Презентация по теме: Общие свойства металлов

• 1 слайд

  Общие Свойства металлов
  

• 2 слайд

  Положение металлов в таблице элементов
  Металлы располагаются в основном в левой и нижней части ПСХЭ.
  К ним относятся:
  Элементы главных подгрупп:
  s-элементы – элементы I и II групп, главных подгрупп (водород Н и гелий Не – исключения, это неметаллы);
  p-элементы – элементы III – VIII групп, главных подгрупп.
  Элементы побочных подгрупп:
  d- элементы;
  f-элементы – лантаноиды и актиноиды.
  
  

• 3 слайд

• 4 слайд

  Строение атомов металлов
  У атомов металлов на наружном энергоуровне обычно 1-3 электрона. Их атомы обладают большим радиусом и легко отдают валентные электроны, т.е. проявляют восстановительные свойства.
  Схема строения атомов металлов в общем виде:
  Ме +N) …)1e- - 3e-
  Me0-ne- → Men+
  Mе – восстановители, окисляются
  
  

• 5 слайд

  Изменение металлических и восстановительных свойств металлов в группах (главных подгруппах) с ростом заряда их атомов:
  Сверху вниз: заряды ядер атомов растут, число электронов на внешнем уровне постоянно, радиус атомов увеличивается, притяжение электронов внешнего уровня к ядру ослабевает, следовательно, увеличивается способность к отдаче валентных электронов, значит, металлические свойства и восстановительная способность увеличиваются.
  
  

• 6 слайд

  Изменение металлических и восстановительных свойств металлов в периодах с ростом заряда их атомов:
  Слева направо: заряды ядер атомов растут, число электронов на внешнем уровне увеличивается, радиус атомов уменьшается, притяжение электронов внешнего уровня к ядру усиливается, следовательно, увеличивается способность к принятию валентных электронов, значит, металлические свойства и восстановительная способность уменьшаются.
  
  

• 7 слайд

• 8 слайд

  Физические свойства металлов
  Физические свойства металлов обусловлены их строением, а именно, металлической кристаллической решёткой.
  Металлическая кристаллическая решётка – это совокупность положительно заряженных ионов (катионов) металлов – Меn+, их атомов – Me0 и свободно передвигающихся между узлами кристаллической решётки электронов – e- (электронный газ).
  В металлической кристаллической решётке присутствует металлическая связь – это связь, которую осуществляют свободные электроны между атомами и катионами металлов в металлической кристаллической решётке.
  
  

• 9 слайд

• 10 слайд

  Общие физические свойства металлов
  За счёт наличия в кристаллах свободно движущихся электронов для большинства металлов характерны общие физические свойства: особый металлический блеск, высокие электропроводность и теплопроводность, ковкость и другие.
  
  

• 11 слайд

  Агрегатное состояние и цвет металлов
  При обычных условиях все металлы (за исключением ртути, её температура плавления t= -38,83°C) являются твёрдыми веществами.
  Способность металлов отражать падающий на них свет является причиной наличия у них особого металлического блеска.
  Металлы не имеют запаха.
  В своём большинстве металлы имеют серебристо-белый или серебристо-серый цвет. Исключение составляют медь (красного цвета) и золото (жёлтого цвета).
  В технике металлы принято подразделять на чёрные и цветные. Как правило, к чёрным металлам относят железо и его сплавы, а к цветным — все остальные металлы.
  
  

• 12 слайд

  Электро- и теплопроводность
  Металлы хорошо проводят тепло. Все металлы хорошо проводят электрический ток, что обусловлено наличием в кристаллической решётке электронов, которые способны свободно перемещаться. Очень хорошими проводниками электрического тока являются золото Au, медь Cu и серебро Ag. В ряду Ag, Cu, Au, Al электропроводность уменьшается от серебра к алюминию (чем больше валентных электронов, тем меньше электропроводность).
  Пластичность (ковкость)
  Металлы в большинстве своём пластичны. Их можно ковать, вытягивать в проволоку и прессовать. Исключение составляют сурьма и висмут, они хрупкие и от удара рассыпаются.
  
  

• 13 слайд

  Плотность
  Плотность различных металлов также колеблется в сравнительно широких пределах: от 0,53 г/см³ у лития до 22,61 г/см³ у осмия.
  По плотности металлы принято подразделять на
  лёгкие (плотность меньше 5 г/см³), например, щелочные металлы;
  тяжёлые (плотность свыше 5 г/см³), например, самый тяжёлый металл - Os.
  
  

• 14 слайд

  Сплав - материал с металлическими свойствами, состоящий из двух или более компонентов, один из которых обязательно металл.
  Чёрные металлы – железо, марганец, иногда к чёрным металлам относят хром.
  Цветные металлы – алюминий, медь, никель, цинк, олово, свинец и другие металлы, не относящиеся к чёрным.
  
  

• 15 слайд

  Сталь – сплав железа с углеродом, причем доля углерода не превышает 2,14%.
  Чугун – сплав железа с углеродом, содержание углерода в пределах от 2,14 до 4,3%.
  Цементит – карбид железа Fe3C, образуется в виде отдельной фазы в чугуне с высоким содержанием углерода.
  
  

• 16 слайд

  Легированная сталь – сталь, в состав которой включены легирующие добавки, повышающие прочность, коррозионную устойчивость, жаропрочность и другие свойства сплава.
  Легирующие добавки – вещества, вводимые в сплав в определённых количествах, для придания сплаву необходимых свойств.
  Бронза – сплав на основе меди; оловянная бронза содержит до 8,5% олова. Может содержать также алюминий, кремний, свинец. Используется для изготовления деталей машин, инструментов, при ударе не образующих искр.
  
  

• 17 слайд

  Дюралюминий – высокопрочные сплавы на основе алюминия с добавками меди, магния и марганца. Основной конструкционный материал в авиа- и ракетостроении.
  Константан – сплав на основе меди, никеля и марганца, используется для изготовления электроизмерительных приборов.
  Латунь – сплав меди и цинка, с небольшими добавками никеля, олова, свинца, марганца. Используется для изготовления деталей машин и запорной аппаратуры.
  Мельхиор – медно-никелевый сплав с добавлением железа, используется для изготовления монет, инструментов, столовых приборов.
  
  

• 18 слайд

  Нахождение металлов в природе
  Самый распространённый в земной коре металл – алюминий. Металлы встречаются как в соединениях, так и в свободном виде.
  1. Активные – в виде солей (сульфаты, нитраты, хлориды, карбонаты)
  2. Средней активности – в виде оксидов, сульфидов (Fe3O4, FeS2)
  3. Благородные – в свободном виде (Au, Pt, Ag)
  
  

• 19 слайд

  Получение металлов
  1. Восстановление металлов из оксидов углем или угарным газом
  MеxOy + C = CO2 + Me
  MеxOy + CO = CO2 + Me
  2. Обжиг сульфидов с последующим восстановлением
  1 стадия
  MеxSy+O2=MеxOy+SO2
  2 стадия
  MеxOy + C = CO2 + Me
  MеxOy + CO = CO2 + Me
  
  

• 20 слайд

  3. Алюминотермия (восстановление более активным металлом)
  MеxOy + Al = Al2O3 + Me
  4. Водородотермия – для получения металлов особой чистоты
  MеxOy + H2 = H2O + Me
  
  

• 21 слайд

  5. Восстановление металлов электрическим током (электролиз)
  1) Щелочные и щелочноземельные металлы получают в промышленности электролизом расплавов солей (хлоридов):
  2NaCl =расплав, электр. ток= 2 Na + Cl2↑
  CaCl2 =расплав, электр. ток= Ca + Cl2↑
  расплавов гидроксидов:
  4NaOH =расплав, электр. ток= 4Na + O2↑ + 2H2O
  
  

• 22 слайд

  2) Алюминий в промышленности получают в результате электролиза расплава оксида алюминия в криолите Na3AlF6 (из бокситов):
  2Al2O3 =расплав в криолите, электр. ток= 4Al + 3 O2↑
  3) Электролиз водных растворов солей используют для получения металлов средней активности и неактивных:
  2CuSO4+2H2O =раствор, электр. ток= 2Cu + O2 + 2H2SO4
  
  

• 23 слайд

  ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
  Химические свойства металлов определяются их активностью. Простые вещества – металлы в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются восстановительные свойства).
  
  

• 24 слайд

  ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
  Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами
  1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды:
  4Li + O2 =обыч. усл.= 2Li2O
  2Mg + O2 =t, °C= 2MgO
  Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют
  Au + O2 ≠
  
  

• 25 слайд

  2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и йодом), образуя галогениды – Ме+nГ-1n
  2Na + Cl2 = 2NaCl
  2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
  3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.
  Zn + S = ZnS
  4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.
  3Ca + N2 =t, °C= Ca3N2
  3Na + P =t, °C= Na3P
  
  
  

• 26 слайд

  Взаимодействие со сложными веществами
  I. Взаимодействие воды с металлами
  1). Взаимодействие с самыми активными металлами, находящимися в периодической системе в I(А) и II(А) группах (щелочные и щелочноземельные металлы) и алюминий. В результате образуются основание и газ водород. Me + H2O = Me(OH)n + H2 (р. замещения)
  Внимание! Алюминий и магний ведут себя также:
  2Al + 6H2O = 2Al(OH)3+3H2
  Магний (в горячей воде):
  Mg + 2H2O =t°C= Mg(OH)2+H2
  
  

• 27 слайд

  2) Взаимодействие воды с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.
  Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н2) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода
  Me + Н2О = МехОу + Н2 (р. замещения)
  Бериллий с водой образует амфотерный оксид:
  Be + H2O =t°C= BeO + H2
  Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe3O4 и водород:
  3Fe + 4H2O =t°C= FeO‧Fe2O3 + 4H2
  
  

• 28 слайд

  3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.
  Cu + H2O ≠ нет реакции
  
  

• 29 слайд

  II. Взаимодействие растворов кислот с металлами
  Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот (раствор азотной кислоты – исключение), образуя соль и водород.
  Кислота (раствор) + Me до (Н2) = Соль + H2↑
  Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
  Cu + H2SO4 ≠
  Au + H2SO4 ≠
  
  

• 30 слайд

  III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами
  Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:
  H2SO4 (конц.) + Me = Сульфат + H2O + Х
  2H2SO4 (конц.) + Cu =t°C= CuSO4 + 2H2O + SO2↑
  8Na0 + 5H2+6SO4 = 4Na2+1SO4 + H2S-2­↑ + 4H2O
  
  

• 31 слайд

  HNO3 + Me = Нитрат + H2O + Х
  4HNO3 (k) + Cu = Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO2↑
  8HNO3 (p) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑
  4Zn + 10HNO3 (раствор горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
  4Zn + 10HNO3 (оч. разб. горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
  Zn + 4HNO3 (конц. горячий) =t˚C= Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
  
  

• 32 слайд

  IV. С растворами солей менее активных металлов
  Ме + Соль = Новый металл + Новая соль
  Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu
  FeCl2 + Cu ≠
  
  

• 33 слайд

  ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ НАТРИЯ С ВОДОЙ
  

• 34 слайд

• 35 слайд

  Определить массу осадка, полученного при действии серной кислоты на 100 г хлорида бария, содержащего 15% примесей.
  Дано:
  m(смеси) = 100 г
  ω(примесей) = 15%
  Найти:
  m(BaSO4) - ?
  
  

• 36 слайд

  Решение:
  Запишем уравнение реакции: H2SO4 + BaCl2 = 2HCl + BaSO4(осадок)
  Найдем массовую долю BaCl2: ω(BaCl2) = 100% -ω(примесей) = 100% - 15% = 85% или 0,85
  Затем найдем массу BaCl2: m(BaCl2) = m(смеси) * ω(BaCl2) = 100 г * 0,85 = 85 г
  Далее найдем количество вещества BaCl2: n(BaCl2) = m : M = 85г : 208г/моль = 0,41 моль
  По уравнению n(BaCl2) : n(BaSO4) = 1 : 1, значит n(BaSO4) = 0,41 моль
  Теперь найдем массу BaSO4: m(BaSO4) = n(BaSO4) * M(BaSO4) = 233 г/моль * 0,41 моль = 95,53 г
  Ответ: 95,53 г.
  
  

• 37 слайд

  Вычислите, какой объём (н.у.) углекислого газа можно получить    из известняка массой 500 г, в котором массовая доля карбоната кальция составляет 80 %.
  Рассчитайте массу оксида магния, который образуется при обжиге карбоната магния массой 200 г, содержащего 10 % примесей.
  Вычислите, какой объём углекислого газа (н.у.) выделится при обжиге  500 кг карбоната магния с массовой долей примесей 8 %?
  Определите массу NaOH, которую можно получить при взаимодействии соды с известковым молоком, полученным из 5 кг известняка, содержащего 80 % CaCO3. 
  
  

• 38 слайд

  Рассчитайте массу углекислого газа, который можно получить при взаимодействии 200 г известняка, содержащего 15 % примесей, с избытком соляной кислоты.
  Рассчитайте массу углекислого газа, который можно получить при прокаливании 100 г карбоната кальция, содержащего 10 % примесей.
  Рассчитайте массу оксида меди, который можно получить при прокаливании 196 г гидроксида меди (II), содержащего 20 % примесей.
  Вычислите массу осадка, который можно получить при взаимодействии 120 г раствора нитрата серебра, содержащего 30% примесей, с раствором избытка хлорида алюминия.
  Рассчитайте массу гидроксида натрия, необходимую для полной нейтрализации 230 г раствора соляной кислоты, содержащей 15% примесей.
  К раствору хлорида бария массой 115 г и массовой долей 10% прилили раствор серной кислоты. Вычислите массу образовавшегося осадка.
  Какая масса оксида кальции, может быть получена из известняка массой 150 г, содержащей массовую долю примесей 15 %?
  
  

• 39 слайд

  При взаимодействии 8,4 г гидрида кальция с водой выделилось 0,72 г водорода. Определите массовую долю примесей в образце гидрида кальция.
  При взаимодействии 400 г технического цинка с избытком соляной кислоты выделилось 10 г водорода. Определите массовую долю примесей в техническом цинке.
  При прокаливании 180 г гидроксида алюминия выделилось 102 г оксида алюминия. Определите массовую долю примесей в образце гидроксида алюминия.
  При взаимодействии 230 г хлорида кальция с фосфорной кислотой образовался осадок массой 186 г. Определите массовую долю примесей в образце хлорида кальция.
  При взаимодействии металлического калия с водой образовалось 68 г раствора гидроксида натрия и 1,12 л водорода. Вычислите массовую долю гидроксида натрия в растворе.
  
  

• 40 слайд

  КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ – физико-химическое или химическое взаимодействие между металлом (сплавом) и средой, приводящее к ухудшению функциональных свойств металла (сплава), среды или включающей их технической системы.
  
  Слово коррозия происходит от латинского «corrodo» – «грызу» (позднелатинское «corrosio» означает «разъедание»).
  
  Коррозия металлов
  

• 41 слайд

  Процесс коррозии
  
  Среда, в которой металл подвергается коррозии, называется коррозионной или агрессивной средой. В случае с металлами, говоря об их коррозии, имеют в виду нежелательный процесс взаимодействия металла со средой.
  
  

• 42 слайд

  Окислительно-восстановительные реакции в данном случае проходят через переход электронов на окислитель. В процессе коррозии такого типа кислород воздуха взаимодействует с поверхностью железа. При этом образуется оксидная пленка, которая называется ржавчиной:
  3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO•Fe2O3)
  
  

• 43 слайд

• 44 слайд

  Газовая
  - разрушает металл в среде окислительного газа при воздействии температуры
  (кислород, диоксид серы, сероводород, пары воды, галогены)
  - может привести к полному разрушению металла (если металл активный), а в других случаях может образоваться защитная пленка ( алюминий, хром, цирконий)
  2Fe + 3Cl2=2FeCl3
  4Fe + 3O2=2Fe2O3
  

• 45 слайд

  Жидкостная
  - может протекать в неэлектролитах таких как ,
  нефть,керосин,смазочные масла,органические вещества
  - может легко приобрести электрохимический характер
  при наличии небольшого количества влаги
  
  Cu+S=CuS
  2Ag+S=Ag2S
  2Al+6CCl4=3C2Cl6+3AlCl3
  
  

• 46 слайд

  Электрохимическая коррозия металлов – это процесс разрушения металлов в среде различных электролитов, который сопровождается возникновением внутри системы электрического тока.
  
  
  

• 47 слайд

  Способы борьбы с коррозией
  Покраска металлических изделий масляными и другими красками
  Покрытие минеральным маслом (смазывание)
  Покрытие более коррозион-ностойкими металлами (хромирование, цинкование, никелирование)
  Легирование металлов
  Кислотоупорные и нержавеющие стали, в состав которых входят никель, хром, титан, повышающие антикоррозионные свойства стали.
  
  

• 48 слайд

  Применение веществ, которые, находясь в коррозионной среде в достаточной концентрации, сильно замедляют либо вообще прекращают коррозионное разрушение металла
  (Ингибиторы коррозии)