Презентация на тему "Щелочные металлы и галогены"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Урок химии для 9 класса

  Учитель Амвросиевской общеобразовательной школы І-ІІІ ступеней №2 Хорошко Е.А. 5klass.net

• 
  Слайд 2

  Тема урока:

  Щелочные металлы, инертные элементы и галогены

• 
  Слайд 3

  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.

• 
  Слайд 4

  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.

• 
  Слайд 5

  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.

• 
  Слайд 6
  

  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.

• 
  Слайд 7

  Задание №1

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

• 
  Слайд 8

  Химические свойства щелочных металлов

  Как щелочные металлы реагируют с водой… Как натрий реагирует с калием… Составить уравнения химических реакций.

• 
  Слайд 9
  

  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)

• 
  Слайд 10
  

  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

• 
  Слайд 11
  

  Сильные основания (щелочи) основность увеличивается в ряду (LiOH – NaOH – KOH – RbOH –CsOH); реагируют с кислотными оксидами: 2NaOH + CO2= Na2CO3 + H2O- кислотами: LiOH + HCl=LiCl + H2Ос солями:NaOH+CuCl2=2NaCl+Cu(OH)2

• 
  Слайд 12

  ЗНАЧЕНИЕ К ДЛЯ ОРГАНИЗМА

  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.

• 
  Слайд 13
  

  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.

• 
  Слайд 14

  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.

• 
  Слайд 15
  

  Функции: 1.регулирует состояние водно-солевого обмена; 2. участвует в регуляции работы ферментов;3. Проведение нервного импульса4.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.

• 
  Слайд 16

  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.

• 
  Слайд 17
  

  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:

• 
  Слайд 18
  

  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.

• 
  Слайд 19
  

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

• 
  Слайд 20
  

  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

• 
  Слайд 21

  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.