Урок 16. Галогены

Разработка урока “Галогены”
план-конспект урока по химии (9, 11 класс)

Цели: Образовательные: повторить свойства неметаллов, систематизировать и углубить знания о галогенах на основании их сравнительной характеристики.

Развивающие: развитие навыков записи уравнений химических реакций

Воспитательные: воспитание самостоятельности, взаимопомощи, коллективизма

Основные вопросы: Строение атомов галогенов.

Строение вещества: вид химической связи, тип кристаллической решетки, агрегатное состояние цвет.

Химические свойства.

Получение.

Соляная кислота –раствор хлороводорода в воде.

Закрепление.

1.Ответить на вопросы

  • Какой газ входит в состав зубной эмали.
  • В жидком состоянии его впервые получил Майкл Фарадей, охлаждая в смеси поваренной соли со льдом.
  • Галоген, которого практически нет в природе.
  • Академик А. е. Ферсман назвал его «вездесущим».
  • Мурид – так назвал его первооткрыватель Антуан Балар.

2.В склянку, ярко освещенную солнечными лучами, ввели равное количество газов хлора и водорода, затем закрыли ее хорошо притертой пробкой – что может произойти в подобных условиях?

Скачать:

Вложение Размер
galogeny.doc 70 КБ

Предварительный просмотр:

Тема урока: Галогены.

Цели: Образовательные: повторить свойства неметаллов, систематизировать и углубить знания о галогенах на основании их сравнительной характеристики.

Развивающие: развитие навыков записи уравнений химических реакций

Воспитательные: воспитание самостоятельности, взаимопомощи, коллективизма.

I Организационный этап

II. Контроль уровня знаний. Тестирование.

III. Изучение нового материала.

История открытия галогенов.

VIIA-подгруппа периодической системы (главная подгруппа) объединяет элементы, носящие общее название галогенов: фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I, астат At.

“Хлорос” – желто-зеленый, открыл Шееле

“Иодэс” – фиолетовый, открыл Куртуа. Любимый кот ученого прыгнул на бутылки, содержащие золу морских водорослей в спиртовом растворе и концентрированную серную кислоту. Бутылки разбились, жидкости смешались, с пола стали подниматься клубы сине-фиолетового пара, который и оказался иодом.

“Бромос” – зловонный, открыл Балар. Получен при исследовании жидкости из растворенной в воде золы морских водорослей (при пропускании через нее хлора).

“Фторос” – разрушающий. Анри Муассан был удостоен Нобелевской премии за открытие фтора. Однако, когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз его был закрыт черной повязкой. В истории фтора немало трагических страниц.

2. Строение атомов галогенов.

в) Возможные степени окисления.

Спаренные электроны атома фтора из-за отсутствия d-орбиталей возбудить невозможно. В связи с этим валентность фтора может быть не больше 1; в то же время спаренные электроны у атомов остальных галогенов возбуждению поддаются, и валентность их можно повысить до 3, 5 и даже 7. Так что в соединениях с кислородом степень окисления галогенов, за исключением фтора, выражается окислительными числами +3, +5, + 7. Единственный валентный электрон в атоме фтора настолько прочно связан с ядром, что оттянуть его при воздействии на него других атомов невозможно. В силу этого фтор в соединениях всегда проявляет степень окисления — 1. Такова же степень окисления остальных галогенов в соединениях с менее электроотрицательными элементами.

  1. Строение вещества: вид химической связи, тип кристаллической решетки, агрегатное состояние цвет.

В свободном состоянии, т. е. в виде простых веществ, галогены; состоят из двухатомных молекул. Заполненная наполовину р-орбиталь используется для образования одной ковалентнои связи, в результате чего и получается двухатомная молекула.

Изменение структуры электронной оболочки (увеличение числа энергетических уровней) атомов галогенов вызывает последовательное и закономерное изменение их свойств. Так, меняются интенсивность окраски и агрегатное состояние. В твердом состоянии галогены имеют кристаллическую решетку молекулярного типа. Поэтому они легкоплавки и летучи. Температуры плавления и кипения резко повышаются от фтора к иоду. В таком же направлении наблюдается и увеличение плотности галогенов.

  1. Химические свойства.

На первом месте по окислительной способности среди всех известных элементов стоит фтор. Он непосредственно образует соединения почти со всеми элементами и даже с некоторыми благородными газами (ксенон, криптон). Элементарный фтор непосредственно не окисляет лишь кислород и азот, хотя соединения этих элементов с фтором известны. Почти все элементарные вещества воспламеняются в атмосфере фтора.

Хлор — очень активный окислитель, хотя и уступает фтору.

Бром по окислительной способности уступает хлору. Соединяется непосредственно со многими металлами и неметаллами. Так, фосфор и алюминий вспыхивают в парах брома.

Иод как окислитель менее активен по сравнению с хлором и бромом. Однако он энергично соединяется со многими металлами.

Взаимодействие с металлами:

Сu + С1 2 = СuС1 2 (хлорид меди (II)).

Взаимодействие с неметаллами:

При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом. Взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету.
Бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реагирует при сильном нагревании (до 350°С), но этот процесс обратимый.

Н 2 + С1 2 = 2 НС1 (хлороводород);

Si + 2 С1 2 = SiCl 4 (хлорид кремния (IV))

2 Р + 5 С1 2 = 2 РС1 5 (хлорид фосфора (V)).

С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосредственное взаимодействие не встует.

Взаимодействие с водой:

По отношению к воде фтор ведет себя агрессивно: вода загорается в струе фтора, направленной на ее поверхность. Реакция протекает по уравнению

2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2

Другие галогены относятся к воде более спокойно. Раствор хлора в воде называется хлорной водой, которая обладает белящими свойствами. Хлор медленно реагирует с водой, образуя хлороводород НСl и хлорноватистую кислоту НС1О:

C1 2 + Н 2 О = HCl + НСlO.

Хлорноватистая кислота постепенно распадается на хлороводород и кислород:

2НСlO = 2НС1 + O 2

Взаимодействие с щелочами:

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот

С1 2 + 2 NaOH = NaCl + NaCIO + Н 2 О.

Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами и применяется для отбеливания тканей и бумаги.

Взаимодействие с солями других галогенов:

Активный галоген вытесняет менее активный из его солей.

2NaCl + F 2 = 2NaF + Cl 2

Получение. В лабораторных условиях хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на различные окислители, например, диоксид марганца (при нагревании), перманганат калия или бертолетову соль

МnО 2 + 4 НС1 = МnС1 2 + С1 2 + 2 Н,О;

2 КМnО 4 + 16 НС1 = 2 КС1 + 2 МnС1 2 + 5 С1 2 + 8 Н 2 О;

КСlO 3 + 6 НС1 = КС1 + 3 С1 2 + 3 Н 2 О.

В промышленности хлор получают электролизом растворов или расплавов хлоридов щелочных металлов.

Качественная реакция на галогенид – ионы:

AgNO 3 + KCl = KNO 3 + AgCl (Выпадение белого творожистого осадка, АgBr – бледно-желтый, AgI – ярко желтый)

  1. Соединения галогенов.

Галогеноводороды, – Это едкие газы с резким запахом, хорошо раствормые в воде: (HF, HCl, HBr,HI). Галогеноводородные кислоты образуются при растворении галогеноводородов в воде.

Фтороводородная кислота (плавиковая) HF. Хлороводородная кислота (соляная) HCl . Бромоводородная кислота HBr. Йодоводородная кислота HI.

  1. Соляная кислота –раствор хлороводорода в воде.

Хлороводород представляет собой бесцветный газ с резким, удушливым запахом, легко растворяющийся в воде.

В лабораторных условиях хлороводород получают действием концентрированной серной кислоты на сухой хлорид натрия:

NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HClt.

В промышленности хлороводород получают сжиганием водорода в атмосфере хлора:

Н 2 + С1 2 =2 HClt.

Раствор хлороводорода в воде называется соляной кислотой. Это сильная кислота, она реагирует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями:

Fe + 2 НС1 = FeCl 2 + Н 2 ;

CuO + 2 НС1 = CuCl 2 + H 2 O;

ZnO + 2 HC1 = ZnCl 2 + H 2 O;

Fe(OH) 3 + 3 HC1 = FeCl 3 + 3 H 2 O;

AgNO 3 + HC1 = AgCl + HNO 3 .

Соли соляной кислоты называются хлоридами. Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует на ионы. Слабо растворимыми являются, хлорид свинца (РЬС1 2 ), хлорид серебра (AgCl), хлорид ртути (I) (Hg 2 Cl 2 каломель) и хлорид мели (I) (CuCl).

Хлор образует 4 кислородсодержащие кислоты

· Хлорная – НСlO 4 Сl 2 O 7

· Хлорноватая – НСlO 3 Сl 2 O 5

· Хлористая – НСlO 2 Сl 2 O 3

· Хлорноватистая – НСlO Сl 2 O.

Задание: Определите степени окисления хлора в оксокислотах и оксидах.

Урок химии по теме “Галогены”

Презентация к уроку

Эту тему мы изучаем после темы «Металлы», поэтому урок начинаем с фронтального опроса, повторяя зависимость свойств элементов от строения их атомов (заполнения внешнего электронного уровня и радиуса атома).
В ходе урока учащиеся повторяют следующий материал: строение атома, виды химической связи (а именно, ковалентную неполярную), типы кристаллических решеток, формы существования химических элементов (свободные атомы, простые вещества и соединения), поэтому в процессе показа презентации могут активно дополнять её.
Тема этого урока тесно связана с биологией, так как на примере каждого галогена и его соединений показана биологическая роль этих элементов как положительная, так и отрицательная, поэтому этот урок, дополнив необходимыми материалами, можно будет отнести к интегрированному уроку по химии и биологии.
Тест №1 можно не оценивать, если большинство учеников не смогут ответить на последний вопрос.
Данную презентацию можно использовать не только на уроке, но и на внеклассных мероприятиях, например, во время проведения недели химии.

Девиз урока: «Учитесь, читайте, размышляйте и извлекайте из всего самое полезное» (Н.И. Пирогов)

Цели урока:

  • Создать условия для осознания учащимися связи строения атомов, физических свойств и химической активности галогенов;
  • Способствовать формированию умения применять приемы логического мышления: синтеза и анализа;
  • Расширить представления о значении галогенов и их соединений для живых организмов.

1. Организационный момент

2. Актуализация знаний

Учащимся предлагается тест 1.

Тест 1

1. Назовите семейство самых активных металлов в таблице Д.И. Менделеева. Объясните название этой подгруппы металлов.
2. Какими особенностями в строении атомов объясняется высокая химическая активность металлов?
3. Назовите самые активные неметаллы в таблице Д.И. Менделеева. Объясните название этой подгруппы элементов.
4. Какие особенности в строении атомов этих неметаллов объясняют их химическую активность?
5. Свойства одного из этих элементов, еще не открытого химиками, а также состав и свойства его соединений были предсказаны Д.И. Менделеевым. Назовите этот элемент.

3. Изложение нового материала

Фронтальный опрос:

1. Где расположены в таблице Д.И. Менделеева галогены?
2. Что общего в строении атомов галогенов?
3. Какую степень окисления могут проявлять галогены?
4. Чем отличается строение атомов разных галогенов?
5. Как это различие влияет на физические свойства? Химические свойства?
6. Как переводится слово «галогены»?

Изучение неметаллов мы начинаем со знакомства с самыми активными неметаллами – галогенами (солеродами). И самым – самым является фтор (слайд 3). Самый активный, самый электроотрицательный, самый реакционноспособный, самый агрессивный элемент. Фтор был получен французским химиком Анри Муассаном 26 июня 1886 года электролизом безводного фтороводорода. Такой способ получения фтора и до сих пор является единственным. Этот агрессивный галоген разрушал даже платиновые электроды: при получении 1 грамма фтора разрушалось 5-6 г платины.

Объясните эту химическую активность (положение в таблице Д.И. Менделеева, строение внешнего электронного слоя, самый маленький радиус атома).

Ни один химический элемент не принес химикам столько трагических событий, как фтор (слайд 4). Погиб один из членов Ирландской академии наук Томас Нокс, потерял трудоспособность другой ученый той же академии Георг Нокс; мученическую смерть принял известный химик из Нанси Джером Никлес; поплатился жизнью брюссельский химик П.Лайет. Отравились фтором и пострадали Гей-Люссак, французский химик Тенар, английский химик Дэви и многие другие. Не знали в те времена ученые про агрессивный характер фтора. При неосторожной работе с фтором разрушались зубы, ногти, возникала ломкость сосудов.

Из-за своей активности в природе в свободном виде фтор не встречается (слайд 5).

Но все же фтор человеку необходим. Правда, в виде соединений (слайды 6, 7, 8). Каждая хозяйка имеет тефлоновую посуду: она не ржавеет, её не надо смачивать маслом и водой, она не горит, не гниет, к ней не пристает даже хлебное тесто, на неё не действует азотная кислота. Промышленное производство алюминия невозможно без применения криолита, фтор является окислителем для ракетного топлива и т.д.

Задание для учащихся: составить таблицу, используя презентацию (слайд 9) и учебник §19:

Биологическое значение фтора
и его соединений
Отрицательное действие
веществ
Применение соединений фтора

Второй галоген называют «убийцей, спрятанным в солонке» (слайд 10), это хлор. Впервые открыл его шведский химик Карл Шееле, нагревая пиролюзит с соляной кислотой, английский химик Дэви доказал, что этот газ – простое вещество, а Гей-Люссак дал имя газу – хлор.

Прочтите строки английского поэта Уилфреда Оуэна (учебник, стр.90) и ответьте на вопросы: какое событие описывает поэт? Какой галоген выступает в роли убийцы? Какие его свойства упоминаются в этом стихотворении?

И так же, как и фтор, этот газ является очень активным, поэтому в виде простого вещества в природе не встречается (слайд 11).

Хлор ядовит для всего живого, именно поэтому его применяют очень давно для обеззараживания воды (слайд 12), как отбеливающее средство (слайд 13). В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которого изготавливают изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, лаки и краски, линолеум, аппаратуру и пенопласты, игрушки и стройматериалы (слайд 14).

Задание для учащихся: составить таблицу, используя презентацию (слайд 15) и учебник §19:

Биологическое значение хлора
и его соединений
Отрицательное действие
веществ
Применение соединений хлора

Единственный жидкий неметалл открыл Антуан Жером Балар (слайд 16). Это красно-бурая, скверно пахнущая жидкость, которую назвали бромом («бромос» – по-гречески означает «зловонный»). В первоначальном варианте это вещество Балар назвал «муридом», что означает «рассол». Бром ядовит не только при попадании внутрь организма, но и попадание на кожу проводит к появлению долго незаживающих язв.

Как и все галогены, в свободном состоянии бром не встречается (слайд 17), главный источник рассеянного элемента брома – морская вода, морские животные и морские водоросли. Соединения брома востребованы и в медицине (успокаивающие препараты) и в текстильной промышленности (красители). Незаменим бромид серебра в киноиндустрии (слайд 18).

Задание для учащихся: составить таблицу, используя презентацию (слайд 19) и учебник §19:

Биологическое значение брома
и его соединений
Отрицательное действие
веществ
Применение соединений брома

Нагревая маточный рассол морских водорослей с концентрированной серной кислотой. Бернар Куртуа обнаружил появление фиолетовых паров неизвестного вещества (слайд 20). Кстати, «иод» в переводе с греческого означает «фиолетоый».

«Йод вездесущий» – писал о йоде академик А.Е. Ферсман (слайд 21), так как невозможно найти вещество, не содержащее хоть незначительное количество йода.

Организм человека сохраняет в крови постоянную концентрацию йода (10 –5 – 10 –6 %), причем содержание в крови человека зависит от времени года: с сентября по январь концентрация йода в крови снижается, с февраля начинается новый подъем, в мае – июне – наивысший уровень (слайд 22).

Врачи рекомендуют в пищу чаще употреблять продукты, богатые этим элементом: яйца, рыбу, морепродукты (слайд 23).

Накопленные сведения о йоде позволяют утверждать, что этот элемент вправе претендовать на самое серьезное к себе отношение со стороны химиков, инженеров, конструкторов, а также медиков и косметологов (слайд 24, 25).

Задание для учащихся: составить таблицу, используя презентацию (слайд 26) и учебник §19:

Биологическое значение йода
и его соединений
Отрицательное действие
веществ
Применение соединений
йода

Самый «металлический» галоген – астат (неустойчивый) замыкает ряд галогенов. Это радиоактивный элемент семейства галогенов (слайды 27, 28). Он может существовать в шести валентных состояниях: от –1 до +7 (аналог йода). Как и йод, он хорошо растворяется в органических растворителях, как йод концентрируется в щитовидной железе и может быть использован для лечения заболеваний щитовидной железы.

4. Проверка усвоения нового материала

Тест 2

1. «Вездесущий» – так назвал этот галоген академик А.Е Ферсман. Назовите этот галоген.
2. Этот галоген назвали «всесъедающий», хотя он входит в состав зубной эмали.
3. Галоген, возможность существования которого предсказал Д.И. Менделеев.
4. Назовите форму существования галогенов в природе.
5. Как изменяется радиус атомов галогенов с увеличением относительной атомной массы?

После написания теста ответы проверяются последними слайдами презентации.

Домашнее задание: §§17 (до химических свойств), 19; задача 3.

Галогены

Урок 17. Химия 9 класс ФГОС

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока “Галогены”

Галогеныэто элементы VII A группы главной подгруппы. К ним относятся: фтор, хлор, бром, йод и астат, который очень редко встречается в природе.

Все эти элементы являются типичными неметаллами. Галогены, означает «рождающие соли».

Так как это элементы VII A группы, значит на внешнем энэргетическом уровне у них семь электронов. До завершения уровня им не хватает одного электрона, поэтому они берут этот недостающий электрон у атомов металлов, при этом образуется ионное соединение – соль, где степень окисления галогена -1.

Галогены – сильные окислители, самый сильный из них фтор, который может быть только окислителем и проявлять степень окисления -1.

Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательным элементом – фтором, кислородом или азотом. Поэтому для них возможны степени окисления +1, +3, +5, +7. Так, в соединении HClO степень окисления хлора +1, в соединении HBrO2 степень окисления брома +3, в соединении BrF5 степень окисления брома +5, в соединении H5IO6 степень окисления йода +7.

В группе сверху вниз – от фтора к йоду – радиус атома увеличивается, поэтому усиливаются восстановительные и металлические свойства.

Все галогены представляют собой двухатомные молекулы, связь между атомами – ковалентная полярная. Все галогены имеют молекулярную кристаллическую решётку.

Галогены в природе существуют только в виде соединений с другими элементами. Наиболее распространены хлор и фтор, их содержание составляет 0,19% и 0,03% от массы земной коры.

Например, фтор входит в соcтав плавикового шпата, хлор входит в состав каменной соли, бром содержится в морской воде, а йод в подземных буровых водах.

Рассмотрим таблицу, в которой отражены физические свойства галогенов. Фтор является светло-жёлтым газом, хлор – жёлто-зелёный газ, бром – бурая жидкость, а йод – твёрдое вещество чёрно-серого цвета.

Агрегатное состояние при н.у.

Температура

плавления, 0 С

Температура кипения, 0 С

Чёрно-серый (пары фиолетовые)

Из таблицы видно, что с ростом молекулярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления галогенов, их плотность. Это связано, прежде всего, с увеличением размеров атомов и молекул, а, следовательно, и силами межмолекулярного взаимодействия. От фтора к йоду усиливается интенсивность окраски галогенов, а у кристаллов йода появляется металлический блеск.

Галогены – химически активные соединения, их активность уменьшается от фтора к йоду.

Фтор самый активный галоген, который при нагревании реагирует даже с золотом, серебром и платиной. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются. Так, в реакции цинка с фтором образуется фторид цинка. Цинк повышает свою степень окисления с 0 до +2, а фтор, наоборот, понижает степень окисления с 0 до -1. Атом цинка отдаёт по два электрона молекуле фтора. Цинк является восстановителем, а фтор – окислителем.

Остальные галогены реагируют с металлами в основном только при нагревании. Нагретый порошок железа загорается при взаимодействии с хлором. В результате этого взаимодействия образуется хлорид железа три. Железо повышает свою степень окисления с 0 до +3, а хлор понижает свою степень окисления с 0 до -1. При этом каждый атом железа отдаёт по 3 электрона молекуле хлора. Железо окисляется и является восстановителем, а хлор восстанавливается и является окислителем.

Медная проволока также сгорает в парах брома. При этом образуется бромид меди два. Медь повышает свою степень окисления с 0 до +2, а бром понижает свою степень окисления с 0 до -1. Каждый атом меди отдаёт по 2 электрона молекуле брома. Медь – восстановитель, а бром – окислитель.

Йод реагирует с алюминием, катализатором в этой реакции является вода. Алюминий повышает свою степень окисления с 0 до +3, а йод понижает свою степень окисления с 0 до -1. Каждый атом алюминия отдаёт по 3 электрона молекуле йода. Алюминий является восстановителем, а йод – окислителем. В результате этого взаимодействия образуется йодид алюминия.

Галогены также вытесняют друг друга из солей. Так, более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный.

Например, хлор вытесняет бром из раствора его соли, потому что хлор более активный галоген, чем бром. Хлор в данной реакции понижает свою степень окисления с 0 до -1, а бром повышает с -1 до 0. В результате чего, каждый бром отдаёт по 2 электрона молекуле хлора. Образуется новая соль – хлорид натрия и молекулярный бром. Хлор является окислителем, а бром – восстановителем.

Бром вытесняет йод из раствора йодида калия. В этой реакции бром понижает свою степень оксиления с 0 до -1, а йод повышает свою степень окисления с -1 до 0. При этом 2 электрона от йода переходят к молекуле брома. В результате взаимодействия образуется соль – бромид калия и простое вещество – йод. Бром является окислителем, а йод – восстановителем.

Для фтора эта реакция не характерна, потому что он взаимодействует с водой, а эти реакции протекают в растворе.

Галогены реагируют с водородом с образованием галогеноводородов. Например, с фтором водород реагирует со взрывом, с хлором – в присутствии света, а с бромом – при нагревании. В результате взаимодействия водорода с фтором образуется фтороводород, в результате взаимодействия водорода с хлором – хлороводород, в результате взаимодействия водорода с бромом – бромоводород.

Получение галогенов оказалось сложным процессом. Например: фтор в свободном виде получен впервые только в 1886 году французским химиком Муассаном, который был удостоен за это Нобелевской премии. Своё название элемент получил от греческого фторос – «разрушающий».

Хлор открыт шведским химиком Шееле в 1774 году. Элемент получил название за цвет простого вещества (от греческого хлорос – жёлто-зелёный).

Бром открыт в 1826 г. французским химиком Баларом. Элемент назван так за запах простого вещества (от греческого бромос – зловонный).

Йод получен в 1811 г. французским учёным Куртуа, а название он получил за цвет паров простого вещества (от греческого иодэс – фиолетовый).

Таким образом, галогены – это элементы VII A группы, их молекулы двухатомны. Они являются сильными окислителями, самый сильный – фтор. Степень окисления фтора – -1, остальные галогены могут иметь степень окисления и +1, +3, +5, +7. В природе встречаются только в виде соединений. Физические свойства их разнообразны: это газы (фтор и хлор), жидкость – бром и твёрдое вещество – йод. С увеличением молекулярной массы у галогенов увеличиваются температуры кипения и плавления. Они вступают во взаимодействие с металлами, с водородом и растворами солей, при этом более активный галоген вытесняет из соли менее активный.

Урок «Галогены»

Урок химии в 9 классе. «____»_______________ 20____ г.

Цель. Дать общую характеристику галогенам.

Задачи урока :

Образовательные: повторить строение атомов простых веществ на примере галогенов; изучить физические свойства галогенов; закрепить знания о химических свойствах неметаллов на примере химических свойств галогенов, показать биологическую роль и применение галогенов.

Развивающие: развивать умение формировать высказывания, суждения, делать предложения; развитие умственной деятельности: умений обобщать, делать выводы; развивать умение анализировать информацию, делать выводы на основании своих наблюдений; формирование устной речи: формулирование вопроса и ответа на вопрос.

Воспитательные: продолжить формирование нравственных, трудовых и личностных качеств – ответственное отношение к учебному труду, собранность, усердие..

Организационный момент

Проверка домашнего задания.

Опишите положение водорода в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Объясните, почему водород записан в Периодической системе Д.И. Менделеева в двух противоположных по свойствам группах химических элементов.

Напишите уравнения реакций водорода со следующими веществами: О2, V2O5, Ca. Разберите уравнения реакций с окислительно-восстановительной точки зрения.

Вычислите объем водорода (н.у.) , который потребуется для восстановления 928 кг оксида вольфрама(IV), содержащего 25% примесей. Вычислите количество вещества металла, которое получится при этом.

Изучение новой темы.

Мы продолжаем изучение большой и важной темы «Неметаллы». Сегодняшний урок будет посвящен изучению самых активных неметаллов. Попробуйте определить, о каком химическом элементе идет речь.

· Этот химический элемент входит в состав костной ткани и зубной эмали. Его соединения добавляют в зубную пасту. (Фтор)

· Его слабый запах можно ощущать в водопроводной воде (им обеззараживают воду) и при применении отбеливателя. (Хлор)

· Каждый пользовался спиртовой настойкой этого вещества как кровоостанавливающим и обеззараживающим средством. ( Йод)

· Его соединения применяют в фотографии в качестве светочувствительного вещества. Многие соединения обладают успокоительным действием. (Бром)

· Самый долгоживущий изотоп имеет период полураспада всего 8,3 ч. (Астат)

– К какому семейству относят названные вещества? (Галогены. «Рождающие соли»)

Тема урока сегодня «Галогены».

Характеристика химических элементов, на основании положения в ПСХЭ.

Химический знак (1 вариант – фтор, 2 вариант – хлор, 3 вариант – бром, 4 вариант – йод)

Состав ядра атома.

Укажите общее число электронов и число электронов на внешнем энергетическом уровне.

Высший оксид и его характер.

Вывод.Все элементы находятся в 7 группе, главной подгруппе. все атомы содержат на внешнем энергетическом уровне 7 ē, являются сильными окислителями (ст. ок. -1). Хлор, бром, йод – проявляют восстановительные свойства, т.к. могут проявлять положительную степень окисления.

Объяснить характер изменений (увеличение или усиление) или (уменьшение или ослабление) в подгруппе галогенов с ростом:

– заряда ядра атома;

– количества электронов на внешнем слое;

Вывод: В 7 группе главной подгруппе увеличивается радиус атома, ослабевают окислительная способность, неметаллические свойства, уменьшается электроотрицательность, поэтому фтор самый сильный неметалл.

Упражнение. Впишите знак или = вместо *

Заряд ядра : Cl * Br , I * F, Cl * P

Число электронных слоев: Cl * Br , I * F , Cl * P

Число электронов на внешнем уровне: Cl * Br , I * F , Cl * P

Радиус атома: Cl * Br , I * F, Cl * P

Окислительные свойства: Cl * Br , I * F , Cl * P

Составьте формулы простых веществ галогенов. Определите вид связи в галогенах. Рассмотрите ее образование на примере фтора. Сколько неспаренных электронов содержит атом фтора, сколько общих электронных пар содержит молекула фтора. Определите тип кристаллической решетки.

Физические свойства (анализ таблицы 7 стр. 105.

Вывод: С увеличением относительной молекулярной массы веществ увеличивается температура кипения и температура плавления. Все простые вещества – галогены имеют молекулярную кристаллическую решётку, которая оказывает влияние на агрегатное состояние молекул, поэтому фтор и хлор -газы, бром – жидкость, а йод – твёрдое вещество, но для йода характерно такое физическое явление как возгонка, т.е. переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкую фазу. При возгонке в нагреваемой части прибора кристаллическое вещество испаряется, а в охлажденной снова конденсируется.

5) Химические свойства

А) Взаимодействие галогенов с металлами (с хлором, медью, сурьмой).

Б) Взаимодействие с водородом

H 2 + F 2 = 2HF + Q (со взрывом)
H 2 + Cl 2 = 2HCl + Q (на свету)
H 2 + Br 2 = 2HBr + Q
H 2 + I 2 = 2HI – Q

В) Наиболее активные галогены вытесняют из растворов солей менее активные галогены.

Окислительная способность галогенов снижается в ряду Cl 2 → Br 2 →I 2
Наиболее активные галогены вытесняют из растворов солей менее активные галогены.

– Почему для фтора эта реакция нехарактерна? (так как данная реакция протекает в растворе, а фтор взаимодействует с водой, вытесняя из нее кислород)

2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2

– А йод способен вытеснить другие галогены? (Нет)

Закрепление.

Упражнение. Приведите уравнения реакций

1 вариант. Брома с веществами: H 2 , NaI , Fe , P .

2 вариант. Хлора с веществами: Mg , HBr , Si , H 2 .

3 вариант. Йода с веществами: Li , Na 2 S , Si , H 2

Подведение итогов. Рефлексия.

Домашнее задание . § 18 упр.1, 4 стр. 110

Урок 18 Бесплатно Галогены

Положение галогенов в периодической системе и строение атомов

Слово «галоген» произошло от греческих «хальс» –соль и «генос» –рождаю, буквально: рождающий соль.

Это название изначально было предложено для хлора, так как хлор был получен электролизом поваренной соли.

А уже в дальнейшем это название распространилось на фтор F, бром Br и йод I.

Таким образом, галогены – это химические элементы главной подгруппы VII группы периодической системы химических элементов:

  • фтор F
  • хлор Сl
  • бром Вг
  • йод I
  • астат At

Галогены – элементы, у которых наиболее ярко выражены свойства неметаллов.

В свободном виде они в природе не встречаются!

Наиболее распространенные минералы, в состав которых входят галогены:

CaF2– флюорит (плавиковый шпат)

NaCl– галит (каменная соль)

КСl х NaCl– сильвинит

MgCl2 х 6Н2 – бишофит.

Бром Br и йод I встречаются в виде соединений в природных водах.

Морские водоросли ламинарии активно накапливают йод и поэтому являются источником для его получения.

Астат At – радиоактивный элемент и поэтому его свойства не изучены.

Название «астат» переводится с греческого языка «неустойчивый».

Он был предсказан ещё Дмитрием Менделеевым, который назвал его «эка-йод».

По оценкам учёных, во всей земной коре этого элемента насчитывается около 1 грамма (!), он постоянно образуется в процессе распада урана, но и столь же быстро распадается.

На внешнем энергетическом уровне у всех атомов галогенов по семь электронов.

Этим объясняется общность их свойств.

Атомы галогенов легко присоединяют по одному электрону, проявляя в соединениях степень окисления -1.

Однако эти элементы, за исключением фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7.

Разнообразие значений степеней окисления объясняется электронным строением атомов, а точнее, внешними электронами.

Из электронного строения атома фтора следует, что фтор может принять только один электрон на 2s-подуровень.

Поэтому он одновалентен и его степень окисления всегда -1.

Кроме того, это самый электроотрицательный элемент – ни один другой элемент просто-напросто не способен отнять у атома фтора электрон.

Электронное строение атома фтора:

Атом хлора Cl в обычном состоянии имеет один электрон и может принять один электрон, проявляя степень окисления -1.

Однако у атома хлора имеется еще пять пустых 3d-орбиталей, и поэтому, если сообщить атому энергию, то возможен перескок электронов c 3s и 3p орбиталей на 3d орбитали, и тогда количество неспаренных электронов увеличивается и может быть 3, 5 или 7.

Поэтому возможные степени окисления хлора: +1, +3, +5, +7.

На схеме ниже показано электронное строение атома хлора в основном и в возбужденном состояниях.

Из схемы видно, почему максимальная валентность хлора равна 7.

Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

Конспект урока на тему “Галогены”

Урок построен по типу «вопрос-ответ» на базе знаний учащихся с элементами объяснения. Предложенные ответы учеников – предполагаемые, в них отражена логическая суть желаемого ответа.

Просмотр содержимого документа
«Конспект урока на тему “Галогены”»

Урок изучения нового материала.

Цель урока: Создать условия для изучения элементов VII группы главной подгруппы.

1. Образовательные: изучить

Положение в периодической системе

Общая характеристика группы

Валентные возможности элементов

Физические свойства простых веществ

Реакционные возможности элементов и их особенности

Находить галогены в периодической системе Д.И. Менделеева

Доказывать валентные возможности и степени окисления элементов

Знать физические свойства простых веществ галогенов и их особенности

Определять активность элементов в группе, их реакционную возможность.

В конце урока тест на закрепление материала.

II. Развивающие: развивать логическое мышление, умение выявлять причинно-следственные связи нахождения элемента в периодической системе и его свойствами.

Воспитывать уважительное отношение к чужому мнению, объективность суждения, чувство самосохранения.

Демонстрируются галогены ( йод). Для работы, целесообразно применить мультимедиа (презентацию сопровождать видео). Используется учебник (9 класс Габриелян О.С.)

Урок построен по типу «вопрос-ответ» на базе знаний учащихся с элементами объяснения. Предложенные ответы учеников – предполагаемые, в них отражена логическая суть желаемого ответа.

Приветствие, орг. момент

На экране высвечиваются элементы: F; CI; Br; I; At. (слайд 1)

Учитель: сегодня мы начнём с вами изучать новый материал. Для того чтобы определится с темой сегодняшнего урока, мне нужна ваша помощь. Посмотрите на экран. Найдите эти элементы в периодической системе. …

Ученики: в VII группе главной подгруппе

Учитель: Действительно, все эти элементы находятся в седьмой группе главной подгруппе. Так какая же тема сегодняшнего урока? Ученики: элементы VII группы главной подгруппы

Учитель: запишем тему урока «VII группа главная подгруппа».(слайд 2)

Откроем учебник на странице 159; § 22. как называется этот параграф учебника? …

Учитель: как вы думаете, почему. Мы записали одну тему, а в учебнике другая? …

Ученики: потому, что элементы VII группы главной подгруппы так же называются галогенами.

Учитель: А почему их так назвали? В учебнике есть ответ … в конце первого абзаца.

Ученики: галогены – «солеобразующие», т.к. образуют соли. Учитель: совершенно верно. Запишем в названии темы ещё одно слово «Галогены».(слайд 2)

С новой строчки запишите: слово галоген греческого происхождения, означает «солеобразующие» (слайд 3) – схема: галоген →гречес. → рождающий соли

Названия элементов так же имеют греческие корни, кроме фтора.(слайд 3)

F – фтор (латинский корень – флуо, переводится как течь). Фтор входит в состав минерала флюорит (слайд 3) – записать.

Флюорит использовали для уменьшения температуры плавления шлаков в качестве флюса.

Фтор – газ бледно-жёлтого цвета (слайд 4) – запись.

Cl – хлор (греческого происхождения – «зеленовато-жёлтый») – газ жёлто-зелёного цвета (слайд 5)

Br – бром (греческого происхождения бромос– «зловонный») – жидкость бурого цвета (слайд 6) – запись

I – йод (греческого происхождения – фиолетовый») (слайд 7) (видео 1- возгонка йода, как доказательство названия) – твёрдое вещество серо-чёрного цвета (слайд 7) – запись.

At – астат (греческого происхождения – «неустойчивый») (слайд 8) – твёрдое вещество чёрного цвета – запись. Астат радиоактивен, время его полураспада составляет 8,3 часа. Д.И. Менделеев предсказал данный элемент и его свойства, а назвал экойод.

А кто мне скажет, что общего в названии данных элементов? … По какому признаку даны названия? … По каким свойствам? …

Все элементы имеют названия по характерным физическим свойствам (признакам).

Итак, мы с вами уяснили, что: …

Ученики: 1. В VII группу главную подгруппу входят элементы: фтор, хлор, бром, йод.

Элементы данной группы называют галогены.

слово Галоген греческого происхождения и означает рождающий соли.

Все соединения галогенов с металлами соли – ионная химическая связь и кристаллическая решётка.

Узнали суть названия каждого элемента.

Один из элементов был предсказан Д.И. Менделеевым – астат.

Учитель: Общая характеристика галогенов:

Строение атомов галогенов.

Заполнение учащимися таблицы (помощь учебника для учащихся 1 уровня).

Число валентных электронов

Число энергетических уровней

Возможные степени окисления

Окислительная способность (способность принимать е)

Восстановительная способность (способность отдавать е)

1. Атомные массы увеличиваются

Радиус атома увеличивается

Металлические свойства усиливаются (увеличиваются)

Учитель: в чём это проявляется:

Ученики: йод обладает металлическим блеском

Учитель: (слайд 9) – открывает схему по мере определения изменения свойств. Уменьшение электроотрицательности подтверждает, или нет утверждение №5, что «металлические свойства усиливаются»?

Ученики: да. С уменьшением значения электроотрицательности, лёгкость отдачи (потери) электрона увеличивается.

Учитель: посмотрите стр.162 рис.89

Простые вещества и их свойства:

В Молекулах галогенов сколько атомов? ДВА

? Запишите формулу молекулы фтора и

определите тип химической связи в ней.

(F2 – ковалентная неполярная связь).

Запишите схему образования данного типа связи.

Кристаллическая решетка в молекулах галогенов? Молекулярная.

1. Все элементы неметаллы, т.к. образуют молекулы из двух атомов.

2. Между двумя одинаковыми атомами – ковалентная неполярная связь.

3. Такие молекулы образовывают молекулярные неполярные кристаллические решётки.

Учитель:(слайд 10) – открывает каждый пункт по мере поступления под запись.

Можем мы, зная вид химической связи и тип кристаллической решётки предсказать физические свойства веществ? … Кое что в учебнике, стр. 161, табл. 7 (слайд 11) – физические свойства галогенов – запись

Ученики: (дети работают по желанию: индивидуально, парами, малыми группам, но, не вставая с места, можно повернуться).

1. галогены мало растворимы в воде, но растворимы в органических растворителях

2. имеют резкий запах

 ДЕМОНСТРАЦИЯ.Образцы галогенов – простых веществ. Возгонка йода.

Учитель:(слайд 11) – запись

3. не проводят электрический ток – диэлектрики.

4. имеют низкие температуры плавления и кипения

Йод не имеет температуру кипения и плавления, он сразу возгоняется, бром легко летучая жидкость, хлор тяжёлый газ, хлор лёгкий газ (слайд 10) под запись (видео – возгонка йода)

5. все галогены ядовиты

Какие же валентные возможности имеют галогены? Для этого необходимо определит число электронов на внешнем уровне и их расположение по орбиталям. …

Ученики: 7 электронов на внешнем уровне, расположены: 2 электрона на S-орбитале, 5 электронов на Р-орбитале. (слайд 12).

Учитель:Сколько электронов могут участвовать в образовании химических связей?

Ученики: 1ē, 3ē, 5ē и 7ē

Учитель: (слайд 12) анимирует каждое предположение, производится запись валентностей. Обращается внимание на то, что валентность записывается римскими цифрами (I; III; V; VII).

Давайте рассмотрим, сколько электронов могут принимать, или отдавать элементы: (слайд 13) …

Ученики: принять 1ē и завершить уровень. Отдать 1ē, 3ē, 5ē и 7ē

Учитель:(слайд 13) анимирует предположения учеников. Когда элемент принимает электрон, его степень окисления: …

Ученики: минус один

Учитель:(слайд 13) под запись -1.

Если элемент ни отдаёт, ни принимает электроны: …

Ученики: степень окисления 0

Учитель: под запись -1; 0

Если отдаёт электроны, соответственно: …

Ученики: плюс 1, 3, 5, 7 (слайд 13)

Учитель:(слайд 13) под запись -1; 0; +1; +3; +5; +7

Посмотрите на положение элементов в периодической системе (разворот в начале учебника), все ли элементы VII группы главной подгруппы могут проявлять такие валентности и степени окисления и почему? …

Ученики: фтор не способен отдавать электрон, значит проявлять положительные степени окисления, т.к. он находится в крайнем правой части таблицы, не учитывая инертный газ неон.

Учитель: действительно, самый электроотрицательный элемент периодической системы. Поэтому фтор проявляет только отрицательную степень окисления (-1). (слайд 14)

Итак, мы разобрали характеристику элементов VII группы главной подгруппы. Что же мы узнали?

Ученики: 1.изменение свойств в группе: …

2. физические свойства: …

3. валентные возможности и степени окисления элементов: …

Учитель: следующим этапом познания элементов VII группы главной подгруппы является их химическая активность, или химические свойства

Химическая активность галогенов, как неметаллов. От фтора до астата ослабевает. Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. Окислительные свойства галогенов отчетливо проявляются при взаимодействии с металлами.

Фтор реагирует большинством металлов, а при нагревании и золотом, серебром, платиной. Zn + F2=ZnF2 УЧЕНИЦА разбирает ОВР

В колбе наполненной хлором красиво вспыхивают и сгорают кристаллики измельчённой сурьмы Образуя при этом смесь двух хлоридов сурьмы( III) и V)

Демонстрация опыта «Горение сурьмы в хлоре».

Запишем уравнения реакции.

2Sb + 5Cl2 = 2SbCl5. записывают уравнения

Нагретый порошок железа также загорается при взаимодействии хлором . В отличие от опыта с сурьмой железные опилки нужно предварительно накалить в железной ложке а затем высыпать их небольшими порциями в колбу хлором.. т.к. хлор является сильным окислителем, то в реакции образуется хлорид железа Ш Горение железа в хлоре»

Интересно сгорает в парах брома алюминий (видео)

Напишите (самостоятельно) уравнения реакций взаимодействия железа с хлором, алюминия с бромом и йодом. Рассмотрите их с точки зрения ОВР.

Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к иоду можно судить по их способности вытеснять друг друга из растворов солей. Запомните правило: каждый выше стоящий галоген вытесняет ниже стоящий (видео)

во втором стакане Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl

самостоятельно запишите уравнение Br2 + 2KI= 2 KBr +I2

а что же с фтором см. обзац стр.164.

Галогены реагируют с водородом H2 + Г2 = 2 HГ ( с фтором со взрывом

С хлором о взрывом при поджоге

С бромом при большом нагревании

С йодом очень медленно)

Открытие галогенов (презентация)

Закрепление материала (тестирование)

1) В твердом состоянии кристаллические решетки галогенов

1) Молекулярные 2) Ионные

3) Металлические 4) Атомные

2) Силы межмолекулярного взаимодействия максимальны между молекулами

3) При обычных условиях является жидким

4) Не идет реакция в растворе

5)В реакции раскаленных железных опилок с хлором образуется

6)Активно реагирует с водой

7). Распределите нижеперечисленные галогены в порядке повышения их температур плавления и кипения:

Бром Ответ дайте в виде последовательности цифр

8). Распределите ниже перечисленные галогены в порядке увеличения их окислительных свойств

Бром . Ответ дайте в виде последовательности цифр.

Правильные ответы: 1, 2, 1, 1, 3, 4, 3142, 3421.

Взаимопроверка:

Нарисуем смайлик в тетради после записей на уроке.

Все понятно. Понял, но с затруднением Ничего не понял

Галогены

Галогены (греч. hals – соль + genes – рождающий) – химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 5 :

  • F – 2s 2 2p 5
  • Cl – 3s 2 3p 5
  • Br – 4s 2 4p 5
  • I – 5s 2 5p 5
  • At – 6s 2 6p 5

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов в возбужденном состоянии.

Природные соединения
  • NaCl – галит (каменная соль)
  • CaF2 – флюорит, плавиковый шпат
  • NaCl*KCl – сильвинит
  • 3Ca3(PO4)2*CaF2 – фторапатит
  • MgCl2*6H2O – бишофит
  • KCl*MgCl2*6H2O – карналлит

Простые вещества – F2, Cl2, Br2, I2

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF2 в безводной плавиковой кислоте – HF – был впервые получен фтор.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

    Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F2 + H2 → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность ;)

Br2 + F2 → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром – F – )

Br2 + I2 → IBr3 (бром более электроотрицателен, чем йод – Br – )

Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду – смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами – только при нагревании.

Реакции с щелочами

Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

  • HF – фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
  • HCl – хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
  • HBr – бромоводород, бромоводородная кислота
  • HI – йодоводород, йодоводородная кислота
  • HAt – астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI – газы, хорошо растворимые в воде.

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

HF – является слабой кислотой, HCl, HBr, HI – сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Читайте также:
Урок 14. Азот и фосфор
Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: