Уроки 3 – 4 Место элементов-неметаллов в периодической системе. Общая характеристика

Уроки 3 – 4
Место элементов-неметаллов в периодической системе. Общая характеристика
Оксигена и Сульфура, строение атомов, свойства, распространение в природе.
Понятие об аллотропии. Озон, его свойства, использование. Роль озонового слоя
для жизни организмов на Земле. Химические свойства кислорода и серы.
Использование.
Цель: Развивать умения и навыки характеризовать химические элементы по
положению в периодической системе и строению атома на примере Оксигена и
Сульфура как типичных неметаллов.
Познакомить с явлением аллотропии, выяснить причины отличия в
свойствах аллотропных модификаций веществ. Продолжить формирование
мировоззрения о зависимости качественных характеристик от количественных на
примере озона и кислорода. Показать роль озонового слоя для жизни организмов
на Земле. Показать влияние деятельности человека на природные процессы на
примере озонового слоя.
Сравнить химические свойства кислорода и серы. Объяснить эти свойства с
точки зрения окислительно-восстановительных реакций. Совершенствовать
навыки составления окислительно-восстановительных реакций на примере
взаимодействия кислорода и серы с металлами и неметаллами. Установить
взаимосвязь между использованием кислорода и серы и их химическими и
физическими свойствами.
Оборудование: 1) Периодическая система химических элементов,
2) Коллекция минералов (природные соединения серы),
3) Опорные схемы 3, 4.
Демонстрация 1: взаимодействие серы с металлами (железо и алюминий).
Лабораторный опыт 1. Ознакомление с образцами серы и её природных
соединений.
Ход урока.
I.Организация класса, перекличка.
II. Проверка домашнего задания у доски.
III. Самостоятельная работа.
IV.Изучение нового материала.
4.1 Вводное слово учителя – место элементов-неметаллов в периодической
системе химических элементов.
Общая характеристика подгруппы Оксигена (Схема 3).
На внешнем уровне 6 валентных электронов, высшая степень окисления +6.
VI группа разделена на две подгруппы: главную- O, S, Se, Te, Po, и побочную - Cr,
Mo, W.
O, S, Se, Te, Po объединяются в группу «халькогенов», что в переводе с
греческого означает «порождающие руды». Эти элементы входят в состав других
руд. Большинство металлов находятся в природе в виде сульфидов, оксидов и
селенидов.
Вспомните и назовите известные Вам природные соединения железа и
других металлов. (Fe2O3 - красный железняк, Fe3O4 - магнитный железняк,
FeS2 - пирит, красная магнитная руда Cu2O, медный блеск Cu2S).
4.2 Заполнение опорной схемы под руководством учителя.
O
строение атома
+8
))
+52
))) ))
2 8 18 18 6
O
1s2 2s2 2p4
Te
электронная
формула
возможные:
валентности
степени
окисления
возможные:
валентности
степени
окисления
э/о,
характер
элемента
э/о
характер
элемента
формулы
оксидов,
характер
формулы
+16
26
Te
строение атома
электронная
формула
S
…..5s2 5p4 5d0
)))
2 8 6
Po
+52
Se
+34
))))
2 8 18 6
))))) )
2 8 18 32 18 6
S
1s2 2s2 2p63s23p43d0
Se
1s2 2s22p63s23p63d104s2
4p44d0
Po
…..6s2 6p4 6d0
O
S
Se
II
II, IV, VI
II, IV, VI
- 2 , +2
- 2, +4, +6
Te
Po
II, IV, VI
II, IV
- 2, +4, +6
- 2, +4,
O
S
Se
3,5
Типичный
неметалл
2,5
Типичный неметалл
2,4
Повышение
металлического
характера
Te
Po
2,1
Повышение
металлического
характера
O
2,0
металл
S
Se
-------------
SO2 , SO3
кислотные
SeO2 , SeO3
кислотные
- 2, +4, +6
гидроксидов,
характер
-------------------
H2SO3 , H2SO4
кислоты
H2SeO3 , H2SeO4
кислоты
водородные
соединения
H2O
H2S
H2Se
Te
Po
ТeO2 , ТeO3
кислотные
РоО2
амфотерный
H2ТeO3 , H6ТeO6
Слабые кислоты
РоО(ОН)2
Амфотерный
гидроксид
H2Ро
формулы
оксидов,
характер
формулы
гидроксидов,
характер
водородные
соединения
H2Тe
Вывод: от Оксигена к Полонию металличность увеличивается, неметалличность
уменьшается.
4.3 Явление аллотропии (рассказ учителя).
Один и тот же элемент может встречаться в природе в виде нескольких
простых веществ. Это явление называется аллотропией (от греч. – изменчивость).
Простые вещества, образованные одним и тем же элементом
называются аллотропными видоизменениями этого элемента.
Аллотропия встречается у многих элементов. Она объясняется наличием двух и
более молекул, содержащих различное число атомов (S2, S8) или наличием двух и
более кристаллических форм, характеризующихся различным расположением
атомов в кристаллической решетке.
Кислород – газ, без цвета и запаха. Молекула О2. Строение О=О.
Парамагнитен (притягивается магнитом, два неспаренных электрона). В природе
встречается смесь трех изотопов Оксигена: 16 О (99,7%), 17О (0,01%), 18О (0,2%).
Поэтому средняя относительная атомная масса равна 15,9994.
Аллотропная модификация – озон О3
О
О
О
О
:О
О
Озон отличается от кислорода количеством атомов в молекуле и резко
отличается от кислорода по физическим и химическим свойствам.
Озон - это газ синего цвета с резким раздражающим запахом. Название от
греч. «озейн» - запах. Токсичен, у озона tкип = - 111,9 °С ( для сравнения у
кислорода tкип = - 182,9 °С), интенсивная окраска и лучшая растворимость.
В природе озон образуется из кислорода при грозовых разрядах, а на высоте 10-3км при ультрафиолетовом излучении. Он задерживает вредное для человека
ультрафиолетовое излучение Солнца, поглощает инфракрасные лучи Земли,
препятствуя ее охлаждению.
Образование О3 – цепная реакция:
О2 + hν → О2 * - активная частица
О2 * + О2→ О3 + О
О + О2→ О3
--------------------------------3О2 → 2О3
Молекула О3 неустойчива и при большой концентрации распадается со взрывом.
2О3 → 3О2
Окислительная способность озона выше, чем кислорода. При нормальных
условиях он окисляет серебро и ртуть:
8Ag+2O3 →4Ag2O+O2
Озон используют для очистки питьевой воды, дезинфекции воздуха. Воздух
хвойных лесов полезен, т.к. озон образуется при окислении смолы хвойных
деревьев.
Известна еще одна модификация Оксигена О4.
2О2 = О4
О–О
│ │
О–О
[О4] при н.у. около 0,1% в жидком и до 0,05% в твердом кислороде. Жидкий и
твердый кислород, в отличии от газообразного окрашен в синий цвет.
Аллотропия серы (заполняем опорную схему).
Природная сера – порошок желтого цвета. Имеет несколько аллотропных
модификаций, которые отличаются строением кристаллической решетки.
Ромбическая и моноклинная сера состоит из восьмиатомных кольцевидных
молекул S8. Различие в свойствах объясняется не числом атомов, а различной
структурой кристаллов. Ромбическая сера – желтая, моноклинная – бледножелтого цвета. Слои циклических молекул связаны между собой.
Третья модификация – пластическая сера. Она состоит из зигзагообразных
цепочек Sn, где n – до нескольких тысяч.
Различают также модификации серы – S2 (пурпурная) и S6 (оранжевожелтая)
Как правило, из всех аллотропных видоизменений химического элемента,
при определенных условиях, устойчиво лишь одно.
Для серы при нормальном давлении и t≤95,6оС устойчива ромбическая
модификация. В нее при комнатной температуре превращаются все другие формы.
При кристаллизации из расплава серы сначала получаются игольчатые кристаллы
моноклинной серы, которые при t<95,6 оС переходят в ромбические.
При t<95,6 оС устойчива моноклинная сера. При Тплавл. сера - подвижная
желтая жидкость. При дальнейшем нагревании
она буреет, утрачивая
подвижность. Если ее вылить в холодную воду (быстрое охлаждение), образуется
эластичная, похожая на резину коричневая масса – пластическая сера.
Sкр ↔ Sпласт – Q (кДж)
В нерастянутой сере – цепочки перепутаны, скручены, при растяжении
расправляются параллельно друг другу. Пластическая сера неустойчива,
постепенно переходит в ромбическую, желтеет.
При сильном нагревании сера переходит в пар бурого цвета (S2, S4, S8 ), при t>1760
o
C сера одноатомна.
4.4 Распространение Сульфура в природе (доклады учащихся).
А) В свободном состоянии.
Свободная кристаллическая сера в виде серных жил может залегать в
трещинах Земли вулканических местностей (Италия, Греция) и внутри кратеров
вулканов. Сера издревле считалась продуктом жизнедеятельности «бога
вулканов». Красивое сине-голубое пламя серы, удушливый запах укрепляли такое
представление о ней. Залежи серы находятся в Туркмении (Каракум), по берегам
Волги, в Узбекистане.
Б) В составе сложных веществ.
Сульфур содержится в водах Мирового океана в виде солей (MgSO4, Na2SO4 и
др.), как и Оксиген необходим для живых организмов, входит в состав белка.
Важнейшие природные соединения Сульфура:
FeS2 – пирит ,
CuSO4 ∙ 5 H2O – медный купорос,
PbS – свинцовый блеск, Nа2SO4 ∙10Н2О – глауберова соль
Cu2S – медный колчедан, СаSO4 ∙ 2Н2О – гипс
ZnS – цинковая обманка
4.5 Лабораторный опыт № 1. Ознакомление с образцами серы и ее природными
соединениями (записываем в тетрадь).
4.6 Химические свойства кислорода (с элементами повторения материала 8
класса).
Кислород образует соединения со всеми элементами, кроме Не, Ne, Ar. С
большинством реагирует непосредственно, кроме галогенов, Au и Pt. Характерная
особенность многих реакций – выделение тепла и света (горение).
2Н2 + О2 → 2Н2О + Q
2 : 1 - гремучий газ
При низких температурах практически не взаимодействуют, (min ~ 300ОС)
4.7 Изучение химических свойств серы (с заполнением опорной схемы 4)
Сера – типичный неметалл, имеет умеренную реакционную способность,
проявляет окислительные и восстановительные свойства.
1.Окислительные свойства серы проявляются при взаимодействии с металлами и
водородом
А) с металлами образует соли – сульфиды
Как и кислород реагирует со всеми металлами, кроме Au, Pt, Ir. Эти реакции идут
при нагревании, но в некоторых случаях и при обычной температуре.
С кобальтом и ртутью сера вступает в реакцию при обычном соприкосновении
(растолочь в ступке): Hg + S → HgS
С железом - при нагревании Fe + S → FeS + Q (смесь раскаляется в результате
реакции).
С алюминием и цинком - при поджигании (окислительная вспышка):
2Al + 3S → Al2S3
Zn + S → ZnS
С медью - в парах серы: 2Cu + S → Cu2S (образуется черный порошок)
Сульфиды по некоторым свойствам похожи на оксиды – основные (Na2S, MgS),
амфотерные (Al2S3, Cr2S3 ) и кислотные (MoS, WS3)
Na2S + WS3 → Na2WS4 (аналогично Na2SО4)
натрий тиовольфрамат
Б) с водородом.
В обычных условиях сера с водородом не реагирует. При нагревании (пропускают
водород над кипящей серой) идет реакция: H2 + S ↔ H2S + 20, 92 кДж
(выделяющийся при этом гидроген сульфид имеет характерный запах тухлых
яиц).
Устойчивость молекул в ряду Н2О → H2S → Н2Те → Н2Ро уменьшается.
2.Восстановительные свойства серы проявляются при взаимодействии с
кислородом и галогенами
А) При н.у. сера с кислородом не взаимодействует. При нагревании на воздухе
сгорает голубым, а в чистом кислороде – синим пламенем: S + O2 → SO2
(образуется сульфур(IV) оксид, газ, без цвета, с резким запахом).
Б) с галогенами (не реагирует с I2): 2S + Br2 → S2Br2 ( Br – S – S – Br )
2S + Cl2 → S2Cl2
2S + F2 → S F6 (инертна)
В) с кислотами: 3S + 6HNO3 → 3H2SO4 + 6NO
Г) со щелочами с образованием двух солей: 3S + 6KOH → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Сульфид сульфит
4.8 Вопросы на закрепление:
- В чем проявляется сходство химических свойств кислорода и серы?
- Чем обусловлено различие химических свойств кислорода и серы?
V. Подведение итогов урока
VI. Домашнее задание:
1) Буринская Н.Н., Величко Л.П. «Химия 10» прочитать §§ 1,2,3.
2) Выполнить упражнения № 9, 10, 11.
3) Подготовить сообщение об озоновом слое Земли.
Распечатать опорный конспект, вклеить его в рабочую тетрадь и заполнить
Общая характеристика подгруппы Оксигена
O
строение атома
S
))
)))
26
электронная
формула
электроннографическое строение
внешнего уровня
возможные:
валентности
электроотрицательность
характер
элемента
степени
окисления
формулы
оксидов,
характер
формулы
гидроксидов,
характер
водородные
соединения
+8
2 8
Se
))))
Схема 3
Te
)))))
Po
)) ) ) ) )
2 8 18
+16
1s2 2s2 2p4
3,5
1s2 2s2 2p63s 3p 3d
2,5
1s2 2s2 2p63s 3p 3d 4s 4p
2,4
…..5s 5p 5d
2,1
…..6s 6p 6d
2,0
Химический элемент
Знак _____ Название - сульфур
1.___ период (__________)
2.___ группа (______________)
3.№ ____
4.Аr=_____
5.Np =___, Ne=___ , Nn=___
6.
) ) )
1s 2s 2p 3s 3p 3d
3s
3p
3d
СЕРА
Моноклинная
Химические свойства
S0 + 2e → S – 2
S + H2  ______
сероводород
S + Me_______
сульфид
S + Al _____
S + Fe t _____
S + неМе ______
S + C_____
S + P______
Схема 4
Пластическая
Ромбическая
7.валентность____________,
степень окисления______________
8. характер элемента __________________
Окислитель
Сера как простое вещество
Аллотропные видоизменения
Вид связи
____________________
Агрегатное
состояние
____________________
Цвет
____________________
Запах
____________________
Тпл
____________________
Tкип
____________________
Растворимость ____________________
Специф.свойства_____________________
_____________________
Восстановитель
S0 – 4e → S +4
_________________
S + O2 _______
S + F2 _______
S + Cl2 ______
S + Br2 →______
Нахождение
в природе
В свободном
состоянии
CuSO4• 5 H2O__________________
Na2SO4 • 10H2O________________
СаSO4 • 2 H2O_________________
S + HNO3 → H2SO4 + NO
Получение
H2S + O2 _________
(нед.)
H2S + Cl2_________
S + KOH → K2S +K2SO3+ Н 2O
H2S + SO2_________
____________________
_____________________
_____________________
_____________________
_____________________
_____________________
_____________________
_____________________________
FeS2_________________
PbS_______________________
Cu2S______________________
ZnS_______________________
Применение