Урок химии по теме "Характеристика щелочных металлов"

Тема урока: Характеристика щелочных металлов.

Цель урока:

дать общую характеристику щелочных металлов по положению в периодической таблице и строению атомов; рассмотреть их нахождение в природе, физические и химические свойства, важнейшие соединения и применение щелочных металлов.

Планируемые результаты обучения:

уметь характеризовать щелочные металлы по положению в периодической таблице и строению атомов, составлять уравнения реакций, характеризующих свойства щелочных металлов и их соединений, и объяснять их в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно -восстановительных процессах.

Содержание урока:

1. Организационный момент.

Вступительное слово учителя. Приветствие, выявление эмоционального состояния учащихся, положительный настрой учащихся на урок

На прошедшем уроке, мы закончили изучать главу «Общие свойства металлов», и вы знаете, что металлы имеют большое значение в практической жизни современного человека. Вы уже изучили: положение металлов в периодической таблице, особенности строения атомов, изучили общие физические и химические свойства, а также общие способы получения металлов, познакомились с понятием «сплавы». Мы продолжаем изучать металлы, но теперь более подробно рассмотрим некоторых представителей среди металлов.

2. Актуализация знаний учащихся.

Учитель: Как вы думаете, какие металлы вы будете изучать, прежде всего? (Слайд 1)

Металлы IА группы – щелочные металлы. Находятся в первой группе, самые активные среди металлов.

Учитель: Как вы думаете, какие вопросы необходимо рассмотреть, изучая щелочные металлы? Положение щелочных металлов в периодической таблице и строение их атомов. Нахождение в природе. Получение. Физические свойства. Химические свойства. Применение.

(Слайд 2) Записываем тему урока в тетрадях

Учитель: вам известны некоторые сведения о щелочных металлах. Назовите эти сведения. Ученик: металлы IА группы называются щелочными металлами, потому что при взаимодействии с водой, образуют растворимые в воде основания- щелочи. У щелочных металлов один валентный электрон на внешнем энергетическом уровне, который они легко отдают в химических реакциях, приобретая степень окисления +1. Валентность –I.

Учитель: (Слайд 3) Перечислите щелочные металлы.

Ученик: Литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций. Учащиеся записывают конспект урока.

Учитель: Как происходит изменение свойства у щелочных металлов в группе. Как это скажется на активности металла? (Слайд 4) Сверху вниз размер радиуса увеличивается, и металлические свойства усиливаются, увеличиваются восстановительные свойства (способность отдавать электроны), уменьшается прочность химической связи металл – металл, уменьшается температура плавления, температура кипения

Учитель: Основываясь на имеющихся у вас знаниях, заполните таблицу «Общая характеристика элементов главной подгруппы 1 группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева» (Слайд 5, 1 клик)

НАЗВАНИЕ И СИМВОЛ ЭЛЕМЕНТА

СОСТАВ ЯДРА АТОМА

ЧИСЛО ВАЛЕНТНЫХ ЭЛЕКТРОНОВ

ЧИСЛО ЭЛЕКТРОННЫХ СЛОЕВ)

ХАРАКТЕРНЫЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

Li

p=+3

n= 4

1

))

0, +1

Na

p=+11

n= 12

1

)))

0, +1

K

p=+19

n= 20

1

)))

0, +1

Rb

p=+37

n= 48

1

))))

0, +1

Cs

p=+ 55

n= 78

1

)))))

0, +1

Проверка выполненного задания (Слайд 5, 2 клика)

3. Изложение нового материала.

Учитель: перейдём к следующему вопросу нашего плана урока. Нахождение щелочных металлов природе. Обратимся к таблице учебника стр. 115.

Учитель: (Слайд 6) Как очень активные металлы, они встречаются в природе только в виде соединений и из – за своей активности храниться могут только под слоем керосина.

Если отрезать ножом кусочек натрия: блестящий срез быстро тускнеет на свету.

Учитель: почему происходит потускнение блестящего среза? Щелочные металлы – сильные восстановители, легко окисляются.

Учитель: Необходимо записать уравнение химической реакции, отображающее данное свойство металлов, расставить степени окисления и показать отдачу электронов. Работа учащихся у доски и в тетрадях.

2Na⁰ + O₂⁰ = Na₂⁺¹O₂^-2 4Li⁰ + O₂⁰ = 2Li₂⁺¹O^-2

(Слайд 7) Физические свойства: щелочные металлы серебристо- белого цвета с незначительными оттенками, легкие, мягкие, легкоплавкие. Их твердость и температура плавления закономерно снижаются от лития к цезию.

(Слайд 8) Учитель: Так как щелочные металлы – это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей.

NaCl ↔ Na+ + Cl−

K: Na+ + 1e = Na0

A: Cl− — 1e = Cl0;

Cl0+Cl0=Cl2

Вывод: 2NaCl → 2Na + Cl2

(Слайд 9) Для металлов характерна металлическая кристаллическая решётка. Металлическая кристаллическая решётка характеризуется наличием ионов, расположенных в узлах, и свободных электронов.

(Слайд 10) Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Реакции с кислородом мы с вами уже записали, но давайте вспомним

• Реакция с кислородом: 4Li + O₂ → 2Li₂O(оксид лития)

2Na + O₂ → Na₂O₂ (пероксид натрия)

K + O₂ → KO₂ (надпероксид калия)

• В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl₂ → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na₂S (сульфиды)

2Na + H₂ → 2NaH (гидриды)

6Li + N₂ → 2Li₃N (нитриды)

2Li + 2C → 2Li₂C₂ (карбиды)

• (Слайд 11) Все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂   

2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂­

• (Слайд 12)  Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂­

• С растворами солей менее активных металлов:

3Na + FeCl₃ = 3NaCl + Fe

• (Слайд13)  Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

Li⁺ – карминово-красный

Na⁺ – желтый

K⁺, Rb⁺ и Cs⁺ – фиолетовый

(Слайд 14) Самые распространённые соединения щелочных металлов

Учитель: рассмотрим применение щелочных металлов. (Слайд 15) Натрий применяют в качестве восстановителя, например в цветной металлургии, в качестве теплоносителя в ядерных реакциях. Так же используется в качестве катализатора при синтезе некоторых органических веществ (получение синтетического каучука).

(Слайд 16) Литий. Из лития изготовляют аноды химических источников тока. Жидкий литий может служить теплоносителем в ядерных реакторах. Литий и его соединения широко применяют в силикатной промышленности для изготовления специальных сортов стекла и покрытия фарфоровых изделий, в черной и цветной металлургии (для повышения пластичности и прочности сплавов), для получения пластичных смазок. Соединения лития используются в текстильной промышленности (отбеливание тканей), пищевой (консервирование) и фармацевтической (изготовление косметики).

(Слайд 17) Калий. Металлический калий — материал для электродов в химических источниках тока. Сплав калия с Na находит применение в качестве теплоносителя в ядерных реакторах. В гораздо больших масштабах, чем металлический калий, находят применение его соединения. Калий — важный компонент минерального питания растений (на это уходит около 90% добываемых солей калия), он необходим им в значительных количествах для нормального развития, поэтому широкое применение находят калийные удобрения: хлорид калия КСl, нитрат калия, или калийная селитра, KNO₃, поташ K₂CO₃ и другие соли калия. Поташ используют также при производстве специальных оптических стекол, как поглотитель сероводорода при очистке газов, как обезвоживающий агент и при дублении кож. Раствор перманганата калия КMnO₄ («марганцовку») используют как антисептическое средство.

(Слайд 18) Рубидий. Можно отметить следующие области применения рубидия: электронная промышленность, специальная оптика, атомная промышленность, медицина. Рубидий используется не только в чистом виде, но и в виде ряда сплавов и химических соединений. Рубидий широко используется в измерительной технике, а так же при стерилизации ряда важных лекарств и пищевых продуктов. Каталитическая активность рубидия используется в основном для переработки нефти на ряд важных продуктов. Рубидий применяется как высокоэффективная смазка в вакууме (ракетная и космическая техника). Хлорид рубидия в сплаве с хлоридом меди находит применение для измерения высоких температур (до 400°C).

(Слайд 19) Цезий. Цезий нашёл применение только в начале XX века, когда были обнаружены его минералы и разработана технология получения в чистом виде. В настоящее время цезий и его соединения используются в электронике, радио-, электро-, рентгенотехнике, химической промышленности, оптике, медицине, ядерной энергетике.

(Слайд 20) Натрий и калий играют большую биологическую роль.

Na+- внутриклеточный ион, содержится в крови и лимфе, создает в клетках осмотическое давление. K+ - внеклеточный ион, поддерживает работу сердца и мышц.

Большое количество калия содержится в кураге, сои, фасоли, зеленом горошке, черносливе, изюме.

4. Закрепление нового материала

(Слайд 21) С помощью уравнений реакций осуществите превращения:

1) Na → Na₂O₂ → Na₂O

NaOH Na₂CO₃

2. Li → Li₂O → LiOH → LiCl

LiOH

Задача № 1

При растворении в воде 1,75 г. Щелочного металла выделилось 2,8 л. водорода. Определите металл?

Задача № 2

Вычислить, какой объём газа выделится, если на 100 г. соляной кислоты опустить кусочек натрия.

(Слайд 22) Домашнее задание

Тест по теме «щелочные металлы»

1. В промышленности металлический натрий может быть получен:

а) взаимодействием раствора хлорида натрия с металлическим калием;

б) электролизом расплава гидроксида натрия;

в) восстановлением оксида натрия водородом;

г) электролизом раствора гидроксида натрия.

2. Какой металл может плавать на поверхности воды? (возможно более одного варианта ответа.)

а) Осмий; б) алюминий;

в) литий; г) калий.

3. Из перечисленных солей выберите ту, которая гидролизуется с образованием раствора, имеющего рН > 7:

а) сульфид свинца; б) нитрит свинца;

в) йодид натрия; г) сульфид калия.

4. Ионы калия придают окраске пламени цвет:

а) желтый; б) фиолетовый;

в) карминово-красный; г) оранжевый.

5. При электролизе раствора фосфата калия образуются следующие продукты реакции:

а) на катоде – водород, на аноде – кислород, в растворе – фосфат калия;

б) на катоде – калий, на аноде – фосфорная кислота, в растворе – вода;

в) на катоде – водород, на аноде – фосфорная кислота, в растворе – гидроксид калия;

г) на катоде – калий и водород, на аноде – кислород, в растворе – фосфорная кислота.

6. Какой объем раствора хлорида натрия с молярной концентрацией 3 моль/л и плотностью 1,12 г/мл надо прилить к воде массой 200 г, чтобы получить раствор с массовой долей поваренной соли 10%?

а) 56,7 мл; б) 200 мл; в) 94,2 мл; г) 315 мл.

7. Сумма коэффициентов в реакции взаимодействия калия с избытком сильно разбавленного раствора азотной кислоты равна:

а) 30; б) 29; в) 7; г) 12.

8. При растворении 10,8 г гидрида щелочного металла в воде выделяется 10,08 л газа (н.у.). Металл, входящий в состав гидрида, – это:

а) литий; б) натрий;

в) калий; г) рубидий.

9. Коэффициент перед восстановителем в ОВР между нитритом калия и дихроматом калия в сернокислом растворе равен:

а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

10. Какое вещество является природным источником калия?

а) надпероксид калия; б) гидроксид калия;

в) нитрат калия; г) гидрид калия.

Ключ к тесту