Опорный конспект по теме металлы

ОПОРНЫЕ КОНСПЕКТЫ: «ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ. IА» «ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ. IIA» «АЛЮМИНИЙ. IIIА» «ЖЕЛЕЗО – ЭЛЕМЕНТ ПОБОЧНОЙ ПОДГРУППЫ»

Составила: Учитель химии Харина Елена Юрьевна

МБОУ «СОШ №10 с углубленным

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ.

I группа. Главная подгруппа.

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

ns 1 - общая электронная плотность

p

- ē

s

+1

увеличивается радиус атома

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

увеличиваются восстановительные свойства

Очень мягкие металлы с малой плотностью, малой электроотрицательностью,

малым потенциалом ионизации, низкими температурами кипения и плавления;

чрезвычайно реакционноспособны, растворимы в жидком аммиаке, аминах, эфирах.

Оксиды и гидроксиды – сильные основания.

ПОЛУЧЕНИЕ

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВ

ХЛОРИДОВ И ГИДРОКСИДОВ

ЭТИХ МЕТАЛЛОВ

NaCl

NaOH

KCl

KOH

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс,

проходящий на электродах под действием электрического тока

ПОЛУЧЕНИЕ

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс,

проходящий на электродах под действием электрического тока

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1. С КИСЛОРОДОМ

2Na+O 2 =Na 2 O 2 (в обычных условиях)

4Li+O 2 =2Li 2 O (только оксид лития)

2. С ГАЛОГЕНАМИ

2Na+Cl 2 =2NaCl (галогенид)

3. С СЕРОЙ ПРИ НАГРЕВАНИИ

2Na+S=Na 2 S (сульфид)

4. С АЗОТОМ

6Na+N 2 =2Na 3 N (нитрид)

5. С ВОДОРОДОМ ПРИ НАГРЕВАНИИ

2Na+H 2 =2NaH (гидрид)

6. С ВОДОЙ

2Na+2H 2 O=2NaOH+H 2

ОКРАШИВАНИЕ ПЛАМЕНИ

качественные реакции

Li +

Na +

ЖЁЛТОЕ

КРАСНОЕ

ПЛАМЯ

ПЛАМЯ

K +

Cs +

ФИОЛЕТОВОЕ

РОЗОВОЕ

ПЛАМЯ

ПЛАМЯ

СОЕДИНЕНИЯ

ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ

ЩЕЛОЧИ Me(OH)

ТВЁРДЫЕ КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ

ВЕЩЕСТВА, ТИПИЧНО ИОННЫЕ

СОЕДИНЕНИЯ, СИЛЬНЫЕ ОСНОВАНИЯ

1) NaOH+HCl=NaCl+H 2 O

2) NaOH+CuCl 2 =Cu(OH) 2 +NaCl

3) 2NaOH+CO 2 =Na 2 CO3+H 2 O (при недостатке CO 2 )

NaOH+CO 2 =NaHCO 3 (при избытке CO 2 )

4) NaOH+Al(OH) 3 =NaAlO 2 +2H 2 O

Применение (примеры):

NaOH – для титрирования кислот, гидролиза органических соединений;

для производства мыла.

KOH – для получения жидкого мыла, электролит в аккумуляторах.

KOH

NaOH

Используется для изготовления

Гидролиз белка

жидкого мыла

(при изготовлении

детского питания и

питания для спортсменов)

Применение (примеры):

NaOH – для титрирования кислот, гидролиза органических соединений;

для производства мыла.

KOH – для получения жидкого мыла, электролит в аккумуляторах.

СОЕДИНЕНИЯ

ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ

ИОННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ, ХОРОШО

СОЛИ ЩЕЛОЧНЫХ

МЕТАЛЛОВ

РАСТВОРИМЫ В ВОДЕ,

РАСТВОРИМОСТЬ РАСТЁТ ОТ Li к Cs

Важнейшие:

ХЛОРИД НАТРИЯ NaCl – используется в пище, для консервирования;

сырьё для получения гидроксида Na, хлора, соляной кислоты, соды…

СУЛЬФАТ НАТРИЯ Na 2 SO 4 – используется в производстве соды и стекла.

КАЛИЙНЫЕ СОЛИ – используются в качестве удобрений

(калийные удобрения KCl, KCl*MgCl 2 , K 2 CO 3 )

NaCl

Калийные соли

Na 2 SO 4

Важнейшие:

ХЛОРИД НАТРИЯ NaCl – используется в пище, для консервирования;

сырьё для получения гидроксида Na, хлора, соляной кислоты, соды…

СУЛЬФАТ НАТРИЯ Na 2 SO 4 – используется в производстве соды и стекла.

КАЛИЙНЫЕ СОЛИ – используются в качестве удобрений

(калийные удобрения KCl, KCl*MgCl 2 , K 2 CO 3 )

ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ.

IIA группа.

(Be, Mg) Ca, Sr, Ba, Ra

ns 2 - последнего уровня

- 2ē

увеличиваются радиус атома,

металлические свойства

s

+2

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

p

щелочноземельные

металлы

Металлы химически активные:

• взаимодействуют с H 2 O →Me(OH) 2 , кроме Be
• взаимодействуют с водородом→MeH 2 - гидриды

ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ.

IIA группа.

(Be, Mg) Ca, Sr, Ba, Ra

Be Mg Ca Sr Ba

КАЛЬЦИЙ Ca

Физические свойства Ca:

лёгкий, беловато-серый, пластичный

В природе:

CaSO4*2H2O – гипс; C3(PO4)2 - фосфорит

ПОЛУЧЕНИЕ Са:

• электролиз расплавов солей CaCl 2 =Ca+Cl 2 ;
• из оксидов 2CaO+2Al=2Ca+Al 2 O 3

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Са

С ПРОСТЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ

СО СЛОЖНЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ

• Ca+H 2 =CaH 2
• 3Ca+Cl 2 =CaCl 2 (галогениды)
• 2Ca+O 2 =2CaO (кирпич – красное пламя), Ca+O 2 =CaO 2 (пероксиды)
• 3Ca+Na 2 =Ca 3 N 2 (при нагревании (не вступает в эту реакцию))
• Ca+2C=CaC 2 (карбид) при нагревании

• Ca+2NH 3 =Ca(NH 2 ) 2 ↓+H 2 ↑ Be и Mg с NH3 (жидк.) не образуют амиды
• Ca+2H 2 O=Ca(OH) 2 +H 2 ↑ (в холодной воде кроме Mg и Be)
• Ca+2HCl=CaCl 2 +H 2 ↑ любая кислота кроме HNO3

СОЕДИНЕНИЯ Са

Оксид кальция CaO – «негашеная известь»

Получение: CaCO 3 =CaO+CO 2 ↑ (обжиг)

Химические свойства: CaO – основной оксид

• CaO+H 2 O=Ca(OH) 2

• CaO+SiO 2 =CaSiO 3
• CaO+CO 2 =CaCO 3
• CaO+2HCl=CaCl 2 +H 2 O
• CaO+3C=CaC 2 +CO ↑ (нагревание)

Гидроксид кальция Ca(OH)2 – «гашеная известь»

Получение: CaO+H 2 O=Ca(OH) 2

Физические свойства: твёрдое вещество белого цвета,

малорастворимое в воде.

Качественная реакция на Ca 2+

Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 ↑ +H 2 O – раствор мутнеет, при дальнейшем пропускании СО 2 раствор становится прозрачным:

CaCO 3 +CO 2 +H 2 O=Ca(HCO 3 ) 2

ПРИМЕНЕНИЕ:

CaC l2 – водопоглощающее средство, CaS – для выделки кожи;

Ca(OH) 2 – в сельском хозяйстве, строительстве

СОЕДИНЕНИЯ Са

СТРОИТЕЛЬСТВО

ВОДОПОГЛАЩАЮЩЕЕ

СРЕДСТВО

(побелка потолка)

ВЫДЕЛКА КОЖИ

ПРИМЕНЕНИЕ:

CaCl 2 – водопоглощающее средство, CaS – для выделки кожи;

Ca(OH) 2 – в сельском хозяйстве, строительстве

ЖЁСТКОСТЬ ВОДЫ

ОБУСЛОВЛЕНА НАЛИЧИЕМ В НЕЙ

ИОНОВ Ca2+ и Mg2+

НЕКАРБОНАТНАЯ

(постоянная)

CaCl 2 , CaSO 4 , MgCl 2 , MgSO 4

Удаляется

добавлением соды

CaSO 4 +Na 2 CO 3 =CaCO 3 +Na 2 SO 4

MgSO 4 +Na 2 CO 3 +H 2 O=

(Mg(OH)) 2 CO 3 +CO 2 +Na 2 SO 4

КАРБОНАТНАЯ

(временная)

Ca(HCO 3 ) 2 , Mg(HCO 3 ) 2 , Fe(HCO 3 ) 2

Удаление («смягчение воды»):

• кипячением

Ca(HCO 3 ) 2 =CaCO 3 ↓ +CO 2 ↑ +H 2 O

-добавлением соды

Ca(HCO 3 ) 2 +Na 2 CO 3 =CaCO 3 +2NaHCO 3

AL

ns 2 np 1 – электронная формула последнего уровня

p

- 3ē

+3

s

Максимальная степень

окисления

Al – амфотерные

свойства

Физические свойства: серебристый металл, лёгкий, прочный, электрическая проводимость и теплопроводность высокие; легко поддаётся обработке; легко образует сплавы.

В природе:

алюмосиликаты – соли, образованные оксидами Al, Si, щелочных и щелочноземельных металлов;

бокситы – Al2O3*nH2O;

глины – Al2O3*nSiO2;

корунд – минералы Al2O3;

ПОЛУЧЕНИЕ - ЭЛЕКТРОЛИЗ

РУДА, БОКСИТ

ОЧИСТКА ОТ

ОБЕЗВОЖИВАНИЕ

ПРИМЕСЕЙ

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Al2O3 при t=950 ◦C

На катоде восстанавливается Al – металлический,

на аноде – окисляется O2

ПОЛУЧЕНИЕ - ЭЛЕКТРОЛИЗ

На одну тонну алюминия при электролизе необходимо

приблизительно две тонны глинозема,

0,6 тонн угольных электродов (используются в качестве анодов),

100 килограмм криолита и

от 17 до 18 тысяч киловатт в час электроэнергии.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Al

1. ПОКРЫВАЕТСЯ ПРОЧНОЙ ПЛЁНКОЙ ОКСИДА

4Al+3O 2 =2AlO 3

2. НА ХОЛОДЕ

2Al+3Cl 2 =2AlCl 3 (Br 2 , J 2 )

3. ПРИ НАГРЕВАНИИ

2Al+3S=Al 2 S 3 (N, C)

4. ПРИ ПРЕДВАРИТЕЛЬНОЙ ОБРАБОТКЕ Al

СОЛЯМИ РТУТИ. РЕАКЦИЯ С ВОДОЙ ПРОТЕКАЕТ

С ОБРАЗОВАНИЕМ ГИДРОКСИДА РТУТИ

2Al+6H 2 O=2Al(OH) 3 +3H 2

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Al

5. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ

РАЗНОЙ АКТИВНОСТИ И КОНЦЕНТРАЦИИ

2Al+6HCl=2AlCl 3 +3H 2

2Al+6H 2 SO 4 (конц.) =Al 2 (SO 4 ) 3 +3SO 2 +6H 2 O

Al+6HNO 3(конц.)= Al(NO 3 ) 3 +3NO 2 +3H 2 O

АЛЮМОТЕРМИЯ

получение металлов (Fe, Cr, Mn, Ti, W) из их оксидов:

8Al+3Fe3O4=4Al2O3+9Fe (термит)

ПРОЦЕСС АЛЮМОТЕРМИТНОЙ

СВАРКИ РЕЛЬСОВ

АЛЮМОТЕРМИЯ

получение металлов (Fe, Cr, Mn, Ti, W) из их оксидов:

8Al+3Fe3O4=4Al2O3+9Fe (термит)

ИСПОЛЬЗОВАНИЕ

Al

Al – конструкционный материал, входит в состав сплавов, например: дюралюмин (с 5%Cu и 2%Mg) и др.; устойчив к коррозии; алюминиевые бронзы (Cu+5%Al) – для чеканки монет; пигмент краски «серебрянки»; в металлургии – для получения металлов; для сварки стали.

Al – материал для чеканки монет

Al – конструкционный

материал

каркас из алюминия

Al – пигмент

Al – сварка стали

СОЕДИНЕНИЯ Al +3

ОКСИД Al 2 O 3 (корунд)

ГИДРОКСИД Al(OH) 3

Белые, твёрдые вещества, не растворяются в воде.

ПОЛУЧЕНИЕ

• Очистка природных соединений
• В лаборатории:

• Осаждение из солей

4Al+3O 2 =2Al 2 O 3 (сжигание в O 2 )

AlCl 3 +3NaOH=Al(OH) 3 +3NaCl

2Al(OH) 3 =Al2O 3 +3H 2 O (прокаливание)

АМФОТЕРНЫЕ СВОЙСТВА

• Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O
• Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O

• Al(OH) 3 +3HCl=3H 2 O+AlCl 3
• Al(OH) 3 +NaOH=NaAlO 2 +2H 2 O

(сплавление)

(сплавление)

ЖЕЛЕЗО

(n-1)d (6-8) ns 2 - общая электронная плотность

s

s

s

d

- 3ē

d

d

- 2ē

+2

+3

0

степень окисления

степень окисления

ПОЛУЧЕНИЕ ЖЕЛЕЗА

ХИМИЗМ ДОМЕННОГО ПРОЦЕССА

кокс, известняк

руда

ПОЛУЧЕНИЕ

доменные газы

3Fe 2 O 3 +CO=

2Fe 3 O 4 +CO 2

Fe 3 O 4 +CO=

3FeO+CO 2

FeO+CO=Fe+CO 2

CaCO 3 =CaO+CO 2

CaO+SiO 2 =CaSiO 3

450 ◦С

600 ◦С

800 ◦С

1000 ◦С

Кокс и твёрдое

железо

Кокс, жидкий чугун,

шлак

1300 ◦С

Ca+CO 2 =2CO

C+O 2 =CO 2

1500 ◦С

горячий воздух

шлак

чугун

Fe

В природе:

Fe 3 O 4 (FeO*Fe 2 O 3 ) – магнитный железняк; Fe 2 O 3 – гематит (красный железняк; Fe 2 O 3 *H 2 O – лимонит (бурый железняк); FeS 2 – пирит; FeCO 3 – шпатовый железняк.

Физические свойства:

железо – блестящий серебристо-белый металл, обладает хорошей пластичностью, Тпл. = 1539 ◦С. Легко намагничивается и размагничивается.

Химические свойства:

металл средней активности, восстановитель, в сухом воздухе – защитная плёнка оксида, во влажном – ржавеет.

• С сильными окислителями

(до Fe 3+ ): 3О 2 +Fe=2Fe 2 O 3

3Cl 2 +2Fe=2FeCl 3

2) Со слабыми окислителями

(до Fe 2+ ): S+Fe=FeS

CuSO 4 +Fe=FeSO 4 +Cu

3Fe+4H 2 O=Fe 3 O 4 +4H 2

3) 4HNO 3 +Fe=Fe(NO 3 ) 3 +NO+2H 2 O

6H 2 SO 4 +2Fe 2 (SO 4 ) 3 +3SO 2 +6H 2 O

На холоде не реагирует – пассивируется!

Повторите пройденное. Параграфы 11-14 СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ.