Сборник заданий по теме "Металлы"
методическая разработка по химии (9 класс)

Задание 1

Общую характеристику металлов целесообразно начать с повторения вопроса о положении элементов - металлов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Какие вопросы следует задать учащимся при знакомстве с общей характеристикой металлов? К какому выводу подводим учащихся при обсуждении общей характеристики металлов?

Решение:

Вопросы по теме: «Общая характеристика металлов»:

Где расположены металлы в периодической системе?
Каких элементов больше: металлов или неметаллов?
Изобразите распределение электронов по уровням у металлов и их электронные конфигурации (литий, магний, алюминий)?
Каковы особенности строения атомов металлов?

Как располагаются металлы в периодической системе?

Как изменяются свойства металлов в ПС?

От чего зависят свойства металлов?

Физические и химические свойства металлов.

Закономерности изменения свойств оксидов и гидроксидов металлов в зависимости от степени окисления.

Металлы-химические элементы, на внешнем энергетическом уровне которых содержится небольшое число электронов. В химических реакциях являются восстановителями. В периодической системе расположены в начале периодов, а также в побочных подгруппах. Условной границей, отделяющей металлы от неметаллов, является диагональ бром-астат (выше нее расположены металлы, ниже - неметаллы). Металлам присущ металлический блеск, ковкость, пластичность, высокая тепло- и электропроводность. Все металлы за исключением ртути при комнатной температуре твердые вещества. В химических реакциях являются восстановителями, то есть повышают степень окисления. На внешнем уровне - не более 4 электронов. Эти электроны слабо удерживаются ядром, поэтому являются восстановителями. Следовательно, легко вступают в реакции с окислителями, неметаллами - хлором, кислородом, серой. Чем выше степень окисления металла, тем он будет менее химически активен (активность металлов убывает слева направо).

Задание 2

При объяснении сущности металлической связи  необходимо показать учащимся черты сходства и различия металлической связи  с ковалентной связью. На какие аспекты обращаем внимание учащихся при сравнении металлической и ковалентной связи?

Решение:

Металлы – это элементы 1-3 групп главных подгрупп, а также всех побочных подгрупп периодической системы.

Металлической называется связь в металлах и сплавах между атом-ионами посредством обобществленных внешних электронов.

Ионная связь – химическая связь, которая образуется в результате полного переноса одного или нескольких электронов от одного атома к другому и благодаря электростатическому взаимодействию между ионами с зарядами противоположного знака.

Ковалентная связь- химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной связью, так как основана на обобществлении внешних электронов. Однако при образовании ковалентной связи обобществляются внешние неспаренные электроны только двух соседних атомов, в то время как при образовании металлической связи в обобществлении этих электронов участвуют все атомы.

схему образования металлической связи можно записать так:

Ме0      – ne-    ←→ Mеn+   , где n – число внешних электронов, участвующих в образовании связи.

Сравнительная характеристика металлической и ковалентной связей:

Задание 3

Основной процесс, происходящий с металлами при химических реакциях выражается следующей схемой: Ме0 – ne àMe+n. Какие химические свойства металлов следует рассмотреть с учащимися, согласно этой схеме? Какие опыты демонстрируем учащимся при объяснении химических свойств металлов? 

Решение:

Ряд активности металлов

1. Чем левее стоит металл я этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые в ряду активности стоят после него (правее).

3. Металлы, находящиеся в ряду активности левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

4. Щелочные и щелочноземельные металлы в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Химические свойства:

Взаимодействие с простыми веществами:

1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды.

Металл + кислород → оксид

Например, при взаимодействии магний с кислородом образуется оксид магния

2Mg0+O02→2Mg+2O−2

Искл.: Серебро, золото и платина с кислородом не взаимодействуют.

2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и йодом), образуя галогениды.

Металл + галоген → галогенид металла

Например, при взаимодействии натрия с хлором, образуется хлорид натрия:

2Na0+Cl02→2Na+1Cl−1

3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.

Металл + сера → сульфид металла

Например, при взаимодействии цинка с серой, образуется сульфид цинка:

Zn0+S0→Zn+2S−2

4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.

Например, при взаимодействии лития с азотом, образуется нитрид лития:

6Li0+N02→2Li3+1N−3 (t)

При взаимодействии кальция с фосфором, образуется фосфид кальция:

3Ca0+2P0→Ca3+2P2−3 (t)

Взаимодействие со сложными веществами.

1. Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой при обычных условиях, образуя растворимое в воде основание (щёлочь) и водород.

Активный металл + вода → щёлочь + водород

Например, при взаимодействии натрия с водой, образуется гидроксид натрия и водород:

2Na0+2H2+1O−2→2Na+1O−2H+1+H20

Важно: Некоторые металлы средней активности реагируют с водой при повышенной температуре, образуя оксид металла и водород.

Например, раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe3O4 и водород:

3Fe0+4H2+1O−2→Fe+2O−2⋅Fe2+3O3−2+4H20

2. Металлы реагируют с кислотами. Взаимодействие металлов зависит от их активности (см. электрохимическим рядом напряжений металлов) и от концентрации кислоты:

Металл + кислота → соль + водород

Например, при взаимодействии алюминия с серной кислотой, образуется сульфат алюминия и водород:

2Al0+3H2+1S+6O4−2→Al2+3(S+6O4−2)3+3H20

а) кислоты HCl, H3PO4, H2SO4(разб.) реагируют со всеми металлами (кроме Pb), которые стоят в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется водород;

Zn0 + 2H+1 Cl-1 → Zn+2Cl20 + H2↑.

 б) концентрированная H2SO4 при нагревании реагирует со всеми металлами (кроме Pt и Au), при этом водород не выделяется; с тяжелыми (плотность > 5 г/ см3) металлами образует газ SO2 (оксид серы (IV)); с более активными легкими (плотность < 5 г/ см3) металлами выделяется H2S (сероводород):

 Cu0 +2H2+1SO4-2 (конц) → Cu+2SO4-2 + 2H2+1O-2 + S+4O2-2↑.

 в) концентрированная НNO3 c металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до водорода (щелочными и щелочноземельными) образует газ N2O – оксид азота (IV), с другими  металлами, стоящими после водорода – оксид азота (IV) NO2:

 Ca0 + 10H+1 NO3-1(конц.) → Ca+2(NO3)2-1 + N2+1O-2 + 5 H2+1O-2

 Cu0 + 4H+1NO3-1(конц.) → Cu+2(NO3)2-1 + N+4O2-2 + 2 H2+1O-2

 г) разбавленная НNO3 взаимодействует c щелочными и щелочноземельными металлами, а также с Zn, Fe, Sn, при этом выделяется газ NH3 (аммиак) или образуется соль аммония (NH3 + НNO3 =NH4NO3), при реакции с остальными металлами образуется оксид азота (II) NO:

Ca0 + 10 H+1NO3-1 (разб.) → 4 Ca+2(NO3)2-1 + NH4 +1NO3 -1 + 3 H2+1O-2

Cu0 + 4 H+1NO3-1 (разб.) → 3 Cu+2(NO3)2-1 + 2N+2O-2 + 4 H2+1O-2

д) кислоты H2CO3,H2SO3, CH3COOH – слабые, взаимодействуют с активными металлами:

 2CH3COO-1H+1 + 2Na0 → 2CH3COO-1Na+1 + H20

3. Металлы реагируют с солями менее активных металлов в растворе, образуя соль более активного металла и менее активный металл в свободном виде.

Более активный металл + соль → соль более активного металла + менее активный металл

Например, при взаимодействии железа с сульфатом меди(II), образуется сульфат железа(II) и медь:

Fe0+Cu+2SO4−2→Fe+2SO4−2+Cu0

Опыты:

Опыт 1: Горение магния.

Взять в тигельные щипцы стружку магния и поджечь её в пламени спиртовки. При сжигании магния образуется белый порошок оксида магния.

Опыт 2: Взаимодействие натрия с водой.

В фарфоровую чашку наливаем 10 мл воды. Вынимаем пинцетом из банки с керосином кусок натрия и на фильтровальной бумаге отрезаем кусочек величиной с горошину. Осушаем поверхность фильтровальной бумагой и осторожно (!) помещаем в фарфоровую чашку с водой. С помощью фенолфталеина определяем характер среды полученного раствора. Отмечаем наблюдения.
Учащиеся самостоятельно составляют уравнения реакций и сверяют с уравнениями в презентации.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

Опыт 3: Взаимодействие металлического цинка с растворами солей

В пять пробирок внести по грануле металлического цинка и прилить по 1 мл раствора соли: в первую пробирку – хлорида магния; во вторую – сульфата железа (II); в третью – хлорида олова (II); в четвертую – нитрата свинца (II); в пятую – сульфата меди (II). Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Используя универсальный индикатор измерить рН в растворах солей.
Учащимся необходимо отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется, а также ответить, с раствором какой соли цинк не взаимодействует.

Опыт 4: Взаимодействие железа с сульфатом меди (II)

Заранее помещаем железный гвоздь в раствор сульфата меди (II). В течение определенного времени наблюдаем образование на поверхности гвоздя бурого осадка меди. Учащиеся объясняют данный процесс.

Задание 4

При объяснении химических свойств металлов важно подчеркнуть, что электрохимический ряд напряжений металлов показывает химическую активность металлов в растворах. На что следует обратить внимание учащихся и что нужно учитывать при составлении соответствующих уравнений реакций? Составьте условие задачи на вычисление массы металлической пластинки в растворе соли после взаимодействия металла с раствором соли. Рассмотрите методику решения задачи методом материального баланса.

Решение:

Металлы реагируют с солями менее активных металлов в растворе, образуя соль более активного металла и менее активный металл в свободном виде.

Металл в ряду стандартных электродных потенциалов обладает способностью вытеснять все нижестоящие за ним металлы из растворов их солей.

1.Металл + раствор соли менее активного металла:

Zn0 +2Ag+1NO3 -1 = Zn+2(NO3 )2 -1+2 Ag0

Более активный металл – цинк вытесняет менее активный металл – серебро из раствора соли. При этом более активный цинк окисляется катионами менее активного металла Ag+.

Однако это не означает, что вытеснение обязательно происходит во всех случаях. Например, алюминий вытесняет медь из раствора хлорида меди (II) СuСl2, но практически не вытесняет ее из раствора сульфата меди (II) CuS04. Это объясняется тем, что хлорид-ион Сl- быстро разрушает защитную поверхностную пленку на алюминии, а сульфат-ион SO42-практически не разрушает ее.

2.Металл + раствор соли более активного металла

Рассмотрим примеры:

а) Fe + 4Mg(NO3)2 + 2H2O = Fe(NO3)3 + NО + 4MgOHNO3

Нитрат магния подвергается гидролизу (в состав соли входит катион слабого основания и сильной кислоты), и реакции среды будет кислая. Запишем уравнение гидролиза той ступени, которая практически идет:

Mg(NO3)2 + H2O = MgOHNO3 + HNO3  среда кислая рН < 7

Образующаяся кислота взаимодействует с железом:

Fe + 4НNO3 (разб.) = Fe(NO3)3 + 2Н2О + NО

В данном растворе железо окисляется разбавленной азотной кислотой, образующейся при гидролизе нитрата магния.

б) 2Al + 2K2S + 8H2O = 2K[Al(OH)4] + 2KHS + 3H2

Рассмотрим гидролиз:

 K2S + H2O = КОН + КНS рН > 7, среда щелочная. Далее протекает взаимодействие алюминия с раствором щелочи. Поскольку оксид алюминия, покрывающий поверхность металла, обладает амфотерными свойствами, он легко растворяется в щелочной среде и металл будет окисляться водой, как показано ниже.

Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K[Al(OH)4]

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2

Al(OH)3¯ + KOH = K[Al(OH)4]

Вывод:при взаимодействии менее активного металла причиной его окисления является взаимодействие с продуктами гидролиза соли – кислотой или щелочью.

Дополнительные примеры:

Fe + 2FeCl3= 3FeCl2

Mg + 2NH4Cl+ H2O= MgCl2 +2 NH3 +2 H2

2Al+3 CuCl2 =2 AlCl3 + 3Cu

Задача:

Железная пластинка массой 18 г была погружена в раствор сульфата меди(II). Когда она покрылась медью, ее масса стала равной 20 г. Какая масса железа перешла в раствор?

Решение:

Составим уравнение реакции:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.

Обозначим через х количество вещества (железа и меди) в моль.
Составим баланс изменения массы веществ для пластинки:

18 – 56х + 64х = 20.

Из этого уравнения х = 0,25 моль. Следовательно, в раствор перешло железо массой 14 г
(m(Fe) = x•M(Fe) = 0,25•56 = 14 г).

Задание 5

При объяснении  сущности электролиза  учителю следует предложить учащимся самостоятельно записать уравнения реакций электролиза расплавов и растворов солей. На какие правила обращаем внимание учащихся при объяснении сущности электролиза? Какие опыты демонстрируем учащимся при рассмотрении электролиза? Какую таблицу составляем с учащимися при знакомстве с практическим применением электролиза?

Решение:

Электролиз – совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при пропускании через раствор или расплав электролита постоянного электрического тока

Электрод -  система, состоящая из проводника 1-го рода и проводника 2-го рода

Катод ( К-), к нему перемещаются катионы, катод отдает электроны катионам, катионы разряжаются, идет процесс восстановления.

Анод (А+), к нему перемещаются анионы, анионы отдают электроды аноды и разряжаются, идет процесс окисления.

Сущность электролиза состоит в том, что за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

• На катоде всегда идет процесс восстановления;
• На аноде всегда идет процесс окисления.

Электролиз растворов солей

Могут протекать конкурирующие процессы:

• На аноде – окисление анионов и гидроксид-ионов;
• На катоде – восстановление катионов и ионов водорода.

При выборе вероятного процесса на аноде и катоде исходят из положения, что протекает та реакция, которая требует наименьшей затраты энергии.

Основные правила:

На катоде (зависит от положения катиона металла в ЭХРН):

1. От Li до Al восстанавливается H2 из воды

2H2O+2e=H2+2OH-

2. От Mn до H2 восстанавливается Ме и H2 из воды.

2H2O+2e- = H2+2OH-

Men+ + ne- = Me0

3. От Cu и далее восстанавливается Me

Men+ + ne- = Me0

На аноде:

1. Бескислородные анионы (кроме F-) окисляются до простых веществ:

S2- - 2e- =  S0

2I-1 – 2e- = I20

2. Кислородсодержащий анион. Из H2O (O2)

2H2O - 4е = О2 + 4Н+

Примеры опытов:

Опыт 1: Электролиз раствора хлорида меди (II)

Признаки реакции: выделение красной металлической меди на катоде и хлора (газа, вызывающего обесцвечивание влажной лакмусовой бумаги) на аноде

Опыт 2: Электролиз раствора сульфата меди (II).

Признаки реакции: выделение красной металлической меди на катоде и кислорода (газа, вызывающего загорание тлеющей лучины) на аноде

Уравнение реакции: 2CuSO4 + 2 H2O = 2Cu + O2+ 2H2SO4

Опыт 3: Электролиз раствора иодида калия

Суммарная реакция: 2KI + 2H2O = 2KOH + I2 + H2

Задание 6

Усвоение понятия «электролиз» контролируется по следующим показателям: знание определения понятия, знание правил электролиза, умение составлять уравнения электролиза растворов и расплавов солей. Приведите по два примера заданий, которые следует предложить учащимся для проверки представленных показателей.

Решение:

1. Дайте определение понятию «электролиз»

2. Назовите электроды, участвующие в этом процессе.

3. Установите соответствие между формулой соли и продуктом, образующимся на инертном аноде при электролизе ее водного раствора/

4. При электролизе раствора сульфата меди с инертными электродами на аноде выделяется:

а) цинк; б) кислород; в) водород; г) сера.

5. Каким образом можно получить натрий? Каким алюминий? Приведите схему получения металла из раствора хлорида меди (II).

6. При электролизе расплава гидроксида натрия на катоде выделяется:

а) натрий; б) водород; в) кислород; г) вода

Задание 7

Знакомство с коррозией металлов начинаем с демонстрации опытов для учащихся, далее изучаем условия, которым подвергается металл при коррозии и обсуждаем способы защиты металлов от коррозии. Какие опыты демонстрируем учащимся при объяснении сущности коррозии металлов? К каким выводам подводим учащихся при обсуждении результатов этих опытов?

Решение:

Опыт № 1. Четыре пробирки на 1/3 заполняем раствором серной кислоты. В первую пробирку помещаем железную проволоку, во вторую – железную и медную проволоки, скрученные между собой; в третью – железную проволоку, покрытую тонким слоем меди (для этого железную проволоку необходимо предварительно обработать раствором медного купороса). Учащиеся сравнивают скорость выделения водорода и делают вывод о влиянии чистоты металла (образования гальванопар) на скорость коррозии.

Опыт № 2. Для проведения опыта необходимо предварительно подготовить три гальванические пары. Для этого в расщепах трех стальных перьев (или скрепок) закрепляем цинковую, оловянную и медную пластинки (или фольгу). В 3 стакана наливаем по 100 мл воды и добавляем в каждый из них по 2-3 капли растворов соляной кислоты и красной кровяной соли (K3[Fe(CN)6]). Погружаем в каждый стакан по 1 гальванической паре и через 5–10 минут отмечаем появление синего окрашивания. Учащиеся делают вывод о том, что коррозия энергичнее протекает при контакте металлов, наиболее отличающихся по химическим свойствам (значениям электродных потенциалов).

Задание 8

При рассмотрении вопроса о коррозии металлов, учитель обращает внимание учащихся на электрохимическую природу коррозионных процессов в водной среде, отмечая важную роль кислорода в коррозионном разрушении металлов. Какие условные схемы процессов образования ржавчины при коррозии металлов приводит учитель? Какие вопросы необходимо рассмотреть с учащимися при закреплении знаний и умений по данной теме?

Решение:

1)Анодный – переход металлов в раствор в виде гидратированных ионов (или их окисление), например: Fe0 → Fe2+ + 2e.

2) Катодный – поглощение появившихся в металле избыточных электронов деполяризаторами, в качестве которых выступают молекулы или ионы коррозионной среды, восстанавливающиеся на всей поверхности металла или отдельных его участках.

 Например, при протекании коррозии в кислой среде на катодных участках восстанавливаются ионы водорода (коррозия с водородной деполяризацией): 2H+ + 2e → H2; в нейтральной или щелочной среде роль деполяризатора играет растворенный кислород (кислородная деполяризация): O2 + 2H2O + 4е → 4OH-

Задание 9

Изучение металлов главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева возможно на применении учащимися теоретических знаний, полученных ранее на предыдущих уроках. Разработайте методику изучения щелочных и щелочно-земельных металлов на основе дедуктивного подхода. Какие знания и умения закрепляем с учащимися в процессе изучения щелочных и щелочно-земельных металлов.

Решение:

В основу методики кладется периодический закон, осмысленный на основе теории строения атома. Изучение металлов начинается с характеристики в периодической системе, строения атомов и описания предполагаемых свойств. Химический эксперимент используют для подтверждения предполагаемых свойств.

Задание 10

Проведение демонстрационных опытов взаимодействия щелочных металлов с растворами некоторых солей позволяют учителю наглядно показать преимущественное направление подобных реакций и выявить роль воды, находящейся в растворах. Составьте вопросы для беседы с учащимися о реакциях взаимодействия щелочных металлов с растворами солей. К какому выводу подводим учащихся при обсуждении вопроса о возможности  взаимодействия щелочных металлов с растворами солей.

Решение:

В каких случаях металл взаимодействует с солью?

По какому правилу идёт эта реакция?

С именем какого химика связано понятие электрохимического ряда напряжений?

Вывод: любой металл в ряду стандартных электродных потенциалов обладает способностью вытеснять все нижестоящие за ним металлы из растворов их солей.

Задание 11

Ознакомив учащихся с общими свойствами металлов, учителю важно уделить внимание закономерностям изменения свойств металлов главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Составьте вопросы для беседы с учащимися о закономерностях изменения свойств металлов главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. К какому выводу подводим учащихся при обсуждении вопроса о закономерностях изменения свойств металлов главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева? Какие опыты демонстрируем учащимся при рассмотрении  закономерностей изменения свойств металлов главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева?

 Решение:

Чем отличаются типичные металлы от неметаллов? Приведите схему распределения электронов по электронным уровням для натрия, магния, азота и кислорода.

Как изменяются металлические свойства элементов по периоду? Почему?

Вывод: По периоду справа налево увеличиваются неметаллические свойства атомов, за счет увеличения заряда ядра атома и трудности отдачи электронов. По подгруппе сверху вниз увеличиваются металлические свойства, т. к. ослабевает связь внешних электронов с ядром.

Как изменяется радиус металла по периоду?

Вывод: Радиус уменьшается, так как способность притягивать электроны возрастает.

Опыты: Взаимодействие натрия и калия с водой, выращивание кристаллов меди

Задание 12

При знакомстве с алюминием и его соединениями закрепляем с учащимися понятие «амфотерность». Какие опыты демонстрируем учащимся для доказательства амфотерности алюминия и его соединений? Приведите примеры уравнений реакций, которые записываем с учащимися для доказательства амфотерности алюминия и его соединений?

Решение:

Амфоте́рность — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.

1. Поместим кусочек металлического алюминия в пробирку, прильем немного воды и 2-3 капли фенолфталеина. Убеждаемся в том, что ни в обычных условиях, ни при нагревании алюминий с водой практически не взаимодействует. Затем поместим в две другие пробирки по кусочку алюминия. В одну из них приливаем разбавленную соляную кислоту, в другую - раствор концентрированной щелочи (NaOH). Пробирки нагреваем. При этом наблюдается взаимодействие алюминия как с кислотами, так и со щелочами.

2. Помещаем в пробирку 1 мл раствора Al2(SO4)3, добавляем по каплям раствор NaOH до выпадения осадка. Распределив содержимое на две пробирки, растворяем осадок одной из них с помощью раствора HCl, в другой – раствора NaOH. Составим уравнения реакций, зная, что при реакции гидроксида алюминия с NaOH образуется гексагидроксоалюминат натрия Na3[Al (OH)6].

Al2(SO4)3+6NaOH = 2Al(OH)3+3Na2SO4

Al(OH)3+3HCl = AlCl3+3H2O

Al(OH)3+3NaOH = Na3[Al (OH)6]

Задание 13

При разработке содержания контрольной работы по теме: «Общие свойства металлов» важно исходить из основного требования к результатам усвоения учащимися учебного материала данной темы. Какими знаниями и умения должны овладеть учащиеся в ходе изучения темы: «Общие свойства металлов»? Какие понятия развиваются при изучении темы: «Общие свойства металлов»? Какие новые понятия формируются при изучении темы: «Общие свойства металлов». Приведите примерный вариант контрольной работы по теме: «Общие свойства металлов».

Решение:

У учащихся развиваются такие понятия, как металлическая связь, металлическая кристаллическая решетка. Формируются новые: электропроводность, теплопроводность, переходные металлы, комплексные соединения.

Учащиеся овладевают умениями:

- устанавливать причинно-следственные связи между строением и свойствами металлов, доказывать подход количественных изменений в качественные.

- выделять главное, сравнивать и обобщать; развивать представления о причинно-следственных связях явлений, познаваемости мира.

- навыки самостоятельной работы, умение четко и грамотно выражать свои мысли.

Контрольная работа по теме «Общие свойства металлов».

1. Для металлов характерна следующая кристаллическая решетка:

А) ионная; Б) молекулярная; В) металлическая.

2. Наименее ярко выраженными металлическими свойствами обладает:

А) Магний; Б)Цинк; В)Натрий; Г) Калий

3. Верны ли следующие суждения о металлах:

А) В периоде с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются;

Б) Все металлы при комнатной температуре являются твердыми.

А) верно только А; Б) верно только Б; В) верны оба суждения; Г) оба суждения не верны.

4. 6. Какой из перечисленных металлов способен реагировать с водой при комнатной температуре?

А) свинец; Б) алюминий; В) серебро; Г) литий.

5. В концентрированной серной кислоте при комнатной температуре не будет растворяться металл:

А) железо; Б) цинк; В) калий; Г) медь.

6. Возможна химическая реакция между веществами:

А) Sn + Pb(NO3)2; Б) Ag + Mg(NO3)2; В) Zn + AICI3

7. Какая электронная конфигурация соответствует Fe3+?

А) 3d64s2; Б) 3d34s2; В) 3d64s0; Г) 3d54s0

8. Установите соответствие между формулой соли и продуктом, образующимся на инертном аноде при электролизе ее водного раствора.

9. Напишите следующие уравнения реакций:

А) Оксид натрия + вода =

Б) Гидроксид железа (III) + соляная кислота =

В) Алюминий + карбонат натрия =

Г) Сульфат магния (раствор) (электролиз) =

10. Предложите вариант получения. Напишите уравнения реакций:

А) Натрия

Б) Меди

В) Оксида кальция

Г) Железа

Задание 14

Обсудив общую характеристику элементов главной подгруппы III группы, строение атома алюминия, его физические и химические свойства, учитель предлагает учащимся выполнить ряд заданий по изучению свойств алюминия в домашних условиях. Разработайте теоретическое и практическое домашнее задание по теме: «Алюминий и его соединения» для организации самостоятельной работы учащихся. Составьте страничку ученика, в которой отражено содержание урока по изучению химических свойств алюминия и его соединений.

Решение:

Страничка ученика:

В периодической таблице алюминий находится в третьем периоде, в главной подгруппе третьей группы. Заряд ядра +13. Электронное строение атома 1s22s22p63s23p1. Наиболее характерная степень окисленияатома алюминия +3. Отрицательная степень окисления проявляется редко. Во внешнем электронном слое атома существуют свободные d-подуровни. Благодаря этому его координационное число в соединениях может равняться не только 4 ([AlCl4]—, [AlH4]—, алюмосиликаты), но и 6 (Al2O3,[Al(OH2)6]3+). Алюминий — типичный амфотерный элемент. Для него характерны не только анионные, но и катионные комплексы. Так, в кислой среде существует катионный аквакомплекс [Al(OH2)6]3+, а в щелочной — анионный гидроксокомплекс [Al(OH)6]3-.

В виде простого вещества алюминий — серебристо-белый, довольно твердый металл с плотностью 2,7 г/см3 (т. пл. 660 оС, т. кип. ~2500 оС). Кристаллизуется в гранецентрированной кубической решетке. Характеризуется высокой тягучестью, теплопроводностью и электропроводностью (составляющей 0,6 электропроводности меди). С этим связано его использование в производстве электрических проводов. При одинаковой электрической проводимости алюминиевый провод весит вдвое меньше медного.

На воздухе алюминий покрывается тончайшей (0,00001 мм), но очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от дальнейшего окисления и придающей ему матовый вид. При обработке поверхности алюминия сильными окислителями (конц. HNO3, K2Cr2O7) или анодным окислением толщина защитной пленки возрастает. Устойчивость алюминия позволяет изготавливать из него химическую аппаратуру и емкости для хранения и транспортировки азотной кислоты.

Алюминий легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы. Алюминиевая фольга (толщиной0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов. Основную массу алюминия используют для получения различных сплавов, наряду с хорошими механическими качествами характеризующихся своей легкостью. Важнейшие из них — дюралюминий (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe и Si), силумин (85 — 90% Al, 10 — 14% Si, 0,1% Na) и др. Алюминиевые сплавы применяются в ракетной технике, в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в производстве посуды и во многих других отраслях промышленности. По объему применения сплавы алюминия занимают второе место после стали и чугуна.

Алюминий, кроме того, применяется как легирующая добавка ко многим сплавам для придания им жаростойкости.

Химические свойства.

Реагирует с неметаллами:

4Al + 3O2 → 2Al2O3 ; 2Al + 3Br2 → 2AlBr3

c оксидами металлов:

2Al + Fe2O3 → 2Al2O3 + 2Fe (алюмотермия)

c водой (если удалить оксидную пленку):

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2↑

c кислотами ( HCl и Н2SO4 пассивируется конц. HNO3 и конц Н2SO4 без нагревания ):

2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2↑

c щелочами:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

Соединения алюминия. Оксид алюминия представляет собой белую, очень тугоплавкую (т. пл. 2050 оС) и нерастворимую в воде массу. Природный Al2O3 (минерал корунд), а также полученный искусственно и затем сильно прокаленный отличается большой твердостью и нерастворимостью в кислотах. В растворимое состояние Al2O3 (т. н. глинозем) можно перевести сплавлением со щелочами.

Al(OH)3 представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета, практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер. Однако и основные и особенно кислотные его свойства выражены довольно слабо. В избытке NH4OH гидроксид алюминия нерастворим. Одна из форм дегидратированного гидроксида — алюмогель используется в технике в качестве адсорбента.

При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты:

NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]

Алюминаты наиболее активных одновалентных металлов в воде хорошо растворимы, но ввиду сильного гидролиза растворы их устойчивы лишь при наличии достаточного избытка щелочи. Алюминаты, производящиеся от более слабых оснований, гидролизованы в растворе практически нацело и поэтому могут быть получены только сухим путем (сплавлением Al2O3 с оксидами соответствующих металлов).

С кислотами Al(OH)3 образует соли. Производные большинства сильных кислот хорошо растворимы в воде, но довольно значительно гидролизованы, и поэтому растворы их показывают кислую реакцию. Еще сильнее гидролизованы растворимые соли алюминия из слабых кислот. Вследствие гидролиза сульфид, карбонат, цианид и некоторые другие соли алюминия из водных растворов получить не удается.

Галогениды алюминия в обычных условиях — бесцветные кристаллические вещества. В ряду галогенидов алюминия AlF3 сильно отличается по свойствам от своих аналогов. Он тугоплавок, мало растворяется в воде, химически неактивен. Основной способ получения AlF3 основан на действии безводного HF на Al2O3 или Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Соединения алюминия с хлором, бромом и иодом легкоплавки, весьма реакционноспособны и хорошо растворимы не только в воде, но и во многих органических растворителях. Взаимодействие галогенидов алюминия с водой сопровождается значительным выделением теплоты. В водном растворе все они сильно гидролизованы, но в отличие от типичных кислотных галогенидов неметаллов их гидролиз неполный и обратимый. Будучи заметно летучими уже при обычных условиях, AlCl3, AlBr3 и AlI3 дымят во влажном воздухе (вследствие гидролиза). Они могут быть получены прямым взаимодействием простых веществ.

Сульфат алюминия Al2(SO4)3.18H2O получается при действии горячей серной кислоты на оксид алюминия или на каолин. Применяется для очистки воды, а также при приготовлении некоторых сортов бумаги.

Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2.12H2O применяются в больших количествах для дубления кож, а также в красильном деле в качестве протравы для хлопчатобумажных тканей. В последнем случае действие квасцов основано на том, что образующиеся вследствие их гидролиза гидроксид алюминия отлагается в волокнах ткани в мелкодисперсном состоянии и, адсорбируя краситель, прочно удерживает его на волокне.

Из остальных производных алюминия следует упомянуть его ацетат (иначе — уксуснокислую соль) Al(CH3COO)3, используемый при крашении тканей (в качестве протравы) и в медицине (примочки и компрессы). Нитрат алюминия легко растворим в воде. Фосфат алюминия нерастворим в воде и уксусной кислоте, но растворим в сильных кислотах и щелочах.

Задание 16

Сообщив учащимся информацию о различных свойствах двух модификаций железа- α - Fe  и γ- Fe, имеющих важнейшее значение при разработке способов получения сталей с нужными свойствами, учитель переходит к химическим свойствам железа. Какие опыты демонстрируем учащимся при рассмотрении химических свойств железа и его соединений? Составьте вопросы для беседы с учащимися о химических свойствах железа и его соединений. Составьте 3 вида заданий на закрепление химических свойств железа и его соединений. Составьте страничку ученика, в которой отражено содержание урока по изучению химических свойств железа и его соединений.

Решение:

Опыты:

Опыт 1. Свойства металлического железа

Испытайте действие на железо концентрированных и разбавленных кислот при обычных условиях и при нагревании.

Для этого поместите железные опилки в пробирку и прилейте несколько капель разбавленной соляной кислоты, запишите наблюдаемые явления и дайте им объяснения. Опыт повторите с разбавленными растворами серной и азотной кислот. Осторожно нагрейте те пробирки, в которых не происходит взаимодействие железа с кислотой. Отметьте наблюдения.

Повторите опыт с концентрированными растворами кислот. Запишите наблюдаемые явления, обратите внимание на цвет и запах выделяющихся газов и на цвет растворов.

Опыт 2. Гидроксид железа (II), получение и свойства

Вскипятите немного воды, охладите ее и добавьте несколько кристаллов соли Мора (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O. В пробирку со свежеприготовленным раствором соли Мора прилейте раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Отметьте цвет осадка. Оставьте осадок на воздухе и наблюдайте за быстрым изменением окраски.

Запишите уравнение реакции получения гидроксида железа (II) (в уравнении учитывайте только FeSO4) в молекулярной и ионной форме и уравнение окисления гидроксида железа (II) кислородом воздуха. Сделайте вывод об устойчивости ионов двухвалентного железа.

Опыт 3. Гидроксид железа (III), получение и свойства

В пробирку поместите несколько капель раствора хлорида железа (III) и прибавьте по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Отметьте цвет осадка. Полученный осадок разделите на две части. К первой прилейте по каплям раствор соляной кислоты, ко второй – концентрированный раствор гидроксида натрия. Запишите наблюдаемые явления.

Запишите уравнения получения гидроксида железа (III). Приведите уравнения растворения гидроксида железа (III) в кислоте и в щелочи, сделайте вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида железа (III).

Опыт 4. Качественные реакции на ионы Fe (II) и Fe (III)

Взаимодействие соли железа (II) с гексационоферратом (III) калия (качественная реакция на ионы Fe2+)

В пробирку с раствором соли Мора (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O прилейте несколько капель раствора гексационоферрата (III) калия (красной кровяной соли). Отметьте цвет осадка. Запишите уравнение реакции, дайте название образовавшемуся соединению KFe+2[Fe+3(CN)6] (используйте справочную литературу).

Взаимодействие соли железа (III) с гексационоферратом (II) калия (качественная реакция на ионы Fe3+)

В пробирку с раствором хлорида железа (III) прилейте несколько капель раствора гексационоферрата (II) калия (желтой кровяной соли). Отметьте цвет осадка. Запишите уравнение реакции, дайте название образовавшемуся соединению KFe+3[Fe+2(CN)6] (используйте справочную литературу).

Задания:

Задание 1. Составьте схематическую электронно-графическую запись формулы атома железа. Отметьте, какие электроны являются валентными. Укажите степени окисления, характерные для железа в его соединениях. Запишите формулы оксидов и гидроксидов, где железо проявляет эти степени окисления.

Задание 2. Расскажите, в каком состоянии можно встретить в природе железо? Перечислите важнейшие известные вам природные соединения железа. Задание 3. Опишите физические свойства, характерные для железа, как металла.

Задание 4. Какие простые вещества способны вступать во взаимодействие с железом, и напишите протекающие уравнения реакций. Назовите вещества, образуемые в результате этих реакций. Объясните, что такое ржавчина (коррозия металла) и опишите процесс её образования.

Задание 5. Перечислите, с какими сложными соединениями способно реагировать железо? Запишите уравнения протекающих реакций и укажите названия образующихся продуктов.

Задание 6. Назовите образуемые железом гидроксиды, указав характер их кислотно-основный. Для гидроксидов со степенью окисления железа +2 и +3 напишите характерные реакции взаимодействия с кислотой и с щелочью.

Задание 7. Из-за чего с течением времени гидроксид железа (II) приобретает бурую окраску?

Задание 8. Запишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций, являющихся качественными для ионов Fe+2 и Fe+3.

Взаимодействие соли железа (III) с роданидом калия (качественная реакция на ионы Fe3+)

В пробирку с раствором хлорида железа (III) прилейте несколько капель раствора роданида калия. Отметьте цвет раствора. Запишите уравнение реакции.

Задание 17

Очень важно при изучении химии вводить экспериментальные задачи, отражающие ситуации производственного характера, показывающие практическую значимость изучаемых теорий, законов, понятий, необходимых для профессионального образования. Составьте экспериментальную задачу по определению и разделению катионов Fe3+ и Al3+ при их совместном присутствии. Какие умения формируются у учащихся в процессе выполнения экспериментальной задачи по определению и разделению катионов Fe3+ и Al3+? Составьте страничку ученика, в которой отражено содержание урока по определению и разделению катионов Fe3+ и Al3+при их совместном присутствии.

Решение:

Разделение йонов Al3+ и Fe3+

1. В смесь приливаем раствор щелочи. Выпадает два осадка

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3↓

Al3+ + 3OH- = Al(OH)3↓

2. Продолжаем приливать щелочь. Гидроксид алюминия растворяется. Йоны Fe3+ остаются в осадке.

Al(OH)3 + 3OH- = [Al(OH)6]3-

3. Фильтруем осадок.

Формируемые умения:

- умение анализировать и сопоставлять свойства соединений разных металлов.

- умение работать с лабораторной посудой, самостоятельно осуществлять простые химические действия

- умение осуществлять фильтрование

Задание 18

Ознакомив учащихся с понятием жесткости воды, разъяснив ионный механизм образования и устранения жесткости, составляем с учащимися таблицу, отражающую состав жесткости воды, вид жесткости и способы ее устранения. Как следует организовать самостоятельную работу учащихся по изучению жесткости воды? Какие опыты демонстрируем учащимся при рассмотрении способов устранения жесткости воды? Приведите три варианта заданий для самостоятельной работы учащихся по теме «Металлы главных подгрупп I-III групп периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева», учитывая уровневую дифференциацию.

Решение:

Жесткость. Под термином «жесткость воды» понимают свойство воды, определяемое присутствием в ней растворенных солей щелочноземельных металлов, прежде всего кальция и магния. Из всех солей, относящихся к солям жесткости, выделяют гидрокарбонаты, сульфаты и хлориды (содержание других солей кальция и магния в природных водах обычно мало). Жесткость, придаваемая воде гидрокарбонатами, называется гидрокарбонатной, или устранимой (временной), так как гидрокарбонаты при кипячении разлагаются с образованием малорастворимых карбонатов («накипи»):

Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2↑ + H2O.

Жесткость, обусловленная хлоридами или сульфатами, называется некарбонатной, или неустранимой (постоянной), так как эти соли устойчивы при нагревании и кипячении воды. Временная и постоянная жесткости в сумме дают общую жесткость воды. Поскольку гидрокарбонат магния в природных водах встречается значительно реже, чем гидрокарбонат кальция, в пресных водах преобладает так называемая кальциевая жесткость. Так как понятие жесткости отражает суммарное содержание различных элементов, ее принято выражать в ммоль·экв/л (мг-экв/л). По величине общей жесткости воду классифицируют следующим образом:

< 1,5 ммоль·экв/л – очень мягкая вода

1,5–4 ммоль·экв/л – мягкая вода

4–8 ммоль·экв/л – средней жесткости

8–12 ммоль·экв/л – жесткая вода

> 12 ммоль·экв/л – очень жесткая вода

Общая жесткость природных вод варьирует в широких пределах в зависимости от типа почв и пород, слагающих бассейн водосбора, а также от сезона года, погодных условий. Например, в озерах и реках тундры общая жесткость составляет 0,1–0,2 ммоль·экв/л, а в морях, океанах, подземных водах достигает 80–100 ммоль·экв/л и даже больше (Мертвое море).

Допустимая величина общей жесткости воды для питьевой воды и источников централизованного водоснабжения составляет не более 7 ммоль-экв/л (в отдельных случаях – до 10 ммоль-экв/л).

Качественное определение жесткости воды. К 5 мл пробы воды в про-бирке прибавляют 2 капли 10%-ного раствора соляной кислоты, 3 капли 10%-ного раствора уксусной кислоты и 2–3 капли 0,5 моль*экв/л раствора оксалата аммония. Полученный результат сравнивают со шкалой.

Результат анализа проб воды Показатель жесткости

Едва заметная муть 1–5

Слабая муть 5–15

Осадок, медленно оседающий на дно 15–50

Большой осадок, быстро оседающий на дно Более 100

Методы устранения жесткости воды

1) Для избавления от временной жёсткости необходимо просто вскипятить воду. При кипячении воды гидрокарбонаты разлагаются с образованием осадка среднего или основного карбоната:

Ca(HCO3)2 = СаСО3 ↓+ СО2↑+ Н2О,

Mg(HCO3)2 = Мg2 (ОН) 2 СО3↓ +3СО2↑ + Н2О,

и жёсткость воды снижается. Поэтому гидрокарбонатную жёсткость называют временной.

С ионами железа реакция протекает сложнее из-за того, что FeCO3 неустойчивое в воде вещество. В присутствии кислорода конечным продуктом цепочки реакций оказывается Fe(OH)3, представляющий собой темно-рыжий осадок. Поэтому, чем больше в воде железа, тем сильнее окраска у накипи, которая осаждается на стенках и дне сосуда при кипячении.

2) Умягчить жёсткую воду можно и обработкой воды различными химическими веществами. Так, временную (карбонатную) жёсткость можно устранить добавлением гашеной извести:

Са2+ +2НСО–3 + Са2+ + 2ОН– = 2СаСО3↓+ 2Н2О

Mg2+ +2НСО–3 + Са2+ + 4ОН– = Mg(ОН) 2↓+2СаСО3↓+ 2Н2О.

При одновременном добавление извести и соды можно избавиться от карбонатной и некарбонатной жёсткости (известково-содовый способ). Карбонатная жёсткость при этом устраняется известью (см. выше), а некарбонатная – содой:

Са2+ + СО2-3 = СаСО3↓

Mg2+ + СО2-3 = Mg СО3

и далее

Mg СО3 + Са2+ + 2ОН– = Mg(ОН) 2↓+СаСО3↓

3) Вообще, с постоянной жёсткостью бороться труднее. Кипячение воды в данном случае не приводит к снижению её жёсткости.

Для борьбы с постоянной жёсткостью воды используют такой метод, как вымораживание льда. Необходимо просто постепенно замораживать воду. Когда останется примерно 10 % жидкости от первоначального количества, необходимо слить не замершую воду, а лёд превратить обратно в воду. Все соли, которые образую жёсткость, остаются в не замершей воде.

4) Ещё один способ борьбы с постоянной жёсткостью – перегонка, т.е. испарение воды с последующей её конденсацией. Так как соли относятся к нелетучим соединениям, то они остаются, а вода испаряется.

Также, чтобы избавиться от постоянной жёсткости, можно, например, к воде добавить соду:

СаСl2 + Na2CO3 = CaCO3 ↓+ 2NaCl.

5) Также известны методы обработки воды (магнитное и электромагнитное воздействие, добавление полифосфатов или других “антинакипинов”), позволяющие на время “связать” соли жёсткости, не давая им в течение какого-то времени выпасть в виде накипи. Однако эти методы не нейтрализуют соли жёсткости химически и поэтому нашли ограниченное применение в водоподготовке технической воды. Единственным же экономически оправданным методом удаления из воды солей жёсткости является применение ионообменных смол. Пропуская воду через слой специального реагента – ионообменной смолы (ионита), ионы кальция, магния или железа переходят в состав смолы, а из смолы в раствор переходят ионы Н+ или Na+, и вода умягчается, её жёсткость снижается.

6) Но такие методы, как замораживание и перегонка, пригодны только для смягчения небольшого количества воды. Промышленность имеет дело с тоннами. Поэтому для устранения жёсткости в данном случае принимается современный метод устранения – катионный. Этот способ основан на применении специальных реагентов – катионитов, которые загружаются в фильтры и при пропускании через них воды, заменяют катионы кальция и магния на катион натрия. Катиониты – синтетические ионообменные смолы и алюмосиликаты.

Их состав условно можно выразить общей формулой Na2R. Если пропускать воду через катиониты, то ионы Nа+ будут обмениваться на ионы Са2+ и Mg2+.

Схематически эти процессы можно выразить уравнением:

Ca2+ + Na2R = 2Na+ + CaR

Таким образом, ионы кальция и магния переходят из раствора в катионит, а ионы натрия – из катионита в раствор, жёсткость при этом устраняется.

Катиониты обычно регенерируют – выдерживают в растворе NaCl, при участии которого происходит обратный процесс:

CaR + 2Na+ = Na2R+ Ca2+

Регенерированный катионит снова может быть использован для умягчения новых порций жесткой воды.

7) С последствием жёсткости воды – накипью, с точки зрения химии, можно бороться очень просто. Нужно на соль слабой кислоты воздействовать кислотой более сильной. Последняя и занимает место угольной, которая, будучи неустойчивой, разлагается на воду и углекислый газ. В состав накипи могут входить и силикаты, и сульфаты, и фосфаты. Но если разрушить карбонатный “скелет”, то и эти соединения не удержатся на поверхности.

8) Эффективным способом борьбы с высокой жёсткостью считается применение автоматических фильтров-умягчителей. В основе их работы лежит ионообменный процесс, при котором растворенные в воде “жёсткие” соли заменяются на “мягкие”, которые не образуют твердых отложений. Осмос.

Задания:

Задание 1. О физических свойствах какого металла идет речь: серебристо-белого цвета, режется ножом, легкоплавкий? 1) Кальций; 2) натрий.

Задание 2. Выберите уравнения, отражающие способы устранения постоянной жесткости воды:

а) СаSO4 + Na2СО3 = СаСО3↓ + Na2SO4;

б) Ca(НСО3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓+ 2Н2О;

в) Ca(НСО3)2 + Nа2СO3 = СаСО3↓ + 2NаНСО3;

г) MgSO4 + Na2CO3 = MgСО3↓ + Na2SO4.

Задание 3. Какую степень окисления проявляет алюминий в соединениях?

1) +1, +3; 2) +3; 3) –3

Задание 4. Какие свойства проявляют щелочные металлы в химических реакциях?

1) Восстановительные 2) окислительные и восстановительные

Задание 5. К какому типу элементов относится кальций?

1) р-элемент; 2) s-элемент; 3) d-элемент

Задание 6. Какую степень окисления проявляет в соединениях натрий?

1) Постоянную; 2) переменную.

Задание7. Какая конфигурация последнего энергетического уровня соответствует атому алюминия?

1. 3s1; 2) 3s23p1; 3) 4s2.

Задание 8. Решите цепочку.

Ca →CaO→ Ca(OH)2 →CaCl2 →CaCO3 →Ca(HCO3)2 →CaCO3 →CO2 →MgCO3 →CaCO3

Задание 9. Задача

В сплав магния и алюминия, содержащий 22 кг алюминия, добавили 15 кг магния, после чего содержания магния в сплаве повысилось на 33%.

Сколько весил сплав первоначально?

Решение:

Пусть х (кг) - вес первоначального сплава. Тогда вес магния в нём х-22 (кг). Процентное содержание магния в сплаве будет 100*(х-22)/х. После добавления 15 кг магния вес сплава стал х+15 (кг), процентное содержание магния в нём стало 100*(х-22+15)/(х+15), что на 33% больше, чем в первоначальном сплаве.

100*(х-22+15)/(х+15) - 100*(х-22)/х = 33

100*(х-7)*х-100*(х-22)*(х+15)=33*х*(х+15)

100х2-700х-100х2+2200х-1500х+33000=33х2+495х

33х2+495х-33000=0

х=25; х=-40 - вес не может быть отрицательным

Ответ: сплав первоначально весил 25 кг.

Задание 19

 Учащимся было предложено следующее задание: установить соответствие между схемами химических реакций, отражающих взаимодействие металлов с водой, и примерами веществ, участвующих в данных химических реакциях.

Учащиеся установили следующее соответствие между схемами химических реакций, отражающих взаимодействие металлов с водой, и примерами веществ, участвующих в данных химических реакциях:

Скорректируйте ответ учащихся. Укажите правильный ответ.

Решение

Задание 20

Учащимся было предложено следующее задание: установить соответствие между названием производственного процесса и его описанием.

Учащиеся установили следующее соответствие между названием производственного процесса и его описанием

Скорректируйте ответ учащихся. Укажите правильный ответ.

Решение

Задание 21

Учащимся было предложено следующее задание: установить соответствие между цветом пламени, который дает металл, окрашивая пламя водорода, и названием металла.

Учащиеся установили следующее соответствие между цветом пламени, который дает металл, окрашивая пламя водорода, и названием металла.

Скорректируйте ответ учащихся. Укажите правильный ответ.

Решение

Задание 22

4. Учащимся было предложено следующее задание: выбрать соотношение масс ионов в хлориде магния:

а) 0,5 : 1;

б) 0,5 : 2;

в) 1 : 1;

г) 1 : 2;

д) 1: 3.

Учащиеся установили, что данное соотношение имеется в варианте а.

Скорректируйте ответ учащихся. Укажите правильный ответ.

Решение:

MgCl2 -> Mg2++2Cl-   => 1:2

Ответ: г

Задание 23

Учащимся было предложено следующее задание: выбрать схему, согласно которой пойдет реакция вытеснения металла из раствора соли:

а) Аl + NaCl à;

б) Zn + CaCl2 à;

в) Pb + CuCl2 à;

г) Cu + AgNO3à.

Учащиеся установили, что реакция вытеснения металла из раствора соли пойдет согласно схеме а.

Скорректируйте ответ учащихся. Укажите правильный ответ.

Решение:

Металл из раствора соли может вытеснять только более активный металл, чем тот, который находит в составе вещества.

A(Pb)>A(Cu)

Ответ: в

Задание 24

Учащимся было предложено задание: установить вещество Д в схеме превращений :

     +HCl      +NaOH                + O2+H2O           t                   +H2 , t

Fe   →     А     →      Б↓(зел.)    →        В↓     →           Г↓     →      Д↓

Учащиеся установили, что веществом Д является: Fe(OH)3

Скорректируйте ответ учащихся. Укажите правильный ответ.

Решение:

1. Fe + 2HCl -> FeCl2 + H2
2. FeCl2 + 2NaOH -> Fe(OH)2↓ + 2NaCl
3. 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ->4 Fe(OH)3↓
4. 2Fe(OH)3 t_> Fe2O3↓ + 3H2O
5. Fe2O3 + 3Н2 t > 2Fe + 3H2O

Ответ: вещество Д - Fe