Металлы . 9 класс

• 1 слайд

  класс
  9
  Металлы.
  

• 2 слайд

  § 12. Получение металлов.
  § 13. Коррозия металлов.
  § 14. Щелочные металлы.
  § 15. Бериллий, магний и щелочноземельные металлы.
  § 16. Алюминий.
  § 17. Железо.
  

• 3 слайд

  Получение металлов
  

• 4 слайд

  Самородные металлы
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Минералы
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Металлы в природе
  – золото
  – серебро
  – медь
  – красный железняк
  – киноварь
  – свинцовый блеск
  

• 5 слайд

  Железная руда
  Марганцевая руда
  Свинцовая руда
  Золотая руда
  Рудами называют содержащие минералы природные образования, в которых металлы находятся в количествах, пригодных в технологическом и экономическом отношении для получения металлов в промышленности.
  

• 6 слайд

  Металлургия
  Пирометаллургия
  
  
  
  
  Гидрометаллургия
  
  
  
  
  Электрометаллургия
  
  
  
  
  Восстановление металлов при высокой температуре
  Восстановители –
  С, СО, Н2, СН4
  Пирометаллургия: Сu2O + C =2Cu + CO
  Cu2O + CO = 2Cu + CO2
  Восстановление металлов из растворов их солей
  Гидрометаллургия: СuO + H2SO4 = CuSO4+ H2O
  CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4
  Восстановление металлов электрическим током
  Электрометаллургия: 2NaCl → 2Na + Cl2
  Активные металлы (от Li до Al) получают из расплавов соединений, остальные металлы – из растворов.
  

• 7 слайд

  Микробиологический метод получения металлов
  Нерастворимые
  сульфиды
  Растворимые
  сульфаты
  

• 8 слайд

  Коррозия металлов
  

• 9 слайд

  Коррозия
  – самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под влиянием окружающей среды.
  

• 10 слайд

  Химическая
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Электрохимическая
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Разрушение металлов в результате их химического взаимодействия с веществами окружающей среды.
  
  4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)2
  
  
  Разрушение металлов в среде электролита с возникновением в системе электрического тока.
  
  Fe – Cu
  Fe0 - 2ē → Fe2+
  2H++ 2ē → H20
  Fe0 + 2H+ = Fe2++ H20
  
  
  

• 11 слайд

  Способы защиты от коррозии
  1. Нанесение защитных покрытий на поверхность металла.
  

• 12 слайд

  Способы защиты от коррозии
  2. Использование нержавеющих сталей, содержащих специальные добавки.
  

• 13 слайд

  Способы защиты от коррозии
  3. Введение ингибиторов коррозии в рабочую среду, где находятся металлические узлы и детали.
  

• 14 слайд

  Способы защиты от коррозии
  4. Создание контакта с более активным металлом – протектором.
  

• 15 слайд

  Щелочные металлы
  

• 16 слайд

• 17 слайд

  Li
  Na
  K
  Rb
  Cs
  Fr
  I группа (главная подгруппа)
  Радиус атома
  Электроотрицательность
  Металлические свойства
  Восстановительные свойства
  1s22s22p63s23p64s23d104p65s1
  1s22s1
  1s22s22p63s1
  1s22s22p63s23p64s1
  1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
  1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s66p67s1
  

• 18 слайд

  Физические свойства щелочных металлов
  Литий
  Натрий
  Калий
  Рубидий
  Цезий
  Все металлы в свободном состоянии имеют серебристо-белый цвет, кроме цезия, цвет которого – золотисто-желтый;
  Обладают металлическим блеском, легко режутся ножом, могут быть раскатаны в фольгу;
  Обладают высокой тепло- и электропроводностью;
  Имеют достаточно низкие температуры кипения и плавления, с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла понижается;
  Все металлы очень активны, поэтому их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.
  

• 19 слайд

  Нахождение в природе
  По причине большой активности, щелочные металлы встречаются в природе только в виде соединений.
  NaCl
  Хлорид натрия
  Поваренная соль
  
  
  
  
  
  
  Na2SO4· 10H2O
  Мирабилит
  Глауберова соль
  
  
  
  
  
  
  
  NaCl · KCl
  Сильвинит
  ллллллллл
  
  
  
  
  
  
  KCl · MgCl2· H2O
  Карналлит
  Глауберова соль
  
  
  
  
  
  
  

• 20 слайд

  Юхан Август Арфведсон
  (1792-1841)
  Изучая минерал петалит в 1817 году, открыл элемент литий в форме соединения.
  Гэмфри Дэви
  (1778-1829)
  Впервые получил натрий и калий в 1807 году при электролизе едких щелочей.
  Йенс-Якоб Берцелиус
  (1779-1848)
  По его предложению натрий и калий получили современное название.
  Открытие щелочных металлов
  

• 21 слайд

  Химические свойства
  Li − Na − K − Rb − Cs
  Химическая активность возрастает
  

• 22 слайд

  Химические свойства
  Взаимодействие с кислородом:
  оксид лития
  пероксид натрия
  надпероксид калия
  

• 23 слайд

  Соединения щелочных металлов
  Твердые вещества белого цвета, хорошо растворимые в воде, проявляют основные свойства.
  К2O + H2O → 2КOH
  гидроксид калия
  Na2O + 2HCl → NaCl + H2O
  
  Na2O + CO2 → Na2CO3
  Получение:
  Оксиды – Ме2О
  Химические свойства:
  

• 24 слайд

  Соединения щелочных металлов
  Очень гигроскопичные твердые вещества, хорошо растворяется в воде с выделением тепла. NaOH и КОН широко применяются в технике и в быту.
  1. MeOH + HCl → MeCl + H2O
  2. 2MeOH + CO2 → Me2CO3 + H2O
  3. 2MeOH + ZnO + H2O → Me2ZnO2 + 2H2O
  4. 2MeOH + Zn(OH)2 → Me2ZnO2 + 2H2O
  Гидроксиды – МеОН
  Химические свойства:
  

• 25 слайд

  Соединения щелочных металлов
  Na2CO3 · 10H2O
  кристаллическая
  сода
  Соли щелочных металлов
  Na2SO4 · 10H2O
  глауберова
  соль
  NaCl
  поваренная
  соль
  K2CO3
  поташ
  
  NaНСО3
  пищевая
  сода
  

• 26 слайд

  Биологическое значение щелочных металлов
  Натрий:
  участвует в образовании желудочного сока;
  регулирует выделение продуктов обмена веществ;
  активирует ряд ферментов слюнных желез и поджелудочной железы;
  обеспечивает щелочные резервы плазмы крови;
  удерживает воду в организме.
  Калий:
  регулирует кислотно-щелочное равновесие крови;
  участвует в передаче нервных импульсов;
  активирует работу ряда ферментов;
  нормализует давление крови.
  Литий, рубидий, цезий и франций также присутствуют в живом организме, однако их биологическая роль до конца еще не изучена.
  

• 27 слайд

  Получение щелочных металлов
  1. Электролиз расплавов соединений щелочных металлов:
  2MeCl = 2Me + Cl2
  4MeOH = 4Me + 2H2O + O2
  2. Восстановление оксидов и гидроксидов щелочных металлов :
  2Li2O + Si = 4Li + SiO2
  KOH + Na = NaOH + K
  

• 28 слайд

  Бериллий, магний и щелочноземельные металлы
  

• 29 слайд

• 30 слайд

  1s22s22p0
  1s22s22p63s2
  1s22s22p63s23p64s2
  1s22s22p63s23p63d104s24p65s2
  1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s2
  1s22s22p63s23p63d104s24p64f145s25p65d106s26p67s2
  Радиус атома
  Электроотрицательность
  Металлические свойства
  Восстановительные свойства
  

• 31 слайд

  Все щелочноземельные металлы химически активны и поэтому в свободном состоянии в природе не существуют.
  Бериллий
  Магний
  Кальций
  Стронций
  Барий
  Радий
  3BeO • Al2O3 • 6SiO2
  Берилл
  MgCO3
  Магнезит
  CaCO3
  Кальцит
  SrSO4
  Целестин
  BaSO4
  Барит
  1,5 кг во всем мире
  Нахождение в природе
  

• 32 слайд

  Физические свойства
  Серебристо-белые блестящие металлы, стронций имеет золотистый оттенок;
  бериллий и магний покрыты оксидной пленкой, поэтому хранятся под слоем керосина;
  твердость по группе уменьшается сверху вниз, барий по твердости близок свинцу;
  температура плавления выше, чем у щелочных: кальций – 851ОС, стронций – 770ОС, барий – 710ОС;
  плотности щелочноземельных металлов в подгруппе сверху вниз увеличиваются и равны для кальция, стронция и бария, соответственно – 1,54, 2,63 и 3,76 г/см3.
  

• 33 слайд

  Химические свойства
  1. Взаимодействие с кислородом:
  2. Взаимодействие с неметаллами:
  хлорид кальция
  сульфид магния
  нитрид кальция
  гидрид кальция
  

• 34 слайд

  Химические свойства
  3. Взаимодействие с водой:
  – очень медленно…
  – бурно…
  Бериллий с водой не реагирует –
  покрыт оксидной пленкой
  4. Mg и Ca способны восстанавливать редкие металлы из их оксидов:
  – магниетермия
  – кальциетермия
  

• 35 слайд

  Соединения Be, Mg и щелочноземельных металлов
  Твердые, белого цвета, тугоплавкие вещества, устойчивые к воздействию высоких температур.
  Оксиды – МеО
  Все оксиды, кроме ВеО, проявляют основные свойства, ВеО – амфотерный.
  СаО
  Негашеная известь
  MgО
  Жженая магнезия
  Используются в производстве строительных материалов
  

• 36 слайд

  Соединения Be, Mg и щелочноземельных металлов
  Оксиды – МеО
  Химические свойства
  1. Гашение извести:
  СаО + Н2О → Са(ОН)2 + Q
  гидроксид кальция
  2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соли:
  СаО + 2НСl → СаCl2 + H2O
  CaO + 2H+ + 2Cl- → Ca2+ + 2Cl- + H2O
  CaO + 2H+ → Ca2++ H2O
  

• 37 слайд

  Соединения Be, Mg и щелочноземельных металлов
  Гидроксиды – Ме(ОН)2
  Ca(OH)2 → Sr(OH)2 → Ba(OH)2
  Растворимость в воде увеличивается
  Известковая вода
  
  
  
  
  
  
  
  
  Известковое молоко
  
  
  
  
  
  
  
  
  Ca(OH)2
  Гашеная известь
  

• 38 слайд

  Берилл
  3BeO • Al2O3 • 6SiO2
  Магнезит
  MgCO3
  Доломит
  CaCO3 • MgCO3
  Каинит
  KCl • MgSO4 • 3H2O
  Кальцит
  CaCO3
  Гипс
  CaSO4 • 2H2O
  Барит
  BaSO4
  Соединения Be, Mg и щелочноземельных металлов
  

• 39 слайд

  Алюминий
  

• 40 слайд

• 41 слайд

  +13Al
  1s2
  2s2
  2p6
  3s2
  3p1
  +13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
  В соединениях алюминий проявляет
  степень окисления + 3
  

• 42 слайд

  Нахождение в природе
  Алюминий встречается только в соединениях.
  Каолинит
  Al2O3 · 2SiO2 · 2H2O
  Корунд
  Al2O3
  Полевой шпат
  К2О ·Al2O3 · 6SiO2
  Боксит
  Al2O3 · nH2O
  Нефелин
  Na2O · Al2O3 · 2SiO2
  Важнейшие природные соединения алюминия
  

• 43 слайд

  Получение алюминия
  В лаборатории
  В промышленности
  анод
  катод
  Фридрих Вёлер
  Получил алюминий в 1827 г. путем нагревания хлорида алюминия со щелочными металлами без доступа воздуха.
  

• 44 слайд

  Физические свойства
  металл серебристо-белого цвета;
  легкий, ρ = 2,7 г/см3;
  температура плавления = 660оС;
  хорошо проводит тепло и электрический ток;
  обладает хорошей ковкостью;
  легко поддается обработке;
  образует легкие и прочные сплавы.
  

• 45 слайд

  Химические свойства
  1. Взаимодействие с кислородом (горение):
  2. Взаимодействие с другими простыми веществами - неметаллами:
  карбид
  алюминия
  бромид
  алюминия
  сульфид
  алюминия
  

• 46 слайд

  Химические свойства
  3. Взаимодействие с разбавленными кислотами:
  2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑
  2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
  Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют алюминий, образуя на его поверхности оксидную пленку.
  4. Взаимодействие со щелочью:
  2Al + 2NaOH(конц.) + 6H2O(гор.) = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
  тетрагидроксоалюминат
  натрия
  5. Алюминотермия:
  8Al + 3Fe3O4 → 4Al2O3 + 9Fe
  to
  

• 47 слайд

  Транспорт – 18-21%;
  Строительство – 24-30%;
  Энергетическая промышленность – 12-14%;
  Тара и упаковочные материалы – 14-17%;
  Применение алюминия
  Машино- и приборостроение – 5-7%;
  Предметы домашнего обихода – 7-10%;
  

• 48 слайд

  Соединения алюминия
  Гидроксид алюминия Al(OН)3
  Белый нерастворимый в воде порошок.
  Способ получения:
  Обладая амфотерными свойствами, реагирует с:
  1
  – кислотами:
  2
  – щелочами:
  тетрагидроксоалюминат
  натрия
  

• 49 слайд

  Соединения алюминия
  Оксид алюминия Al2O3
  Очень твердый (корунд, рубин) в кристаллическом состоянии, порошок белого цвета, тугоплавкий - 2050оС, не растворимый в воде.
  Способы получения:
  1
  2
  Амфотерный оксид, реагирует с:
  1
  – кислотами:
  2
  – щелочами:
  

• 50 слайд

  Железо
  

• 51 слайд

• 52 слайд

  1s22s22p63s23p64s23d6
  

• 53 слайд

  Нахождение в природе
  Fe3O4
  Магнетит
  Магнитный железняк
  
  
  
  
  
  
  Fe2O3· nH2O
  Лимонит
  Бурый железняк
  
  
  
  
  
  
  
  Fe2O3
  Гематит
  Красный железняк
  ллллллллл
  
  
  
  
  
  FeS2
  Пирит
  Серный колчедан
  Глауберова соль
  
  
  
  
  
  В свободном виде железо встречается в метеоритах, в земной коре 4,1% от массы, в водах минеральных источников.
  

• 54 слайд

  Физические свойства
  серебристо-белый металл, быстро тускнеющий (ржавеющий) на влажном воздухе или в воде, содержащей кислород;
  железо пластично, легко подвергается ковке и прокатке, температура плавления = 1539ОС;
  плотность железа = 7,87 г/см3;
  обладает сильными магнитными свойствами (ферромагнетик), хорошей тепло- и электропроводностью.
  

• 55 слайд

  1. Алюминотермия.
  Fe2O3 + 2 AI = AI2O3 + 2 Fe
  2. Прямое восстановление железа из его оксидов.
  Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O
  1000oC
  3. Электролиз водных растворов солей железа.
  FeCl2 = Fe2+ + 2Cl-
  Получение железа
  

• 56 слайд

  Химические свойства
  Образование соединений железа
  1. Взаимодействие с неметаллами
  Сульфид железа (II)
  Хлорид железа (III)
  2. Взаимодействие с кислородом (горение)
  Железная окалина
  

• 57 слайд

  Химические свойства
  Образование соединений железа
  3. Взаимодействие с парами воды
  4. Взаимодействие с солью
  

• 58 слайд

  Химические свойства
  Образование соединений железа
  5. Взаимодействие с разбавленными растворами кислот
  6. Взаимодействие с концентрированными кислотами
  

• 59 слайд

  Соединения железа
  Fe2+
  FeO – оксид железа (II)
  Fe(OH)2 – гидроксид железа (II)
  Fe → FeCl2 → Fe(OH)2↓ → FeO
  1 2 3
  1. Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑
  2. FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2↓ + 2NaOH
  белый осадок
  3. Fe(OH)2↓ → FeO + H2O
  to
  Качественная реакция на ион Fe2+
  K3[Fe(CN)6]
  – красная кровяная соль
  3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] → Fe3[Fe(CN)6]↓ + 6KCl
  темно-синий осадок
  3Fe2+ + 6Cl- + 6K+ + 2[Fe(CN)6]3- → Fe3[Fe(CN)6]↓ + 6K+ + 6Cl-
  3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- → Fe3[Fe(CN)6]↓
  

• 60 слайд

  Соединения железа
  Fe3+
  Fe2O3 – оксид железа (III)
  Fe(OH)3 – гидроксид железа (III)
  Fe → FeCl3 → Fe(OH)3↓ → Fe2O3
  +Cl2 +KOH to
  бурый осадок
  Качественная реакция на ион Fe3+
  K4[Fe2+(CN)6]
  – желтая кровяная соль
  4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] → Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12KCl
  темно-синий осадок
  4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- → Fe4[Fe(CN)6]↓
  FeCl3 + 3KNCS ↔ Fe(NSC)3 + 3KCl
  роданид железа (III)
  кроваво-красный цвет
  

• 61 слайд

  Поступление железа с пищей (суточная потребность 10-20 мг)
  Всасывание в кишечнике
  (1-2 мг в день)
  Белок трансферрин
  (переносчик железа)
  Выводится 1-2 мг в день
  Другие процессы
  Ферритин – белок, запасающий железо в печени и других органах
  Костный мозг:
  образование гемоглобина
  75%
  10-20%
  5-15%
  Распределение железа в организме