Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

МНХ (Шиян Н.І.) / лек № 13. Автор Шиян Н.І

..doc
Скачиваний:
80
Добавлен:
06.06.2015
Размер:
266.75 Кб
Скачать

Лекція № 13. ХІМІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ ТА IX СПОЛУКИ

Завдання вивчення теми. Освітні завдання – дати учням знання про хімічні елементи та їх сполуки, уявлення про взаємозв'язок зазначених понять, формувати в них уміння розкривати взаємозв'язок теорії і практики, розширяти політехнічний кругозір за рахунок практичної спрямованості змісту виучуваного матеріалу.

У наведеній нижче таблиці зазначені опорні поняття, на підставі яких формуються основні, міжпредметні зв'язки:

Опорні поняття

Основні поняття і уявлення, що формуються

Міжпредметні

Внутрішньопредметні

Тіло, будова атома, корозія, електроліз, будова металів, провідники І і II роду, феро- та парамагнетики, електропровідність, напівпровідність, гальванічний елемент, піроелектрики, будова твердого тіла, дефекти кристалічних решіток, монокристали, світловоди

Хімічний елемент, речовина, молекулярна і немолекулярна будова речовин, закон сталості складу, характеристика елемента за положенням у періодичній системі, стан електронів в атомах, типи хімічного зв'язку, типи кристалічних решіток, електролітична дисоціація, диполь, гідроліз, валентність, ступінь окиснення електронегативність, загальні властивості кислот, солей, основ, оксидів

Підгрупи неметалів, підгрупи металів, матеріал, ланцюговий механізм хімічних реакцій, водневий зв'язок, причинно-наслідкова залежність «склад – будова – властивості – застосування;», гідриди, алотропія, композита, перехідний характер хімічного зв'язку, гібридні стани орбіта лей, ситали, металічний стан речовини, аморфні метали, структура сплавів, пероксиди, металотермічні реакції, електрохімічний ряд напруг металів

Виховні завдання – сприяти формуванню в учнів уявлень про матеріальну єдність світу, пояснювати необхідність прискорення неорганічного синтезу, виявляти зв'язок навчання з життям, практичну спрямованість виучуваних відомостей, сприяти організації свідомого мислення, формувати готовність до праці у сфері матеріального виробництва.

Розвиваючі завдання – виявляти і вдосконалювати пізнавальні здібності учнів, інтерес до предмета, творчі здібності до активного застосування набутих знань, вміння застосовувати їх у розв'язанні нестандартних ситуацій, уміння спостерігати хімічні досліди та робити висновки, самостійно здобувати знання, сприяти розширенню політехнічного кругозору, учнів, зокрема через розкриття прикладного аспекту хімії.

Типи уроків, основні прийоми, методи і засоби вивчення елементів та ix сполук.

1. Основним типом уроку, що використовується, є урок засвоєння і набуття нових знань. Рідше застосовуються уроки вдосконалення знань і умінь та уроки перевірки знань і умінь учнів. Методи й засоби навчання на цих уроках підбираються адекватно меті уроку, змісту виучуваного матеріалу та віковим особливостям, учнів. Переважно застосовується лекційний метод із групуванням понять у блоки або метод бесіди із застосуванням проблемного підходу.

Із засобів навчання при вивченні даного розділу особливо важливе місце належить хімічному експерименту, застосуванню засобів наочності. Плануються різні види самостійної роботи (з текстом підручника Та іншими джерелами, з роздатковим матеріалом, таблицями тощо).

2. Уроки вдосконалення знань та умінь, кількість яких планується дещо менша, ніж уроків першого типу, передбачається проводити в основному при узагальненні знань з теми. Особливістю цих уроків є застосування узагальнюючих схем, таблиць, діаграм, моделей, діапозитивів, діафільмів, кодокарток тощо.

На цих уроках застосовується також розв'язування задач та тренувальних вправ, лабораторні чи демонстраційні досліди, які відіграють роль засобу закріплення знань та вмінь. На уроках вдосконалення та закріплення знань можливе проведення навчальних екскурсій на промислові або сільськогосподарські об'єкти з метою ознайомлення учнів з добуванням та застосуванням виучуваних речовин та відповідних матеріалів.

3. Уроки перевірки знань та умінь учнів проводяться після вивчення відповідного матеріалу. На таких уроках найчастіше застосовуються тематичні заліки, письмові контрольні роботи, експериментальні, практичні методи перевірки знань.

Залежно від мети і змісту уроку передбачається використання різних видів проблемного навчання.

Основні принципи та підходи до вивчення елементів та ix сполук. При вивченні елементів та їх сполук прийнятні всі основні дидактичні принципи, але особливого значення набувають:

Принцип науковості, або відповідності навчального матеріалу рівню розвитку сучасної науки. При вивченні простих речовин та сполук елементів у шкільному курсі повинна бути відбита адекватність між змістом навчання та розвитком науки, основні досягнення науки – теорії, факти мають знайти відображення у шкільному курсі у певному їх дидактичному опрацюванні.

Принцип розвитку понять протягом вивчення систематичного курсу. При формуванні в учнів певних понять має поступово поглиблюватись їх зміст та збільшуватись обсяг за рахунок ознайомлення з конкретними речовинами. Повинна також простежуватись взаємозалежність понять, що формуються.

Принцип доступності, або посильної трудності виучуваного матеріалу реалізується відповідно до вікових особливостей дітей. На відміну від складності виучуваного матеріалу трудність останнього – суб'єктивна характеристика.

Принцип політехнізму у процесі вивчення елементів та їх сполук реалізується завдяки практичній спрямованості змісту виучуваних відомостей, розкриття прикладного аспекту хімічних знань, ознайомлення із застосуванням речовин як матеріалів сучасної техніки.

У процесі оволодіння систематичним курсом неорганічної хімії можна показати загальний методичний підхід до вивчення елементів за групами періодичної системи. При цьому, зокрема, важливо навчити учнів давати загальну характеристику підгрупи за певним планом. Ось, наприклад, як виглядатиме така характеристика підгрупи галогенів:

  1. Електронна формула – ns2np5.

  2. Кількість спарених і неспарених електронів – .

  1. Можливі ступені окислення елементів підгрупи: –1,0, +1, +3, +5, +7 (за деякими виключеннями у фтору та брому).

  2. Сполуки з негативним ступенем окисления елемента даної підгрупи: Н+С1, Na+Cl.

  3. Переважаючий тип хімічного зв'язку в них: у HCl – полярний ковалентний, у NaCl – іонний.

  4. Типи кристалічних решіток цих сполук. Залежність властивостей сполук від типу зв'язку в них та типу кристалічної решітки: у HCl – молекулярна решітка, за звичайних умов HCl – газ, у NaCl – іонна, за звичайних умов NaCl – тверда речовина.

  5. Типи зв'язку у сполуках з позитивним ступенем окислення елемента даної підгрупи. Наприклад, у хлорнуватистій кислоті HClO зв'язок Cl – O – ковалентний малополярний, a H→O–ковалентний полярний. У гіпохлориті NaClO зв'язок Na→O переважно іонний. Отже, учні можуть прогнозувати поведінку речовин у розчині з позицій теорії електролітичної дисоціації і вчення про хімічний зв'язок.

8. Типи кристалічних решіток сполук. Залежність властивостей відповідних сполук від типу зв'язку в них та типу кристалічної решітки. З більшою чи меншою ймовірністю учні спрогнозують, що хлорнуватиста кислота (хоч її не можна виділити з розчину) повинна б мати молекулярну решітку, а гіпохлорит – іонну.

Звичайно, ймовірність правильної відповіді учнів при прогнозуванні властивостей може бути невисока, але така спроба схвальна, тим більше, що відповідь коректується вчителем.

Вивчення ж конкретного елемента у підгрупі також доцільно здійснювати за певним планом:

  1. Символ хімічного елемента.

  2. Порядковий номер і відносна атомна маса.

  3. Вміст і поширення у природі.

  4. Схема будови атома та електронна формула.

  5. Можливі алотропні видозміни елемента.

  6. Можливі ступені окислення.

7. Водневі і кисневі сполуки, що відповідають зазначеним ступеням окислення.

8. Кругообіг елемента в природі.

Останній пункт стосується не всіх виучуваних елементів, а лише особливо життєво-важливих: вуглецю, азоту, фосфору, кисню.

Подальшій диференціації понять «хімічний елемент» і «проста речовина» сприятиме й розгляд відповідної простої речовини, але вже за іншим планом:

  1. Хімічна формула.

  2. Відносна молекулярна маса.

  3. Молекулярна, структурна, електронна формула.

  4. Тип хімічного зв'язку.

  5. Тип кристалічної решітки, просторова будова.

6. Фізичні властивості (у тому числі відносна густина за повітрям у випадку газу).

7. Хімічні властивості.

8. Добування в лабораторії і в промисловості.

Такий підхід до розгляду загальної характеристики підгрупи, хімічного елемента та простої речовини (за запрограмованим для кожного з цих випадків алгоритмом) сприятиме інтеграції знань учнів з хімії взагалі і з неорганічної хімії зокрема.

При вивченні хімічних елементів та їх сполук важлива роль належить хімічному експерименту, особливо демонстраційним та лабораторним дослідам (демонстраціям моделей, збірних приладів, колекцій металів та сплавів, лабораторним дослідам з електричним струмом тощо).

У процесі вивчення елементів та їх сполук акцент робиться на порівнянні між собою властивостей неметалів та металів (як у межах однієї підгрупи, так і різних підгруп).

Найважливішим під час вивчення матеріалу розділу є розкриття причинно-наслідкової залежності «склад – будова – властивості – застосування».

Активізація пізнавальної діяльності учнів у процесі вивчення розділу здійснюється переважно за рахунок проблемного підходу у викладанні, розвиваючих можливостей змісту, залучення міжпредметних знань та організації самостійної роботи учнів. Практична спрямованість теми розкривається за рахунок прикладного аспекту виучуваних відомостей.

Вивчення підгрупи неметалів на прикладі галогенів. Методичні підходи до вивчення неметалів розглянемо докладніше на прикладі однієї з підгруп неметалів. Що ж до решти підгруп, то вважаємо достатнім зупинитися на окремих важливих моментах у їх вивченні. Зважаючи на те, що елементи головної підгрупи VII групи періодичної системи Д.І. Менделєєва є найбільш типовими неметалами, розглянемо методику вивчення теми «Галогени». Це тим більш важливо, що програма для масової школи, не відводячи навчальних годин, пропонує вчителю вивчати тему «Галогени», скоротивши відповідно час на вивчення хімічного зв'язку і будови речовини, а у програмах різних форм поглибленого вивчення хімії тема «Галогени» займає чільне місце.

Однією з особливостей цієї теми є те, що частково відомості про галогени вже розглядались на основі атомно-молекулярного вчення перед вивченням періодичного закону, а про соляну кислоту учні частково дізнались на початку вивчення курсу. Отже, це дає можливість при вивченні елементів підгрупи «Галогени» застосувати дедуктивний підхід, максимально використовуючи весь потенціал знань про періодичний закон і будову речовини для розкриття провідної ідеї курсу – залежності властивостей речовин від їх будови і розкриваючи не лише описову, пояснювальну, а й прогностичну функцію засвоєних теорій і понять. Особливістю теми є й те, що в ній вперше з'являється можливість показати учням різницю між характеристикою хімічного елемента і характеристикою утворюваної ним простої речовини. І, нарешті, важливим у вивченні елементів розглядуваної підгрупи є й те, що в ній, крім р-елементів, розміщено ще й s-елемент – водень. Це також вимагає розуміння учнями причин спільного та відмінного у поведінці елементів. Властивості водню розглядались ще на початку вивчення хімії на рівні атомно-молекулярного вчення, до періодичного закону. Виникає необхідність з'ясувати місце водню в періодичній системі з позицій вчення про будову речовини, стан електронів у атомах, а виходячи з цього – обґрунтувати його властивості. Проте практика викладання хімії свідчить про вивчення у цій підгрупі тільки галогенів, хоч у більшості сучасних таблиць періодичної системи в одній підгрупі з галогенами розміщено водень. Тому з боку учнів неодмінно виникає запитання про його розміщення у періодичній таблиці. їм відомо, Що водень – s-елемент, його атом на зовнішньому енергетичному рівні містить один електрон. Отже, його слід було б помістити у І групу. Водночас він, як і галогени, здатний приєднувати електрон, утворюючи гідриди, подібні за властивостями до галогенідів. Отже, водень має подвійну природу: його атом здатний досягати мінімуму енергії як завдяки віддачі, так і приєднанню електрона. В останньому випадку водень, як і галогени, проявляє окислювальні властивості.

Варто продемонструвати учням таблицю зіставлення розміщення елементів у періодичній системі, характеру та міцності зв'язку у водневих сполуках має світоглядне значення. Це допоможе учням зрозуміти під час вивчення теорії електролітичної дисоціації поведінку сполук у водних розчинах. Треба лише звернути увагу учнів, що при розміщенні у таблиці та написанні формул деяких водневих сполук до уваги береться не формально обчислений за значенням електронегативностей ступінь окислення елементів, а гетеролітичний розпад, зумовлений як полярністю елементів, так і міцністю зв'язків.

Розгляд загальної характеристики галогенів відбувається за планом характеристики елементів підгрупи із застосуванням дедуктивного підходу, підкреслюючи причинно-наслідкову залежність властивостей галогенів від будови їхніх атомів. Так, виходячи з розміщення галогенів у періодичній системі, учні в змозі сказати, що атоми галогенів мають зовнішній електронний шар ns2np5. Звідси випливає, що для утворення енергетично стійкої електронної оболонки (ns2np6) галогени здатні приєднувати один електрон. Атоми галогенів можуть відбирати його не лише від атомів тих елементів, що легко його віддають (метали, водень), але й від іонів і навіть від негативно заряджених іонів галогенів з більшим порядковим номером, тобто витісняти менш активні галогени з їхніх сполук. Отже, галогени – окисники.

Виходячи з електронної формули, учні можуть прогнозувати характер водневих сполук галогенів та їхніх сполук з металами. Щодо водневих сполук учні самостійно можуть сказати, що вони леткі, отже, мають молекулярну кристалічну решітку і утворені полярним ковалентним зв'язком: H+Hal, або Н:Hal, де Hal – міжнародне позначення галогенів.

Стосовно сполук галогенів з металами, ґрунтуючись на раніше вивченому, учні також здатні стверджувати, що сполуки галогенів з типовими металами утворені іонним зв'язком і являють собою іонні кристали: Na+Ha1. Вчитель доповнює, що з усіх елементів підгрупи лише фтор, як елемент 2-го періоду, здатний проявляти єдино можливу для нього валентність – одиницю, тому що не може мати більше одного неспареного електрона. В атомах решти галогенів є незаповнений d-підрівень, що зумовлює можливість появи різної кількості неспарених електронів і звідси – прояв відповідних ступенів окислення: +1, +3, +5, +7. Це спостерігається у кисневих сполуках галогенів, наприклад у КСlO, KClO2, KClO3, KClO4. При характеристиці підгрупи підкреслюється також важлива думка, що спільні властивості галогенів зумовлені подібністю будови зовнішнього електронного шару атома, а різниця – віддаленістю валентних електронів від ядра, тобто різницею у радіусах атомів.

При вивченні елементів головної підгрупи VII групи важливим є диференціація понять щодо характеристики хімічних елементів і утворюваних ними простих речовин. Тому бажано навести (не для запам'ятовування) основні константи s- і р-елементів VІІ групи, що стане у пригоді не тільки для характеристики елементів підгрупи в цілому, а й під час вивчення їхніх сполук.

Для розгляду властивостей простих речовин, утворених d-елементами VІI групи і порівняння їх активності, залучають знання учнів про будову атомів галогенів та про механізм утворення неполярного ковалентного зв'язку. Учні доходять висновку, що молекули галогенів двохатомні.

Користуючись набутими знаннями, вони можуть пояснити у порівняльному плані властивості галогенів як простих речовин, адже зміна їх фізичних властивостей і хімічної активності відбувається не стрибкоподібно, а монотонно. Із збільшенням молекулярної маси від фтору до астату закономірно збільшується консистенція речовини, зміцнюється кристалічна решітка, утворюється навіть тверда за звичайних умов речовина (I2), згущується колір, збільшується густина, підвищуються температури плавлення і кипіння.

Відомості про водень, який вивчено раніше, наводяться для того, щоб показати учням, що за фізичними властивостями він ближчий до галогенів, ніж до лужних металів.

При цьому, звертають увагу на енергію зв'язку в молекулах галогенів. У ряду Cl2→Вr2-→І2 міцність зв'язку між атомами в молекулі поступово зменшується, що виявляється у зменшенні енергії, необхідної для розпаду молекул галогенів на атоми. Це пояснюється тим, що із збільшенням розмірів зовнішніх електронних хмар взаємодіючих атомів ступінь їх перекривання зменшується, а зона перекривання розміщується далі від атомних ядер. Тому при переході від хлору до йоду притягання ядер атомів галогену до зони перекривання електронних хмар зменшується. Крім того, в ряду Cl2→Br2→І2 зростає кількість проміжних електронних шарів, що екранують ядро, а це також послаблює взаємодію атомних ядер із зоною перекривання.

Учні висловлюють думку, що в молекулах фтору зв'язок повинен бути міцнішим, адже довжина зв'язку менша, ніж у молекулах інших галогенів. Разом з тим енергія зв'язку невисока, що є свідченням меншої міцності зв'язку, ніж у молекулах хлору і брому.

Виникає суперечність між набутими учнями знаннями і спостережуваним фактом, створюється проблемна ситуація. Тому вчитель роз'яснює, чому фтор випадає із загальної закономірності. Міцність зв'язку між атомами фтору в його молекулі менша, ніж у хлору, тому ступінь термічної дисоціації молекул F2 вищий, ніж молекул Cl2. Такі аномальні властивості фтору пояснюються відсутністю d-підрівня у зовнішньому електронному шарі його атома. У молекулі хлору й інших галогенів є вільні d-орбіталі, і тому між атомами має місце додаткова донорно-акцепторна взаємодія, що зміцнює зв'язок.

Порівняно низька енергія зв'язку в молекулі фтору деякою мірою пояснює його винятково високу хімічну активність. Лужні метали, свинець, залізо загоряються в атмосфері фтору при кімнатній температурі, а при нагріванні фтор реагує з усіма металами, в тому числі із золотом і платиною. Фтор не може бути розчинений у воді через те, що він її розкладає, в атмосфері фтору горить така стійка речовина, як скло (у вигляді вати).

При вивченні галогенів відбувається розвиток важливих загально-хімічних понять, зокрема поняття про окисно-відновні реакції. Так, при вивченні хімічних властивостей хлору, розгляді порівняльної активності галогенів учні на основі демонстраційних і

лабораторних дослідів переконуються в тому, що галогени – сильні окисники. їх окислювальна здатність збільшується із зменшенням атомних радіусів.

Розглядаючи приклади, що ілюструють хімічні властивості хлору, учні самостійно складають схему, яка стає у пригоді при дальшому обговоренні окислювальної здатності галогенів:

На уроці розглядаються приклади таких реакцій з проведенням відповідних дослідів. При цьому зауважують, що хлор і більш важкі галогени мають високу реакційну здатність. Вони безпосередньо сполучаються з більшістю елементів, за виключенням благородних газів. Щодо фтору, то його реакційна здатність настільки висока, що це утруднює роботу з ним.

Розглядаючи наведені у схемі властивості хлору, зазначають особливості перебігу реакції хлору з воднем, учням вперше дають уявлення про ланцюговий механізм реакції. Це поняття розвивається під час вивчення органічної хімії (на прикладі хлорування метану).

Реакція хлору з воднем дуже важлива як в освітньому (її продукт – хлороводень – має велике практичне значення), так і в методичному плані (ці знання розвиватимуться далі під час докладного вивчення соляної кислоти). Матеріал про перебіг реакції хлору з воднем сприятиме формуванню деяких нових і розвитку вже набутих понять. Так, наприклад, розвиваються поняття про розчинність газів у воді, загальні властивості кислот, обчислення за формулами та рівняннями реакцій. Формуються поняття про специфічні властивості соляної кислоти (взаємодія з окисниками, якісна реакція на хлорид-іон), про інгібітори, термічний розклад речовин, сфери застосування зазначених речовин тощо.

На заключному уроці з теми «Галогени» розглядається порівняльна характеристика окислювальних властивостей галогенів, насамперед їх хімічна активність, тобто окислювальна здатність. Спираючись на поняття про електронегативність та залежність властивостей від природи хімічного зв'язку, порівняльну здатність до приєднання електронів доцільно показати на прикладах взаємодії галогенів з воднем і металами, витіснення більш активними галогенами менш

Розглядаючи водневі сполуки галогенів, учням розповідають про умови їх утворення: фтор реагує з воднем на холоді з вибухом; хлор при кімнатній температурі без освітлення практично не взаємодіє з воднем, але при нагріванні або на яскравому сонячному світлі реакція відбувається з вибухом; бром сполучається з воднем лише при нагріванні, а йод реагує з воднем лише при досить сильному нагріванні і не повністю, оскільки починає відбуватися зворотна реакція – розкладання йодоводню. Учням пропонують, спираючись на набуті знання про будову атомів галогенів, висловити свої думки щодо довжини та міцності зв'язків в утворених галогеноводнях, а звідси – і про тепловий ефект реакцій та стійкість утворених сполук.

Демонструють таблицю, яка дає можливість порівняти властивості галогеноводнів. Аналізуючи таблицю, учні бачать, що температури плавлення і кипіння фтороводню аномально високі порівняно з іншими галогеноводнямн. Учитель пояснює, що причина цього полягає в асоціації молекул фтороводню у ди-, три-, тетрамери внаслідок виникнення між ними водневих зв'язків. А завдяки високій полярності зв'язку фтороводень має необмежену розчинність у воді. Стосовно інших галогеноводнів слід сказати, що вони також розчинні у воді, і їхні розчини виявляють кислотні властивості (учні можуть їх спрогнозувати за аналогією із соляною кислотою). Докладніше про порівняльну силу цих кислот слід зупинитись під час вивчення теорії електролітичної дисоціації.

Звертається увага й на те, що зменшення міцності зв'язків у молекулах від фтороводню до йодоводню свідчить про зменшення активності до приєднання електрона від фтору до йоду, відповідно зменшується і стійкість галогеноводнів проти нагрівання.

Вчителю треба пам'ятати, що при порівнянні окислювальної здатності галогенів по відношенню до металів слід брати для реакцій з галогенами один і той самий метал, щоб уникнути похибки через активність металу.

Зручно демонструвати взаємодію хлору, брому і йоду з алюмінієм (обов'язково під витяжною шафою). У випадку з хлором попередньо розжарену алюмінієву дротинку опускають у посудину з хлором, а у випадку з бромом – у рідкий бром кидають кусочок алюмінію, з йодом – порошки алюмінію і йоду розтирають і діють краплею води як каталізатором. Ці досліди переконують учнів у зменшенні активності галогенів від елемента з меншою відносною атомною масою до елемента з більшою відносною атомною масою. І, нарешті, досліди на витіснення менш активних галогенів більш активними (наприклад, взаємодія хлорної води з розчином броміду калію і бромної води з розчином йодиду калію) остаточно переконують учнів, що окислювальна здатність галогенів у ряду F→C1→Br→I закономірно зменшується. Отже, при вивченні елементів головної підгрупи VII групи учні переконуються з тому, що властивості речовин не є функцією лише складу речовин, а вони залежать ще й від природи і міцності хімічного зв'язку, типу кристалічної решітки, тобто від будови.

Оскільки під час вивчення загальної характеристики підгрупи йшлося про здатність галогенів, починаючи з хлору, до утворення сполук з позитивним ступенем окислення (за рахунок d-підрівня), то варто продемонструвати учням для загального ознайомлення таблицю кисневмісних сполук хлору і визначити ступені окислення його в цих сполуках. При наявності часу на уроці варто було б коротко розповісти про значення цих сполук.

Таким чином, при вивченні головної підгрупи VII групи розвиваються поняття про окислення – відновлення, демонструється взаємозв'язок понять про склад – будову – властивості – застосування, диференціюються поняття про хімічний елемент і просту речовину, формуються нові поняття про гідриди, порівняльну активність галогенів тощо.

На завершення вивчення теми для встановлення ступеня засвоєння навчального матеріалу пропонують запитання і вправи:

  1. Дайте загальну характеристику елементів під­групи галогенів.

  2. Яким чином атом водню досягає мінімуму своєї енергії і в яких реакціях? Наведіть приклади.

  3. Наведіть приклади реакцій, що характеризують властивості хлору.

  4. Яка закономірність спостерігається у фізичних і хімічних властивостях галогенів із зміною порядкового номера елемента?

  5. У закритій посудині змішали 5 л хлору і 3 л водню цю суміш підірвали. Яка маса продукту реакції, що утворився? Який газ залишився і який його об'єм?

  6. Чому лакмус у свіжому водному розчині хлору знебарвлюється, а у давньому – червоніє?

  1. Які специфічні реакції хлороводню вам відомі?

  2. Чому фтор у сполуках проявляє сталий ступінь окислення?

  3. Як в лабораторних умовах добути соляну кислоту?

  4. Якими дослідами можна довести зменшення активності галогенів від хлору до йоду?

Формування та розвиток знань про неметали vi – iv груп періодичної системи хімічних елементів д.і. Менделєєва. У процесі вивчення елементів головних підгруп періодичної системи відбувається поглиблення змісту і збільшення обсягу попередньо набутих понять за рахунок ознайомлення з конкретними елементами, речовинами, матеріалами. На новій теоретичній основі, яку становлять базові знання про періодичний закон, типи хімічного зв'язку, типи кристалічних решіток, розвиваються уявлення учнів про взаємозумовленість будови, властивостей і застосування речовин. Спираючись на зазначені теоретичні знання, учні зможуть застосовувати їх під час вивчення елементів за групами: пояснювати будову речовин, прогнозувати їхні властивості і передбачати використання їх у народному господарстві.