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 f — элементы,
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:
t° -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 ( Fe – Pb)
---------------------»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 ( Fe –
Pb)-------------» 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.
Н2 S + ЗН2
S 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.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.