Инфоурок / Химия / Конспекты / Конспект урока по химии на тему "Металлы"
Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Педагогическая деятельность в соответствии с новым ФГОС требует от учителя наличия системы специальных знаний в области анатомии, физиологии, специальной психологии, дефектологии и социальной работы.

Только сейчас Вы можете пройти дистанционное обучение прямо на сайте "Инфоурок" со скидкой 40% по курсу повышения квалификации "Организация работы с обучающимися с ограниченными возможностями здоровья (ОВЗ)" (72 часа). По окончании курса Вы получите печатное удостоверение о повышении квалификации установленного образца (доставка удостоверения бесплатна).

Автор курса: Логинова Наталья Геннадьевна, кандидат педагогических наук, учитель высшей категории. Начало обучения новой группы: 27 сентября.

Подать заявку на этот курс    Смотреть список всех 216 курсов со скидкой 40%

Конспект урока по химии на тему "Металлы"

библиотека
материалов

Урок для районного консультационного пункта по теме: МЕТАЛЛЫ.

Подготовила учитель химии гимназии №14 г.Ейска Шульга Г.П.

Цель урока: Повторить с учащимися положение металлов в ПСХЭ, особенности строения их атомов и кристаллов (металлическую химическую связь и кристаллическую металлическую решетку). Обобщить и расширить сведения учащихся о физических свойствах металлов и их классификации. Повторить особенности протекания реакции металлов с растворами электролитов. Развивать логические операции мышления при обобщении знаний и конкретизации общих свойств металлов для отдельных представителей этого класса простых веществ.

Ход урока:

1. Организационный момент.

2.Положение металлов в периодической системе элементов.

- Где располагаются металлы в ПСХЭ?

- Дать характеристику натрия, магния и бария согласно положению в ПСХЭ?

Более 80% известных элементов являются металлами. К ним относятся: s - элементы 1 и 2 групп, все d и fэлементы, а также р — элементы 3 группы (кроме бора), 4 группы (германий, олово, свинец), 5 группы (сурьма, висмут) и 6 группы (полоний).

3. Способы получения металлов.

Только некоторые металлы (золото, платина) находятся в природе в свободном (самородном) состоянии. Металлы, расположенные в ряду напряжений металлов между оловом и золотом, встречаются как в свободном состоянии, так и в виде сое­динений. Большинство же металлов находятся в природе в виде соединений (оксиды, сульфиды, карбонаты и т.д.). Различают следующие способы получения металлов.

Пирометаллургия - получение металлов из руд с помощью восстановителей при высоких температурах. В качестве восстановителей используют уголь, водород, оксид углерода (II), метан, кремнии и активные металлы (металлотермия). Например, восстановление металлов из их оксидов с помощью оксида углерода (2), водорода, углерода, алюминия (алюмотермия) и магния (магнийтермия).

а) CuO + H2 =Cu + H20 б) ZnO+C =Zn+CO

в) Cr203 + 2 Al =2 Cr +А12О3 г) TiCl4 +2 Mg = Ti + 2 MgCl2

Составить к каждому уравнению ОВР.

Гидрометаллургия - получение металлов из растворов их со­лей. При этом металл, входящий в состав руды, сначала пе­реводят в раствор с помощью соответствующих реагентов (кислот, щелочей), а затем, восстанавливают из раствора. Например, при обработке разбавленной серной кислотой медной руды, содержащей оксид меди (II), медь переходит в раствор в виде сульфата:

CuO + H2S04 = CuSO4 + Н20. Затем медь восстанавливают из раствора порошком железа:

CuS04 + Fe = FeS04 + Сu

Этим методом получают серебро, золото, молибден, кадмий и др.

Электрометаллургия - получение металлов элек­тролизом. Электролизом расплавленных хлоридов получают щелочные металлы, бериллий, магний, кальций. А алюминий получают электролизом расплава его оксида. Электролиз ведут на инертных электродах. Электролизом растворов солей (электроэкстракция) получают медь, железо, цинк, кадмий, кобальт, марганец и др.,

4. Физические свойства металлов.

- Какие физические свойства металлов вам известны?

Особенности строения кристаллических решеток ме­таллов определяют их физические и механические свойства.

Металлический блеск. Это свойство объясняется тем, что металлы отражают световые лучи.

Электро- и теплопроводность металлов обусловлены наличием в металлических решетках свободных электронов. Электро- и теплопроводность металлов неодинаковы, они увеличиваются от Hg к Ag. С повышением температуры электропроводность ме­таллов понижается, т.к. колебательные движения ионов в узлах решетки усиливаются. При понижении температуры колебание ионов в узлах решетки уменьшается, и электро­проводность металлов возрастает. При температурах, близ­ких к абсолютному нулю, у многих металлов наблюдается сверхпроводимость.

Все металлы, за исключением ртути, являются твер­дыми веществами.

Ковкость и пластичность. Металлы пластичны и об­ладают хорошей ковкостью, это свойство металлов исполь­зуется при механической обработке. Пластичность умень­шается в ряду Au, Ag, Си, Sn, Pb, Zn, Fe.

Металлы имеют ряд и других общих свойств: плот­ность, твердость, температура плавления. Наименьшую плотность имеют щелочные металлы, а наибольшую - осмий. По твердости металлы сравнивают с алмазом. Самыми мягкими являются щелочные ме­таллы (режутся ножом), а самым твердым - хром (он режет стекло).

Самую низкую температуру плавления имеет ртуть (-39 °С), а самую высокую - вольфрам (3410 °С). Металлы, которые плавятся при температуре выше 1000 °С, называют­ся тугоплавкими, а ниже легкоплавкими.

5. Ряд напряжения металлов.

По химической активности металлы расположены в ряд, который называют рядом напряжений. В ряду напряжений находится и водород, так как его атомы, как и атомы металлов, образуют положительные ио­ны Н+.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

  1. Чем левее в ряду напряжений находится металл, тем он химически активнее, тем больше его восстановитель­ная способность.

  2. Каждый металл, не разлагающий воду, вытесняет (восстанавливает) все следующие за ним металлы из раство­ров их солей.

3. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют (восстанавливают) его из разбавленных кислот (исключение HNО3).

Ряд напряжений характеризует поведение металлов только в водных растворах и при комнатной температуре.

6. Химические свойства металлов.

Атомы большинства металлов на внешнем электрон­ном слое имеют 1 - 3 электрона. Исключение: атомы Ge, Sn, Pb - имеют четыре электрона, атомы Sb, Bi - пять, атомы Ро - шесть. Атомы металлов обладают большим радиусом по сравнению с атомами неметаллов данного периода, поэтому они легко отдают валентные электроны, проявляя восстановительные свойства. Как восстановители металлы взаимодействуют с не­металлами, водой, растворами щелочей, кислот и солей.

Взаимодействие металлов с неметаллами.

Металлы при тех или иных условиях взаимодейству­ют с неметаллами.

с кислородом, образуя оксиды:

2 Mg + O2 = 2MgO , 4 Al + 3 02 =2 Al2O3

Щелочные металлы (кроме лития), при взаимо­действии с кислородом в качестве основного продукта обра­зуют пероксиды:

4 Li + 02 = 2 Li2O; 2Na+02= Na202

Оксиды натрия и калия могут быть получены при наг­ревании смеси пероксида с избытком металла в отсутствии кислорода:

K2O2+2K = 2К2О На реакции взаимодействия пероксида натрия с ок­сидом углерода (2) основана регенерация воздуха в изоли­рованных помещениях:

2Na202 + 2С02 = 2Na2C03 + 02

При нагревании металлы реагируют с галогенами, се­рой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием, образуя галогениды, сульфиды, нитриды, фосфиды, карбиды, силициды:

Mg+Br2 = MgBr2 3Ca+2P=Ca3P2

2A1+N2=2A1N 4A1+3C=A14C3

Если металл проявляет переменную степень окисле­ния, то активные неметаллы (фтор, хлор, кислород) окисляют его до более высокой (устойчивой) степени окисления, а ме­нее активные - до степени окисления ниже устойчивой. Так, железо проявляет в соединениях степени окисления +2 и +3 (иногда +6), из которых +3 наиболее устойчива. Поэтому при взаимодействии измельченного железа с хлором оно окис­ляется до +3, а при взаимодействии с серой - до +2:

+2 t° +3

Fe+S = FeS 2Fe+3C12 =2 FeCl3

С водородом при нагревании вступают в реакцию щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды (твердые, белые кристаллические вещества). Атомы водорода в данных соединениях имеют отрицательную степень окисле­ния:

-1 t° +2 -1

2Na+H2= 2NaH Ba + H2= ВаН2

Гидриды обладают ярко выраженными восстанови­тельными свойствами за счет водорода в минимальной сте­пени окисления. Они окисляются даже водой:

ВаН2 + 2 Н20 = Ва(ОН)2 + 2 Н2

Взаимодействие металлов с водой.

При обычной температуре с водой реагируют метал­лы, которые в ряду напряжений стоят до водорода (чтобы металл вытеснял водород из воды) и гидроксиды, которых растворимы в воде (чтобы на поверхности металла не обра­зовывалась защитная пленка). К таким металлам относятся щелочные и щелочноземельные металлы:

2 Na + 2 Н20 = 2 NaOH + Н2

При нагревании с водой или парами воды взаимодей­ствуют металлы от магния до олова. Реакция протекает с образованием гидроксидов или оксидов и выделением водо­рода. При нагревании нерастворимые основания разлагают­ся на оксид и воду:

Mg +2 H2О=Mg(OH)2 +H2; 3 Fe +4 H20=Fe304 +4 H2

Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

С растворами щелочей взаимодействуют металлы, ко­торые в ряду напряжений стоят до водорода (чтобы металл вы­теснял водород из воды), а также оксиды и гидроксиды которых амфотерны (чтобы оксидные и гидроксидные пленки растворя­лись в растворе щелочи). К таким металлам относятся Zn, A1, Sn, Be, Pb и др. Процесс протекает в три стадии:

1-я. Растворение в щелочи амфотерной оксидной пленки, которая покрывает поверхность металла.

2-я. Металл, освобожденный от защитной оксидной пленки, взаимодействует с водой и образует нерастворимый амфотерный гидроксид.

3-я. Растворение образовавшейся гидроксидной пленки в растворе щелочи.

Например:

1-я. А1203 + 2 NaOH + 3 Н20 = 2 Na[Al(OH)4].

2-я. 2 А1 + 6 Н20 = 2 А1(ОН)3 + 3 Н2 .

3-я. 2 А1(ОН)3 + 2 NaOH = 2 Na[Al(OH)4].

Если просуммировать правые и левые части двух по­следних уравнений, то получим уравнение реакции, взаимо­действия алюминия с раствором щелочи:

2 А1 + 6 Н20 + 2 NaOH = 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2,

Таким образом, при взаимодействии металла с рас­твором щелочи роль последней сводится к снятию с поверх­ности металла оксидной и гидроксидной пленки, а металл взаимодействует с водой.

Взаимодействие металлов с кислотами.

Металлы, расположенные в ряду напряжений до во­дорода, взаимодействуют с кислотами (разбавленными), у которых окислителем является ион водорода; к ним относят­ся разбавленная серная, фосфорная, сернистая, все органиче­ские и бескислородные кислоты и др.

В результате реакции образуются растворимые соли и выделяется водород:

2А1+6НС1=2А1С13+ЗН2; Mg + H2SO4, = MgS04 + H2,

У некоторых кислот окислителем является элемент, образующий кислотный остаток, к ним относятся концент­рированная серная, азотная (любой концентрации).

Кислоты, у которых окислителем является элемент, образующий кислотный остаток, называются кислотами -окислителями.

Анионы данных кислот (HN03 и H2S04 (конц.)) со­держат атомы серы и азота в высших степенях окисления.

Действие кислот-окислителей на металлы.

Окислительные свойства кислотных остатков S04 и N03 значительно сильнее, чем иона водорода Н+, поэтому H2S04 (конц.) и HN03 взаимодействуют практически со всеми металлами, расположенными в ряду напряжений как до водорода, так и после водорода, кроме золота Аu и платины Pt.

Так как окислителями в H2S04 (конц.) и HN03 являются ионы кислотных остатков (за счет атомов серы и азота в высших степенях окисления), а не ионы водорода Н+, то при взаимо­действии H2S04(конц.) и HN03 с металлами никогда не выде­ляется водород. Металл под действием данных кислот окис­ляется до характерной (устойчивой) степени окисления и об­разует соль, а продукт восстановления кислоты зависит от активности металла и от степени разбавления кислоты (последнее особенно характерно для HN03). Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями можно выразить сле­дующими схемами:


H2SO4 (КОНЦ.) + активный металл ( Li – Zn) ---------------------»соль +H2S + H2O

H2SO4 (КОНЦ.) + металл средней активности ( FePb) ---------------------»соль +S + H2O


H2SO4 (КОНЦ.) + неактивный металл после H2 ---------------------»соль +SO2 + H2O


HNO3 (конц.) + в независимости от активности металла-------------» соль + NO2+ H2O


HNO3 (разб.) + активный металл ( Li – Zn) -------------» соль + N2+ H2O


HNO3 (разб.) + металл средней активности ( FePb)-------------» соль + N2O+ H2O


HNO3 (разб.) + неактивный металл после H2 -------------» соль + NO+ H2O


HNO3 ( оч.разб.) + активный металл -------------» соль + NH4NO3+ H2O



На основании приведенной схемы составим уравне­ние реакции взаимодействия меди и магния с концентриро­ванной серной кислотой:

Cu + 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2Н20

КОНЦ.

4Mg + 5H2S04 =4 MgS04 + H2S +4H20

На схемах указаны максимально возможные продук­ты восстановления кислот, так, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образоваться различные про­дукты восстановления серной кислоты - S02, S, H2S, из кото­рых H2S является наиболее полным продуктом восстановле­ния.

Zn + 2H2S04 = ZnS04 + S02 + 2H20

3Zn + 4H2S04 = 3ZnS04 + S + 4H20

4Zn + 5H2S04 = 4ZnS04 + H2S + 4H20

Восстановление серной кислоты до H2S может, проте­кает в растворе с массовой долей кислоты 25 % и выше (если массовая доля серной кислоты ниже 25 %, то она отно­сится к разбавленной). По мере повышения концентрации кислоты возможность образования H2S уменьшается, т.к. с повышением концентрации окислительные свойства серной кислоты возрастают, а сероводород является активным вос­становителем за счет серы в минимальной степени окисления (H2S), поэтому концентрированная серная кислота окислит H2S до S или до S02:


3H2S + H2SO4 = 4 S + 4Н20 (менее концентрированная H,S04)
конц.


Н2S + ЗН2S 04= 4 S 02 + 4Н20 (более концентрированная H2S04).

Некоторые металлы (Fe, A1, Сг) не взаимодействуют с концентрированной серной и азотной кислотами при обычной температуре, т.к. происходит пассивация металла. Это явле­ние связано с образованием на поверхности металла тонкой оксидной пленки, которая и защищает металл. На этом свойстве основана транспортировка концентрированной H2S04 в железных емкостях.

Если металл проявляет переменную степень окисле­ния, то с кислотами, у которых окислителем являются ионы Н+, он образует соли со степенью окисления, ниже устойчивой (а), а с кислотами-окислителями - соли с более устойчивой степенью окисления (б):

а) Fe + H2S04 = FeS04 + Н2

разб.

б) 2 Fe + 4H2S04 = Fe2(S04)3 +S +4H20

конц.

Взаимодействие металлов с растворами солей. В ряду напряжений каждый предыдущий металл вытесняет после­дующий из раствора его соли.

Fe +CuS04 = FeS04 + Cu

Такими металлами, как Li, Na, К, Са, Ва пользоваться для вытеснения менее активных металлов из водных раство­ров солей нельзя, т.к. при обычных условиях они реагируют с водой.

7. Закрепление,

Осуществить цепочки превращений:

NaCl--»Na--» NaH--»NaOH--»NaCl--»NaNO3


K2CO3--»KOH--»K--»K2O2--» K2O--»K2SO4 --»Ba SO4

Составить уравнения реакций взаимодействия:

H2SO4 (КОНЦ.) с Ba, Na, Al


HNO3 (разб.) с Fe, Mg, Au


8. Домашнее задание: параграф 5,6, 7,8,9 упр. 2,3,5,7 стр. 37, упр. 4,5,6 стр. 40.
































Самые низкие цены на курсы переподготовки

Специально для учителей, воспитателей и других работников системы образования действуют 50% скидки при обучении на курсах профессиональной переподготовки.

После окончания обучения выдаётся диплом о профессиональной переподготовке установленного образца с присвоением квалификации (признаётся при прохождении аттестации по всей России).

Обучение проходит заочно прямо на сайте проекта "Инфоурок", но в дипломе форма обучения не указывается.

Начало обучения ближайшей группы: 27 сентября. Оплата возможна в беспроцентную рассрочку (10% в начале обучения и 90% в конце обучения)!

Подайте заявку на интересующий Вас курс сейчас: https://infourok.ru

Общая информация

Номер материала: ДВ-173362

Похожие материалы

2017 год объявлен годом экологии и особо охраняемых природных территорий в Российской Федерации. Министерство образования и науки рекомендует в 2017/2018 учебном году включать в программы воспитания и социализации образовательные события, приуроченные к году экологии.

Учителям 1-11 классов и воспитателям дошкольных ОУ вместе с ребятами рекомендуем принять участие в международном конкурсе «Законы экологии», приуроченном к году экологии. Участники конкурса проверят свои знания правил поведения на природе, узнают интересные факты о животных и растениях, занесённых в Красную книгу России. Все ученики будут награждены красочными наградными материалами, а учителя получат бесплатные свидетельства о подготовке участников и призёров международного конкурса.

Конкурс "Законы экологии"