Урок по теме: "Общие свойства металлов"

Вид материала

Урок

Содержание II. Физические свойства. III. Химические свойства. IV. Металлы в природе. V. Получение металлов. VI. Применение металлов и их важнейших соединений. Сообщения учащихся о значении металлов. Литий В 1817 году шведский химик Иоган Арфведсон, ученик знаменитого Йенса Берцелиуса, обнаружил в минерале петалите VII. Самостоятельная работа (Домашнее задание). 3. Расставьте коэффициенты в уравнении с помощью схемы электронного баланса 1. Характеристика химического элемента. 2. Уравнения реакций

Подобный материал:

• Реферат по теме: «Металлы. Свойства металлов.», 196.2kb.
• Урок технологии в 6 «В» классе. Тема: Основные свойства металлов и их учет при обработке, 27.65kb.
• Строения металлов и их свойства, 394.29kb.
• Урок в 9-м классе по теме "Коррозия", 149.58kb.
• Урок-лекция по теме: "Строение и химические свойства предельных углеводородов", 146kb.
• Урок тема: Металлы главных подгрупп, 62.33kb.
• Материаловедение и технология конструкционных материалов, 37.46kb.
• Контрольная работа по темам: «Общие свойства металлов», 69.86kb.
• Примерная программа дисциплины механические свойства металлов, 122.33kb.
• Положение металлов в Периодической системе Д. И. Менделеева, строение их атомов. Физические, 90.2kb.

Обобщающий урок по теме: "Общие свойства металлов"

Форма урока: лекция-беседа .

Цель урока: восстановление опорных знаний, расширение кругозора учащихся по данной теме

Ход урока:

1) Организационный момент

2) Проверка домашнего задания:

а) история металла
б) коррозия
в) получение
г) применение

3) Новый материал

4) Выступление учащихся по заранее данным темам

5) Самостоятельная работа (Домашнее задание)

I. Положение металлов в ПСХЭ Д.И.Менделеева.

ГРУППА	ПЕРИОД
	Металлические свойства возрастают
	s-, d- элементы
	на внешнем энергетическом уровне 1,2,3 е-

Me⁰ – ne^- Me⁺ⁿ.

Me – восстановители.

TiO₂ + 2Ca Ti + 2CaO.

Zr + 2Ca Zr + 2CaO.
^

II. Физические свойства.

Связь Металлическая Кристаллическая решётка.

(атом, ион, электрон) – свободное движение электронов.

Ковкость, электро- и теплопроводность, металлический блеск.
^

III. Химические свойства.

Химические свойства металлов определяются слабой связью валентных электронов с ядром атома. Атомы сравнительно легко отдают их, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы. Поэтому металлы являются хорошими восстановителями. В этом их главная и наиболее общее химическое свойство.

а) с простыми веществами (хранят в керосине, т.к. на воздухе окисляются)

Очевидно, как восстановители металлы должны вступать в реакции с различными окислителями, среди которых могут быть простые вещества (неметаллы), кислоты, соли менее активных металлов и некоторые другие вещества. Соединения металлов с кислородом называются оксидами, с галогенами – галогенидами, с серой – сульфидами, с азотом – нитридами, с фосфором – фосфидами, с углеродом – боридами, с водородом – гидридами и т. д..

Схема

Химические свойства металлов на примере кальция:

Ca +	Br2		CaBr2	бромид
	S		CaS	сульфид
	2C		CaC2	карбид
	N2		Ca3N2	нитрид
	H2		CaH2	гидрид
	O2		2CaO	оксид

Fe + S FeS + Q.

Mg + O₂ 2MgO + Q.

2 Mg -2e^- Mg⁺² восстановитель.

1 O₂ +4e^- 2O^-2 окислитель.

б) со сложными веществами.

При взаимодействии металлов с кислотами окислителем является ион водорода Н, который принимает электрон от атома металла:

Mg + 2HCl _(разб) = MgCl₂ + H₂.

Mg – 2e^- = Mg²⁺.

2H⁺ +2e^- = H₂⁰.

______________________

Mg + 2H⁺ = Mg²⁺ + H⁰.

Взаимодействие металлов с водными растворами солей менее активных металлов можно проиллюстрировать примером:

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

В этом случае происходит отрыв электронов от атомов более активного металла — цинка и присоединение их ионами менее активного Сu²⁺. Руководствуясь рядом стандартных электродных потенциалов, можно сказать, что металл вытесняет (восстанавливает) из растворов их солей многие следующие за ним металлы.

Например,

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Q.

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu.

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂.
^

IV. Металлы в природе.

Наиболее активные – в виде солей:

NaCl – поваренная соль.

NaCl * KCl – сильвинит.

CaCO₃ – входит в состав мела, мрамора, известняка.

CaSO₄* 2H₂O – гипс.

Менее активные – в виде оксидов, сульфидов.

Al₂O₃ – корунд, рубин, сапфир.

Fe₃O₄, Fe₂O₃ – гематит.

FeS – сульфид железа.

Мало активные – в свободном виде: Au, Ag, Cu, Pt, Fe и др.
^

V. Получение металлов.

1) путём восстановления из руд (оксидов).

Восстановители – H₂, Me, C, CO₂

CuO + H₂ = Cu + H₂O + Q

FeO + CO = Fe + CO₂ – Q

ZnO + C = CO = Zn

3MnO₂ + 4Al = 2Al₂O₃ + 3Mn

Cr₂O₃ + 2Al = 2Cr + Al₂O₃

2) Электролиз (расплавы, растворы солей и щелочей, проводящих электрический ток).

NaCl Na⁺ + Cl^-

Na⁺ + e^- Na⁰ (катод)

2Cl^- – e^- Cl₂⁰ (анод)

Электролизом пользуются для покрытия металлических предметов никелем, хромом, цинком, оловом, золотом, серебром (на катод можно подвесить медные кольца – золочение).

Показ учебного кинофильма (фрагмента) “Щелочные металлы”.
^

VI. Применение металлов и их важнейших соединений. Сообщения учащихся о значении металлов.

Ученики выступают с мини-докладами о роли металлов в жизни человека.

Натрий.

Без соли, говорят, что без воли! Но не стоит забывать, что суточная норма соли – 1 грамм. Многие века пищевая соль считалась одним из символов жизни, была священной. У наших предков издавна существовал обычай: встречай гостя “хлебом солью”. Но иногда соль и “проклятие божье”, т.к. соль в избытке подавляет развитие жизни. Известно много мрачных легенд об озёрах и местностях, где вода и земля пересыщены солью.

Кальций

Получен Г. Дэви в 1808 г. электролизом из гашеной извести (CaO). Название происходит от латинского calx (родительный падеж calcis) – известь. По распространённости в земной коре кальций занимает 5-е место (после кислорода, кремния, алюминия и железа), входя в состав более четырехсот минералов. В частности, известнейший из них кальцит (CaCO₃) осадочного происхождения образует мощные залежи известняка, мела, мрамора. Кальций – главный металл в живом веществе, необходимый для нормального протекания жизненных процессов. Эти два признака (да ещё применение препаратов кальция в медицине) и отвечают за относительную известность данного элемента в быту.

^ Литий

В 1817 году шведский химик Иоган Арфведсон, ученик знаменитого Йенса Берцелиуса, обнаружил в минерале петалите присутствие "огнепостоянной щелочи до сих пор неизвестной природы". Берцелиус предложил назвать её литионом как первую щелочь, найденную в царстве минералов – "камней" (по-гречески камень – ????? = lithos). Это слегка трансформированное название для элемента №3 – литий – сохранилось до наших дней. Среди редких элементов литий – один из важнейших по значимости в современной силикатной промышленности, металлургии, органическом синтезе, оптоэлектронике, ядерной энергетике и др. Тем не менее в бытовой практике обывателя он получил шанс стать потенциально известным лишь в последние годы – с внедрением компактных литиевых батареек для электронных часов, калькуляторов и т. п.

Алюминий

Алюминий Al – один из “лидеров” среди всех химических элементов Земли. Алюминия в земной коре почти 8%; его опережают по распространенности только кислород и кремний. Однако получить этот металл удалось сравнительно недавно, меньше двухсот лет назад. С тех пор он стал чрезвычайно широко применяемым металлом – в электротехнике, строительстве, авиации. Металлический алюминий первым получил в 1825 г. датский физик Ханс Кристиан Эрстед. Эрстед обработал хлорид алюминия амальгамой калия (жидким сплавом калия со ртутью). Через два года немецкий химик Фридрих Вёлер усовершенствовал метод получения алюминия, заменив амальгаму калия чистым металлическим калием. Алюминий входит в состав легких сплавов (применяются для самолетов и вертолетов, в строительстве), из алюминия делают посуду и электрические провода. Соли алюминия применяются при окрашивании тканей и осветления воды.
^

VII. Самостоятельная работа (Домашнее задание).

1. Дайте характеристику элементу № 13.
2. Составьте уравнения реакций, запишите в ионном виде.
а) НCl + Cu(OH)₂
б) Ba(OH)₂ + Cu(NO₃)₂
^ 3. Расставьте коэффициенты в уравнении с помощью схемы электронного баланса:
а) FeO + P > Fe + P₂O₅
б) Zn + H₂SO₄ > ZnSO₄ + S + H₂O
4. Задачию
а) Для получения вольфрама из 10,1 кг. оксида вольфрама (VI) было восстановлено 7,46 кг. Какова массовая доля выхода вольфрама от теоретически возможного?
б) Рассчитайте объем газа (н.у.), который выделится при действии раствора соляной кислоты на образец известняка (СаСО₃) массой 200 г, содержащий 8% примесей.

 Ответы:
^ 1. Характеристика химического элемента.
1. Положение в таблице: 3 период, IIIА группа
2. Строение атома: ²⁷₁₃Al +13 ) ₂ ) ₈ ) ₃ ё = 13; р⁺=13; n⁰=14;
электронная конфигурация: 1s²2s²p⁶; 3s²p²
3. Высшая валентность = III
4. Высший оксид и его характер: Al₂О₃ – амфотерный
5. Уравнение, подтверждающее характер оксида:
Al₂О₃ + 2 NaOH > 2NaAlO₂ + H₂O – кислотный характер
Al₂О₃ + 6HCl > 2AlCl₃ + 3H₂O – основной характер
6. Водородное соединение.
7. Характер элемента: металл.
8. Сравнение металлических свойств в периоде и группе:



^ 2. Уравнения реакций
а) 2НCl + Сu(OH)₂ СuCl₂ + 2Н₂О – обмен
2Н⁺ + 2Cl^- + Сu(OH)₂ Сu⁺² +2Cl^- + 2Н₂О
2Н⁺ + Сu(OH)₂ Сu⁺² + 2Н₂О
б) Ва(OH)₂ + Cu(NO₃)₂ Ва(NO₃)₂ + Cu(OH)₂ – обмен
Ва⁺² + 2OH^- + Cu²⁺ +2NO₃^- Ва²⁺ +2NO₃^- + Cu(OH)₂ – обмен
2OH^- + Cu²⁺ Cu(OH)₂ – обмен

3.ОВР.
б) 3Zn + 4H₂SO₄ 3ZnSO₄ + S + 4H₂O
Zn⁰ – 2е Zn⁺²| 6 | 3 в-ль; ок-ие
S⁺⁶ + 6е S⁰ | | 1 ок-ль, в-ие

4. Задача.
а) 93,3 %; б) 41,22 л.

Вывод: На обобщающем уроке учащиеся открывают для себя новые знания; они сумеют в тех пределах, которые возможны для школьного курса, овладеть химическим языком на базе новых фактов.