открытый урок «Изучение свойств галогенов на примере йода»

ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

ЛУГАНСКОЙ НАРОДНОЙ РЕСПУБЛИКИ

«ПЕРВОМАЙСКИЙ КОЛЛЕДЖ»

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА

Открытый урок по химии «Изучение свойств галогенов на примере йода»

Подготовил преподаватель

ГБОУ СПО ЛНР

«Первомайский колледж»

Решетник В. И.

2022

Тема: «Изучение свойств галогенов на примере йода»

Образовательная: Сформировать знания о йоде как элементе и простом веществе. Рассмотреть строение атома, физические и химические свойства, получение и применение йода.

Воспитательная: Воспитание навыков сотрудничества, умения слушать, общаться и работать индивидуально, в паре, в группах. Показать связь изучаемой темы с жизнью. Воспитывать культуру умственного труда, культуру участия в беседе, обсуждении.

Развивающая: Развитие умений устанавливать причинно-следственные связи состав – свойства - применение. Развивать практические навыки по химии, навыки сравнения, обобщения материала; учить размышлять, прогнозировать.

Материально-дидактическое обеспечение урока:

- учебник «Химия. 10класс: учеб. для общеобразоват. организаций/ Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение,2014. – 224 с.»;

- таблица Менделеева;

- химический штатив;

- мерный цилиндр;

- химический стакан,

- пробирка;

- спиртовка;

- химический фильтр;

- фарфоровая чаша;

- йодид калия;

- перекись водорода;

- йодная настойка;

- дихромат калия;

- уксусная кислота;

- раствор аммиака;

- алюминиевый порошок;

- крахмал;

- тиосульфат натрия;

- бром;

- фторид кальция;

- инструкционные карточки с заданиями.

Ход урока:

I. Организационный этап (2 мин):

- приветствие;

- проверка отсутствующих;

- проверка готовности учащихся к работе;

- проверка подготовленности кабинета к уроку;

- организация внимания.

II. Этап подготовки учащихся к активному и сознательному усвоению нового материала (1 мин):

- сообщение темы и цели урока;

- мотивация учебной деятельности учащихся.

III. Этап усвоения новых знаний (30 мин)

План изложения:

1. Электронное строение галогенов.

2. Получение галогенов.

3. Опыт 1, проводится преподавателем.

4. Физические свойства галогенов

5. Опыт 2, проводится преподавателем.

6. Химические свойства галогенов

7. Опыт 3, проводится преподавателем.

8. Самостоятельная практическая работа для обучающихся.

9. Опыт 4, проводится преподавателем.

IV. Этап закрепления новых знаний (10 мин):

Метод: Самостоятельная практическая работа для обучающихся «Египетская ночь»

V. Этап информации учащихся о домашнем задании, инструктаж по его выполнению (2 мин):

- поведение итогов урока;

- аргументация выставленных оценок;

- сообщение домашнего задания: оформить отчет о практической работе

- инструктаж по выполнения домашнего задания.

Содержание урока

Галогены — элементы VIIA–группы периодической таблицы. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At, а также (формально) искусственный элемент теннессин Ts.

Галогены в переводе с греческого означает «рождающие соли», что указывает на их способность реагировать с металлами с образованием солей.

На внешнем энергетическом уровне атомов галогенов содержится 7 электронов, конфигурация внешнего энергетического уровня ns²np⁵.

В невозбуждённом состоянии атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон, поэтому имеют валентность I.

В возбужденном состоянии у атомов галогенов, кроме фтора, происходит переход валентных электронов с p уровня на уровень d и, соответственно, увеличение валентности:

ns²np⁴nd¹

валентность III

ns²np³nd³

валентность V

ns¹np³nd³

валентность VII

Присоединяя один электрон, атомы галогенов приобретают устойчивую конфигурацию ближайшего инертного газа, образуя галогенид-анионы Hal^-.

Низшая степень окисления галогенов в соединениях равна -1, высшая, кроме фтора, +7. Хлор, бром и иод в соединения способны проявлять положительные степени окисления, наиболее типичными из которых являются +1, +3, +5, +7.

Фтор является самым электроотрицательным элементом, поэтому он не образует соединений, в которых его степень окисления имеет положительные значения, единственная степень окисления фтора -1. Атом фтора, элемента второго периода, не имеет d–орбиталей, поэтому не переходит в возбужденное состояние и проявляет только валентность I.

С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, неметаллические свойства ослабевают.

Элемент	№	Конфигурация внешнего электронного уровня	Возможные степени окисления	Возможные значения валентности	Изменения свойств ¯
F	9	2s22p5	-1, 0	I	Радиус увеличивается. Электроотрицательность уменьшается. Неметаллические свойства уменьшаются
Cl	17	3s23p5	-1, 0, +1, +3, +5, +7	I,III,V,VII
Br	35	4s24p5
I	53	5s25p5

Галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.

Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а теннессин в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причём объёмы производства хлора значительно выше, чем трёх других стабильных галогенов.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF₂).

Получение галогенов

Промышленное получение фтора и хлора основано на электролизе: фтор получают исключительно электролизом расплавов фторидов металлов, хлор – расплавов и растворов хлоридов:

2KF = 2K + F₂ (расплав)

2NaCl = 2Na + Cl₂ (расплав)

2NaCl + H₂O = 2Na OH + H₂ +Cl₂

Бром и иод получают путём окисления бромидов и иодидов хлором, например:

2NaBr + Cl = 2NaCl + Br₂

В лаборатории хлор получают действием различных окислителей (MnO₂, PbO₂, KMnO₄, KClO₃, K₂Cr₂O₇) на соляную кислоту, например:

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Бром и иод получают аналогично, окисляя HBr, HI или их соли, например:

6KBr + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ = 3Br + Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

Опыт 1. Получение йода

Демонстрационный опыт, проводимый преподавателем

Способ 1

Самым доступным способом получения иода является выделение его из иодной настойки. Аптечная настойка иода представляет собой водно-спиртовый раствор иода и иодида калия. Вот одна из рецептур настойки, взятая из книги И.А. Муравьев Технология лекарств (т. 2):

Для приготовления 5% раствора иода берут 50 весовых частей кристаллического иода, 20 весовых частей иодида калия, воды и спирта 95% поровну до 1000 объемных частей.

Иод растворим в воде плохо, поэтому для увеличения растворимости иода в настойку добавляют иодид калия. Иодид калия образует с иодом комплекс:

KI + I₂ ↔ KI₃

Как следует из рецепта, 1 л настойки содержит 50 г иода и 20 г иодида калия. Чтобы выделить иод, нам необходимо разрушить иодид калия. Для этого к иодной настойке добавляют перекись водорода и кислоту (серную, в крайнем случае - уксусную). Иодид калия окисляется. Необходимое количество веществ рассчитывают по уравнению:

2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + I₂ + 2H₂O

(Как видно из уравнения, кислота необходима, чтобы равновесие сместилось вправо).

В результате окисления иодида калия мы, во-первых, уменьшаем растворимость иода, во-вторых - получаем дополнительное количество иода. Перекись водорода и кислоту можно взять в некотором избытке.

Чтобы дополнительно уменьшить растворимость иода настойку разводят в несколько раз водой (это делают после добавления перекиси и кислоты).

Теперь остается подождать, пока иод осядет, декантировать (аккуратно слить) большую часть раствора и отфильтровать осадок иода. Вы получите влажный иод. Для некоторых опытов (например, получение иодистого азота) подойдет и такой, однако, для других экспериментов иод следует высушить. Сделать это не так просто, поскольку иод летуч. Если оставить влажный иод на воздухе, он будет испаряться вместе с водой.

Влажный иод отжимают с помощью шприца. После этого иод следует сушить в эксикаторе над обезвоживающим агентом (например, безводный сульфат меди). Если нет эксикатора - подойдет пакет-струна, небольшая банка или другая закрытая емкость.

С целью дальнейшей очистки иода можно провести его сублимацию. Для этого иод помещают в невысокий стаканчик и накрывают его сверху круглодонной колбочкой, в которую налита холодная вода. Стаканчик ставят на песчаную баню, которую нагревают. Иод сублимируется со дна стаканчика и конденсируется на холодной поверхности колбы.

Способ 2

В практикуме Ю.В. Карякин, И.И. Ангелов Чистые химические вещества описана следующая методика получения йода:

Возьмите 1 масс. ч. высушенного йодида калия KI и 1.5-2 ч. бихромата калия K₂Cr₂O₇. Смесь разотрите и поместите в реторту, которую соедините с охлаждаемым приемником. Реторту нагревают до тех пор, пока не прекратится выделение фиолетовых паров йода.

Для простоты вместо реторты можно взять большую пробирку, а в качестве приемника использовал небольшую колбочку. Соединение приемника и пробирки уплотнили с помощью стекловаты. Можно использовать и обыкновенную вату, но это плохой вариант, поскольку хлопковая вата горит. Не стоит вставлять горлышко пробирки в приемник слишком глубоко - иначе в этой части пробирки будет конденсироваться йод. Колбочка была частично помещена в стакан холодной с водой.

Пробирку нагрели в пламени горелки - сперва слабо и равномерно по всей длине, потом сильно. Смесь стала темнеть, появились пары йода. Со временем выделение паров йода усилилось, они приобрели почти черный цвет. В колбе и на горлышке пробирки начал конденсироваться йод. Количество йода в колбочке со временем значительно увеличилось. Для охлаждения приемник время от времени поливали холодной водой.

Пробирку необходимо нагревать сильно и по всей длине, иначе в холодных местах будут конденсироваться кристаллы йода. Когда выделение паров почти прекратиться, пробирку частично высовывают из приемника и нагревают ее верхнюю часть, где возле горлышка осел йод.

После охлаждения йод извлекают из приемника с помощью пластмассового шпателя. Хранить йод следует в плотно закрытых бутылках.

Физические свойства галогенов

Все галогены образуют двухатомные молекулы Hal₂, наиболее прочной из которых является молекула хлора Cl₂. Все галогены имеют очень резкий неприятный запах, вдыхание галогенов даже в небольших количествах вызывает раздражение дыхательных путей и раздражение слизистых оболочек. Галогены токсичны, особенно опасен фтор.

Галогены относительно плохо растворяются в воде. Так, при комнатной температуре в 1 л воды растворяется 2,5 объёмов хлора. Раствор хлора в воде называют хлорной водой, раствор брома в воде — бромной водой. Растворимость брома в воде при комнатной температуре составляет 3,5 г в 100 г воды, иода — 0,02 г. Фтор при пропускании его через воду бурно реагирует с ней:

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂

Галогены хорошо растворяются в органических растворителях, таких как бензол, четырёххлористых углерод, этанол, диэтиловый эфир, сероуглерод.

От фтора к иоду увеличиваются температуры кипения и плавления галогенов, интенсивность их окраски. Так фтор — светло-зелёный газ, хлор — газ жёлто-зелёного цвета, бром — красно-бурая жидкость (бром — единственный жидкий неметалл), иод образует серо-чёрные кристаллы, легко возгоняется (переходит из твёрдого состояния в газообразное, минуя жидкое), пары иода имеют фиолетовую окраску.

Опыт 2. Проявление отпечатков пальцев с помощью йода

Демонстрационный опыт, проводимый преподавателем

В пробирку поместим небольшой кусок йода. Нагреем над спиртовкой для более быстрого перехода в газообразное состояние. На белом листе оставляем несколько отпечатков. После того как весь йод сублимировал аккуратно перевернем пробирку чтобы пары оказались на бумаге. Спустя какое-то время проявятся оставленные ранее

Почему это происходит? При обычных давлении и температуре иод представляет собой твердое кристаллическое вещество с металлическим блеском. Однако оно летуче, поэтому легко сублимирует. А также иод может с легкостью испаряться из водных растворов. Так как молекулы иода (I₂) неполярны, они плохо растворяются в воде, но зато хорошо растворимы в неполярных растворителях – например, в маслах.

Результирующий, или суммарный, заряд любой молекулы равен нулю. Однако составляющие ее положительно и отрицательно частицы могут быть неравномерно распределены в пространстве структуры молекулы. И тогда молекулу называют «полярной». В молекулах, состоящих из атомов одного и того же элемента – таких как N₂, Cl₂, I₂, S₈ – или в симметрично построенных молекулах – например, в метане (CH₄) и бензоле (C₆H₆) – заряды в каждой молекуле равномерно распределены. Такие соединения называют «неполярными». К примеру, к неполярным растворителям относятся бензин, керосин, масла и жиры. Именно поэтому содержащийся в отпечатке жир временно связывается с молекулами иода. Другими словами, неполярные молекулы иода на какое-то время закрепляются на неполярных жирах в отпечатках пальцев.

Химические свойства галогенов

Галогены относятся к химически активным веществам. В реакциях с металлами и большинством неметаллов, а также со сложными веществами галогены проявляют сильные окислительные свойства. Наиболее активен в химических реакциях фтор. С увеличением молекулярной массы активность галогенов снижается.

Взаимодействие с металлами

При взаимодействии галогенов с металлами образуются соли: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.

Фтор реагирует со всеми металлами (даже с золотом и платиной), с большинством — при обычных условиях:

Ca+F₂ →CaF₂,

2Au+3F₂ 2AuF₃.

Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании:

2Fe+3Cl₂  2FeCl₃,

Cu+Br₂  CuBr2,

2Al+3I₂  2AlI₃.

Взаимодействие с водородом

В реакциях галогенов с водородом образуются газообразные галогеноводороды.

Фтор взаимодействует с водородом со взрывом с образованием фтороводорода:

H₂+F₂ → 2HF.

Смесь хлора с водородом взрывается только при поджигании или освещении. В результате реакции образуется хлороводород:

H₂+Cl₂ → t2HCl.

Бром начинает реагировать с водородом только при нагревании, и реакция происходит без взрыва. Продукт реакции — бромоводород:

H₂+Br₂  2HBr.

Реакция иода с водородом идёт медленно даже при нагревании. Иод с водородом образуют газ иодоводород:

H₂+I₂  2HI.

На примере этих реакций прослеживается снижение химической активности веществ в ряду:  фтор — хлор — бром — иод.

Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде. Их растворы представляют собой кислоты:

HF — плавиковая, HCl — соляная, HBr — бромоводородная, HI — иодоводородная.

Сила кислот в этом ряду увеличивается. Самая слабая из них — плавиковая кислота, самая сильная — иодоводородная.

Опыт3. Реакция йода с аммиаком

Демонстрационный опыт, проводимый преподавателем

Йодистый азот - это одно из неустойчивых соединений, которое громко взрывается от малейшего прикосновения. Получить его можно использовав два вещества, которые можно купить в аптеке...

Данный эксперимент отросится к категории химических шалостей, которые любитель химии применяли с давних пор. Среди химических соединений встречаются такие, которые по праву можно назвать "недотрогами". Они способны взрываться от слабого трения, прикосновения и даже сильного звука. К таким соединениям и относится йодистый азот, химическая формула которого выглядит так :

NH₃·NI₃

Йодистый азот образуется при химической реакции нашатырного спирта с йодом. Йод можно взять и в виде аптечного раствора, что более доступно, так и в кристаллической форме, купив его в магазине химикатов. Для приемлемого результата пропорция смешивания - 50 мл 20% раствора нашатырного спирта и 20 мл 5%-го аптечного раствора йода в спирту (этаноле). При избытке нашатырного спирта после реакции раствор будет иметь резкий запах аммиака. Если все правильно, то Вы быстро увидите черный осадок, который надо немедленно отфильтровать и просушить. Реакция выглядит так:

3I₂ + 5NH₃ → 3NH₄I + NH₃·NI₃

Как говорилось, в этой реакции йодистый азот выпадает в виде черного осадка, который надо отфильтровать и просушить, посокльку, если оставить раствор с осадком на долгое время, то йодистый азот может разложиться в кислой среде побочных продуктов реакции. Сухой йодистый азот разлагается взрывным образом в реакции:

8NI₃·NH₃ → 5N₂ + 6NH₄I + 9I₂

Полученное вещество долго высыхает, поэтому лучше подготовить пару образцов для демонстрации зараниее.

Практическая работа «Египетская ночь»

Практическая работа выполняется обучающимися

Вступительное слово преподавателя

Египетская ночь,  пожалуй, это одно из самых поэтических названий для химического опыта. И назван опыт так совсем не случайно. Подобно тому, как быстро и неожиданно в Египте ночь сменяет день, раствор сменяет свою окраску с бесцветного на почти черный и непрозрачный цвет. Данная реакция является разновидностью серии химических опытов, которые называются химическими часами. Эту реакцию открыл швейцарский химик Ханс Хайнрих Ландольт в 1886 году, являясь в то время членом Берлинской Академии.

Данная реакция является ярчайшим примером для описания химической кинетики в действии. К тому же, существует несколько вариантов протекания реакции и в некоторых из них цикл может проходит огромное количество раз, пока реагенты, вступающие в реакцию не истощатся окончательно.

Мы рассмотрим одну из вариаций химических часов, которая и получила название египетской ночи.

В этой вариации используются:

Тиосульфат натрия

Иодид калия

Картофельный крахмал

Пероксид водорода 30%

Серная кислота (но можно и уксусную)

Вода

После вступления обучающимся раздаются инструкционные карты с индивидуальным заданием.

Инструкционная карта

1. В химическом стакане смешайте примерно 0.2 г крахмала и немного холодной воды. Добавьте горячую воду для растворения крахмала. Разбавьте полученный раствор примерно до 50 мл. (Раствор 1).

2. В другом стакане смешайте равные массы иодида калия и тиосульфата натрия и разбавьте до 50 мл. (Раствор 2).

3. Прилейте раствор 2 к раствору 1. (Раствор 3).

4. В мерном цилиндре смешайте 10 лм уксусной кислоты, (10, 15, 20, 25, 30) мл перекиси водорода и разбавьте до 50 мл. (Раствор 4).

5. В стакан с раствором 3 вылейте раствор 4. После запустите секундомер и зарегистрируйте время завершения реакции.

6. Рассчитайте концентрацию (в %) перекиси водорода, учитывая что её начальное содержание в растворе 30%.

Так как крахмал является отличным индикатором на йод и происходит изменение окраски раствора и наступает ночь.

В процессе изменения цвета происходит две реакции:

H₂O₂ + 2I^— + 2H⁺ → I₂ + 2H₂O

2S₂O₃^2- + I2 → S₄O₆^2- + 2I^—

Используя различную концентрацию второго раствора можно подбирать и разное время смены окраски, и чем больше раствор будет концентрированным, тем быстрее будет проходит реакция.

Опыт 4.Реакция алюминия с йодом

Демонстрационный опыт, проводимый преподавателем

Галогены и металлы активно взаимодействуют. Пример: реакция соединения йода с алюминием.

2Al + 3I₂ = 2AlI₃

Порошок алюминия смешаем с порошком йода. Реакция не идет. Плотная окисная пленка на алюминии тормозит процесс. Добавим катализатор - капельку воды - начинается бурная реакция. Вода взаимодействует с йодом, образовавшиеся йодсодержащие кислоты растворяют защитную окисную пленку алюминия – металл начинает бурно реагировать с йодом.

I₂ + H₂O = HI + HIO

Al₂O₃ + 6 HI = 2 AlI₃ + 3 H₂O

Реакция проходит с выделением теплоты, поэтому непрореагировавший йод нагревается и возгоняется ‑ образуются фиолетовые пары йода