Конспект урока по химии на тему Металлы

Урок для районного консультационного пункта по теме: МЕТАЛЛЫ.

Подготовила учитель химии гимназии №14 г.Ейска Шульга Г.П.

Цель урока: Повторить с учащимися положение металлов в ПСХЭ, особенности строения их атомов и кристаллов (металлическую химическую связь и кристаллическую металлическую решетку). Обобщить и расширить сведения учащихся о физических свойствах металлов и их классификации. Повторить особенности протекания реакции металлов с растворами электролитов. Развивать логические операции мышления при обобщении знаний и конкретизации общих свойств металлов для отдельных представителей этого класса простых веществ.

Ход урока:

1. Организационный момент.

2.Положение металлов в периодической системе элементов.

- Где располагаются металлы в ПСХЭ?

- Дать характеристику натрия, магния и бария согласно положению в ПСХЭ?

Более 80% известных элементов являются металлами. К ним относятся: s - элементы 1 и 2 групп, все d и f - элементы, а также р - элементы 3 группы (кроме бора), 4 группы (германий, олово, свинец), 5 группы (сурьма, висмут) и 6 группы (полоний).

3. Способы получения металлов.

Только некоторые металлы (золото, платина) находятся в природе в свободном (самородном) состоянии. Металлы, расположенные в ряду напряжений металлов между оловом и золотом, встречаются как в свободном состоянии, так и в виде сое­динений. Большинство же металлов находятся в природе в виде соединений (оксиды, сульфиды, карбонаты и т.д.). Различают следующие способы получения металлов.

Пирометаллургия - получение металлов из руд с помощью восстановителей при высоких температурах. В качестве восстановителей используют уголь, водород, оксид углерода (II), метан, кремнии и активные металлы (металлотермия). Например, восстановление металлов из их оксидов с помощью оксида углерода (2), водорода, углерода, алюминия (алюмотермия) и магния (магнийтермия).

а) CuO + H₂ =Cu + H₂0 б) ZnO+C =Zn+CO

в) Cr₂0₃ + 2 Al =2 Cr +А1₂О₃ г) TiCl₄ +2 Mg = Ti + 2 MgCl₂

_{Составить к каждому уравнению ОВР.}

Гидрометаллургия - получение металлов из растворов их со­лей. При этом металл, входящий в состав руды, сначала пе­реводят в раствор с помощью соответствующих реагентов (кислот, щелочей), а затем, восстанавливают из раствора. Например, при обработке разбавленной серной кислотой медной руды, содержащей оксид меди (II), медь переходит в раствор в виде сульфата:

CuO + H₂S0₄ = CuSO4 + Н₂0. Затем медь восстанавливают из раствора порошком железа:

CuS0₄ + Fe = FeS0₄ + Сu

Этим методом получают серебро, золото, молибден, кадмий и др.

Электрометаллургия - получение металлов элек­тролизом. Электролизом расплавленных хлоридов получают щелочные металлы, бериллий, магний, кальций. А алюминий получают электролизом расплава его оксида. Электролиз ведут на инертных электродах. Электролизом растворов солей (электроэкстракция) получают медь, железо, цинк, кадмий, кобальт, марганец и др.,

4. Физические свойства металлов.

- Какие физические свойства металлов вам известны?

Особенности строения кристаллических решеток ме­таллов определяют их физические и механические свойства.

Металлический блеск. Это свойство объясняется тем, что металлы отражают световые лучи.

Электро- и теплопроводность металлов обусловлены наличием в металлических решетках свободных электронов. Электро- и теплопроводность металлов неодинаковы, они увеличиваются от Hg к Ag. С повышением температуры электропроводность ме­таллов понижается, т.к. колебательные движения ионов в узлах решетки усиливаются. При понижении температуры колебание ионов в узлах решетки уменьшается, и электро­проводность металлов возрастает. При температурах, близ­ких к абсолютному нулю, у многих металлов наблюдается сверхпроводимость.

Все металлы, за исключением ртути, являются твер­дыми веществами.

Ковкость и пластичность. Металлы пластичны и об­ладают хорошей ковкостью, это свойство металлов исполь­зуется при механической обработке. Пластичность умень­шается в ряду Au, Ag, Си, Sn, Pb, Zn, Fe.

Металлы имеют ряд и других общих свойств: плот­ность, твердость, температура плавления. Наименьшую плотность имеют щелочные металлы, а наибольшую - осмий. По твердости металлы сравнивают с алмазом. Самыми мягкими являются щелочные ме­таллы (режутся ножом), а самым твердым - хром (он режет стекло).

Самую низкую температуру плавления имеет ртуть (-39 °С), а самую высокую - вольфрам (3410 °С). Металлы, которые плавятся при температуре выше 1000 °С, называют­ся тугоплавкими, а ниже легкоплавкими.

5. Ряд напряжения металлов.

По химической активности металлы расположены в ряд, который называют рядом напряжений. В ряду напряжений находится и водород, так как его атомы, как и атомы металлов, образуют положительные ио­ны Н⁺.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1. Чем левее в ряду напряжений находится металл, тем он химически активнее, тем больше его восстановитель­ная способность.

2. Каждый металл, не разлагающий воду, вытесняет (восстанавливает) все следующие за ним металлы из раство­ров их солей.

3. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют (восстанавливают) его из разбавленных кислот (исключение HNО3).

Ряд напряжений характеризует поведение металлов только в водных растворах и при комнатной температуре.

6. Химические свойства металлов.

Атомы большинства металлов на внешнем электрон­ном слое имеют 1 - 3 электрона. Исключение: атомы Ge, Sn, Pb - имеют четыре электрона, атомы Sb, Bi - пять, атомы Ро - шесть. Атомы металлов обладают большим радиусом по сравнению с атомами неметаллов данного периода, поэтому они легко отдают валентные электроны, проявляя восстановительные свойства. Как восстановители металлы взаимодействуют с не­металлами, водой, растворами щелочей, кислот и солей.

Взаимодействие металлов с неметаллами.

Металлы при тех или иных условиях взаимодейству­ют с неметаллами.

с кислородом, образуя оксиды:

2 Mg + O₂ = 2MgO , 4 Al + 3 0₂ =2 Al₂O3

Щелочные металлы (кроме лития), при взаимо­действии с кислородом в качестве основного продукта обра­зуют пероксиды:

4 Li + 0₂ = 2 Li2O; 2Na+0₂= Na₂0₂

Оксиды натрия и калия могут быть получены при наг­ревании смеси пероксида с избытком металла в отсутствии кислорода:

K2O2+2K = 2К2О На реакции взаимодействия пероксида натрия с ок­сидом углерода (2) основана регенерация воздуха в изоли­рованных помещениях:

2Na₂0₂ + 2С0₂ = 2Na₂C0₃ + 0₂

При нагревании металлы реагируют с галогенами, се­рой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием, образуя галогениды, сульфиды, нитриды, фосфиды, карбиды, силициды:

Mg+Br₂ = MgBr₂ 3Ca+2P=Ca₃P₂

2A1+N₂=2A1N 4A1+3C=A1₄C₃

Если металл проявляет переменную степень окисле­ния, то активные неметаллы (фтор, хлор, кислород) окисляют его до более высокой (устойчивой) степени окисления, а ме­нее активные - до степени окисления ниже устойчивой. Так, железо проявляет в соединениях степени окисления +2 и +3 (иногда +6), из которых +3 наиболее устойчива. Поэтому при взаимодействии измельченного железа с хлором оно окис­ляется до +3, а при взаимодействии с серой - до +2:

+2 t° +3

Fe+S = FeS 2Fe+3C1₂ =2 FeCl₃

С водородом при нагревании вступают в реакцию щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды (твердые, белые кристаллические вещества). Атомы водорода в данных соединениях имеют отрицательную степень окисле­ния:

t° -1 t° +2 -1

2Na+H₂= 2NaH Ba + H2= ВаН₂

Гидриды обладают ярко выраженными восстанови­тельными свойствами за счет водорода в минимальной сте­пени окисления. Они окисляются даже водой:

ВаН₂ + 2 Н₂0 = Ва(ОН)₂ + 2 Н₂

Взаимодействие металлов с водой.

При обычной температуре с водой реагируют метал­лы, которые в ряду напряжений стоят до водорода (чтобы металл вытеснял водород из воды) и гидроксиды, которых растворимы в воде (чтобы на поверхности металла не обра­зовывалась защитная пленка). К таким металлам относятся щелочные и щелочноземельные металлы:

2 Na + 2 Н₂0 = 2 NaOH + Н2

При нагревании с водой или парами воды взаимодей­ствуют металлы от магния до олова. Реакция протекает с образованием гидроксидов или оксидов и выделением водо­рода. При нагревании нерастворимые основания разлагают­ся на оксид и воду:

Mg +2 H₂О=Mg(OH)₂ +H₂; 3 Fe +4 H₂0=Fe₃0₄ +4 H₂

Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

С растворами щелочей взаимодействуют металлы, ко­торые в ряду напряжений стоят до водорода (чтобы металл вы­теснял водород из воды), а также оксиды и гидроксиды которых амфотерны (чтобы оксидные и гидроксидные пленки растворя­лись в растворе щелочи). К таким металлам относятся Zn, A1, Sn, Be, Pb и др. Процесс протекает в три стадии:

1-я. Растворение в щелочи амфотерной оксидной пленки, которая покрывает поверхность металла.

2-я. Металл, освобожденный от защитной оксидной пленки, взаимодействует с водой и образует нерастворимый амфотерный гидроксид.

3-я. Растворение образовавшейся гидроксидной пленки в растворе щелочи.

Например:

1-я. А1₂0₃ + 2 NaOH + 3 Н₂0 = 2 Na[Al(OH)₄].

2-я. 2 А1 + 6 Н₂0 = 2 А1(ОН)₃ + 3 Н₂ .

3-я. 2 А1(ОН)₃ + 2 NaOH = 2 Na[Al(OH)₄].

Если просуммировать правые и левые части двух по­следних уравнений, то получим уравнение реакции, взаимо­действия алюминия с раствором щелочи:

2 А1 + 6 Н₂0 + 2 NaOH = 2 Na[Al(OH)₄] + 3 H2,

Таким образом, при взаимодействии металла с рас­твором щелочи роль последней сводится к снятию с поверх­ности металла оксидной и гидроксидной пленки, а металл взаимодействует с водой.

Взаимодействие металлов с кислотами.

Металлы, расположенные в ряду напряжений до во­дорода, взаимодействуют с кислотами (разбавленными), у которых окислителем является ион водорода; к ним относят­ся разбавленная серная, фосфорная, сернистая, все органиче­ские и бескислородные кислоты и др.

В результате реакции образуются растворимые соли и выделяется водород:

2А1+6НС1=2А1С1₃+ЗН₂; Mg + H2SO4, = MgS0₄ + H2,

У некоторых кислот окислителем является элемент, образующий кислотный остаток, к ним относятся концент­рированная серная, азотная (любой концентрации).

Кислоты, у которых окислителем является элемент, образующий кислотный остаток, называются кислотами -окислителями.

Анионы данных кислот (HN0₃ и H₂S0₄ (конц.)) со­держат атомы серы и азота в высших степенях окисления.

Действие кислот-окислителей на металлы.

Окислительные свойства кислотных остатков S0₄ и N0₃ значительно сильнее, чем иона водорода Н⁺, поэтому H₂S0₄ (конц.) и HN0₃ взаимодействуют практически со всеми металлами, расположенными в ряду напряжений как до водорода, так и после водорода, кроме золота Аu и платины Pt.

Так как окислителями в H₂S0₄ (конц.) и HN0₃ являются ионы кислотных остатков (за счет атомов серы и азота в высших степенях окисления), а не ионы водорода Н⁺, то при взаимо­действии H₂S0₄(конц.) и HN0₃ с металлами никогда не выде­ляется водород. Металл под действием данных кислот окис­ляется до характерной (устойчивой) степени окисления и об­разует соль, а продукт восстановления кислоты зависит от активности металла и от степени разбавления кислоты (последнее особенно характерно для HN0₃). Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями можно выразить сле­дующими схемами:

H2SO4 (КОНЦ.) + активный металл ( Li - Zn) ---------------------»соль +H2S + H2O

H2SO4 (КОНЦ.) + металл средней активности ( Fe - Pb) ---------------------»соль +S + H2O

H2SO4 (КОНЦ.) + неактивный металл после H2 ---------------------»соль +SO2 + H2O

HNO3 (конц.) + в независимости от активности металла-------------» соль + NO2+ H2O

HNO3 (разб.) + активный металл ( Li - Zn) -------------» соль + N2+ H2O

HNO3 (разб.) + металл средней активности ( Fe - Pb)-------------» соль + N2O+ H2O

HNO3 (разб.) + неактивный металл после H2 -------------» соль + NO+ H2O

HNO3 ( оч.разб.) + активный металл -------------» соль + NH4NO3+ H2O

На основании приведенной схемы составим уравне­ние реакции взаимодействия меди и магния с концентриро­ванной серной кислотой:

Cu + 2H₂S0₄ = CuS0₄ + S0₂ + 2Н₂0

КОНЦ.

4Mg + 5H₂S0₄ =4 MgS0₄ + H₂S +4H20

На схемах указаны максимально возможные продук­ты восстановления кислот, так, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образоваться различные про­дукты восстановления серной кислоты - S0₂, S, H₂S, из кото­рых H₂S является наиболее полным продуктом восстановле­ния.

Zn + 2H₂S0₄ = ZnS0₄ + S0₂ + 2H₂0

3Zn + 4H₂S0₄ = 3ZnS0₄ + S + 4H₂0

4Zn + 5H₂S0₄ = 4ZnS0₄ + H₂S + 4H₂0

Восстановление серной кислоты до H₂S может, проте­кает в растворе с массовой долей кислоты 25 % и выше (если массовая доля серной кислоты ниже 25 %, то она отно­сится к разбавленной). По мере повышения концентрации кислоты возможность образования H₂S уменьшается, т.к. с повышением концентрации окислительные свойства серной кислоты возрастают, а сероводород является активным вос­становителем за счет серы в минимальной степени окисления (H₂S), поэтому концентрированная серная кислота окислит H₂S до S или до S0₂:

3H2S + H2SO4 = 4 S + 4Н20 (менее концентрированная H,S04)
конц.

Н₂S + ЗН₂S 0₄= 4 S 0₂ + 4Н₂0 (более концентрированная H₂S0₄).

Некоторые металлы (Fe, A1, Сг) не взаимодействуют с концентрированной серной и азотной кислотами при обычной температуре, т.к. происходит пассивация металла. Это явле­ние связано с образованием на поверхности металла тонкой оксидной пленки, которая и защищает металл. На этом свойстве основана транспортировка концентрированной H₂S0₄ в железных емкостях.

Если металл проявляет переменную степень окисле­ния, то с кислотами, у которых окислителем являются ионы Н⁺, он образует соли со степенью окисления, ниже устойчивой (а), а с кислотами-окислителями - соли с более устойчивой степенью окисления (б):

а) Fe + H₂S0₄ = FeS0₄ + Н₂

разб.

б) 2 Fe + 4H₂S0₄ = Fe₂(S0₄)₃ +S +4H₂0

конц.

Взаимодействие металлов с растворами солей. В ряду напряжений каждый предыдущий металл вытесняет после­дующий из раствора его соли.

Fe +CuS0₄ = FeS0₄ + Cu

Такими металлами, как Li, Na, К, Са, Ва пользоваться для вытеснения менее активных металлов из водных раство­ров солей нельзя, т.к. при обычных условиях они реагируют с водой.

7. Закрепление,

Осуществить цепочки превращений:

NaCl--»Na--» NaH--»NaOH--»NaCl--»NaNO3

K2CO3--»KOH--»K--»K2O2--» K2O--»K2SO4 --»Ba SO4

Составить уравнения реакций взаимодействия:

H2SO4 (КОНЦ.) с Ba, Na, Al

HNO3 (разб.) с Fe, Mg, Au

8. Домашнее задание: параграф 5,6, 7,8,9 упр. 2,3,5,7 стр. 37, упр. 4,5,6 стр. 40.