Опорный конспект по химии

Разработанный конспект по теме «Металлы»

Положение металлов в периодической таблице

Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп), а справа вверху – элементы-неметаллы. Элементы, расположенные вблизи диагонали (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным характером.
К элементам - металлам относятся s - элементы I и II групп, все d- и f - элементы, а также p- элементы главных подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb,Bi) и VI (Po). Наиболее типичные элементы – металлы расположены в начале периодов (начиная со второго).

Общие свойства металлов. Виды кристаллических решеток.

атомная	ионная	металлическая

Кристаллические решетки металлического типа содержат в узлах положительно заряженные ионы и нейтральные атомы; между ними передвигаются относительно свободные электроны.

Общие физические свойства

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

- Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe уменьшается.

- Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света. - Электропроводность.Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду  Ag,Cu,Al,Fe уменьшается.

 При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".

- Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

- Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

- Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см3). Металлы, имеющие r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

- Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39⁰C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t⁰пл. = 3390⁰C).
Металлы с t⁰пл. выше 1000⁰C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me⁰ – ne  Meⁿ⁺

I. Реакции с неметаллами

С кислородом:

2Mg+ O₂  2MgO

С серой:

Hg + S  HgS

С галогенами:

Ni + Cl₂    Ni+2Cl₂

С азотом:

3Ca + N₂    Ca₃N₂

С фосфором:

3Ca + 2P    Ca₃P₂

С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

2Li + H₂  2LiH 

Ca + H₂  CaH₂

II. Реакции с кислотами

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg + 2HCl  MgCl₂ + H₂ 

2Al+ 6HCl  2AlCl₃ + 3H₂ 

6Na + 2H3PO4  2Na₃PO₄ + 3H₂ 

Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".

III. Взаимодействие с водой

Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

2Na⁰ + 2H₂O  2NaOH + H₂ 

Ca⁰ + 2H₂O  Ca(OH)₂ + H₂ 

Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn⁰ + H₂O    ZnO + H2

Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.

Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Fe+ CuSO₄  Cu + FeSO₄

Тестовые задания

А1 Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции,       схема которой: Fe2O3 + H2 → Fe + H2O , равен       1) 1            3) 3       2) 2            4) 4

А2 Признаком реакции между растворами гидроксида железа(II) и серной       кислоты является       1) выделение газа                         3) растворение осадка       2) образование осадка                 4)  появление запаха

А3  Fe2O3 не взаимодействует с        1) H2                                      3) CO           2) HBr                                   4) H2O

А4 Какое уравнение доказывает кислотный характер оксида алюминия         1) Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O         2) 2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O         3) 4Al + 3O2→ 2Al2O3         4) Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3

А5 Этот металл режется ножом, плавает в воде, вспыхивает на ней и горит,         окрашивая пламя в фиолетовый цвет          1) литий                              3) кальций         2) натрий                            4) калий

Разработанный конспект по теме «Неметаллы»

Химические элементы-неметаллы.

Химические элементы, образующие простые вещества-неметаллы, располагаются в правом верхнем углу ПСХЭ Д.И. Менделеева. Таких химических элементов всего 16. Слева направо по периоду и снизу вверх по главной подгруппе радиусы атомов химических элементов уменьшаются, окислительные свойства и значения относительной электроотрицательности увеличиваются. Самый электроотрицательный элемент – фтор.

Особенностями строения атомов неметаллов по сравнению с металлами являются сравнительно небольшие атомные радиусы и большое число внешних электронов (как правило, 4 и более). Для большинства неметаллов будут более характерны окислительные свойства – им легче принимать электроны, чем отдавать.

Строение и физические свойства простых веществ-неметаллов.

Простых веществ-неметаллов больше, чем химических элементов-неметаллов. Это обусловлено явлением аллотропии. Аллотропией называют способность атомов одного и того же химического элемента образовывать несколько простых веществ – аллотропных модификаций.

Например, химический элемент кислород образует две аллотропные модификации: кислород (необходимый для дыхания) и озон (защищающий Землю от УФ-лучей). Химический элемент сера образует три аллотропные модификации, самая устойчивая из которых при комнатной температуре – ромбическая сера. Известно несколько аллотропных модификаций углерода. Среди них алмаз, графит и фуллерен.

В простых веществах-неметаллах реализуется ковалентная неполярная химическая связь. Кристаллические структуры этих веществ могут быть атомными или молекулярными. Вещества с атомной кристаллической решеткой отличаются тугоплавкостью, твердостью, нелетучестью. Атомную кристаллическую решетку имеют кремний, алмаз, графит, бор. Вещества с молекулярной кристаллической решеткой легкоплавки и летучи. Во-первых, это газообразные при н. у. неметаллы (водород, кислород, хлор, фтор), единственный жидкий при н. у. неметалл – бром, твердые неметаллы (сера, белый фосфор, йод).

Общие химические свойства неметаллов.

Окислительные свойства неметаллов. В реакциях с металлами неметаллы всегда являются окислителями. При взаимодействии металлов с кислородом образуются, как правило, оксиды. Например, при горении магния в кислороде образуется оксид магния:

При взаимодействии металлов с галогенами образуются галогениды металлов. Например, при взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа(III):

При взаимодействии некоторых активных металлов с водородом образуются гидриды металлов. Например, при нагревании натрия с водородом образуется гидрид натрия:

При нагревании активных металлов с азотом (только литий реагирует с азотом без нагревания) образуются нитриды, в которых азот проявляет степень окисления -3. Например, при нагревании калия с азотом образуется нитрид калия:

Другие бинарные соединения металлов также образуются при взаимодействии металлов с соответствующими неметаллами. При нагревании железного и серного порошков образуется сульфид железа(II):

При взаимодействии магния с кремнием образуется силицид магния:

Неметаллы могут выступать в роли окислителей не только в реакциях с металлами, но и с другими неметаллами, значения относительной электроотрицательности которых будут ниже.

Например, при взаимодействии водорода с хлором водород проявляет восстановительные свойства, а хлор – окислительные:

При горении серы в кислороде: сера – восстановитель, кислород – окислитель:

Кислород и некоторые другие неметаллы могут выступать в роли окислителей и в реакциях со сложными веществами. Горение метана в кислороде:

Реакции замещения более активными галогенами менее активных в солях:

Восстановительные свойства неметаллов. Восстановительные свойства неметаллов проявляются в реакциях как с другими (более электроотрицательными) неметаллами, так и с некоторыми сложными веществами.

В реакциях с фтором все неметаллы проявляют восстановительные свойства. А с кислородом только фтор будет выступать в роли окислителя. При взаимодействии азота с кислородом под действием электрического разряда образуется монооксид азота. Азот в данном случае выступает в роли восстановителя:

При взаимодействии фосфора с избытком хлора образуется пентахлорид фосфора:

Сера проявляет восстановительные свойства, например, в реакции с концентрированной серной кислотой, в результате которой образуется сернистый газ и вода:

В составе серной кислоты сера – окислитель, а простое вещество сера – восстановитель.

Тестовые задания

А1 Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции,       схема которой: CO + O2 → CO2 , равен       1) 1            3) 3       2) 2            4) 4

А2 Окислительно-восстановительная реакция с выделением газа происходит при        взаимодействии       1) K2CO3 и HCl    2) Ca и HCl    3) Ba(OH)2 и H2SO4  4) ZnCl2 и NaOH

А3 При взаимодействии с алюминием сера проявляет свойства       1) кислотные     2)окислительные     3) основные    4) восстановительные

А4 Какое уравнение доказывает кислотный характер оксида серы(IV)         1) 2SO2 + O2 → 2SO3         2) 2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O         3) SO2 + 2H2S→ 2H2O + 3S         4) 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O

А5 Неметалл – второй  по распространённости на Земле после кислорода 1)                     кремний                      3) водород 2)                     азот                              4) углерод

Список используемой литературы:

1. Кременчугская М., Васильев С. Справочник школьника – М.: АСТ, 1999.

2. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы – М.: Высшая школа, 1993.