9 класс
Подготовка к контрольной работе по теме "Теория электролитической диссоциации"
Урок "Металлы: общая характеристика"
Урок "Щелочные металлы"
Урок "Щелочноземельные металлы"
Урок "Алюминий и его соединения"
Урок "Железо и его соединения"
Скачать:
Предварительный просмотр:
Подготовка к контрольной работе по теме «Теория электролитической диссоциации»
- Выбрать электролиты и составить уравнения их диссоциации:
CaCl2, SO2, Fe(OH)2, HF.
- Между какими веществами возможны реакции ионного обмена:
а) хлорид железа (II) и гидроксид калия;
б) гидроксид натрия и азотная кислота;
в) нитрат бария и сульфат натрия;
г) хлорид калия и сероводородная кислота;
д) нитрат серебра и соляная кислота;
е) оксид кальция и хлороводородная кислота?
Составить уравнения осуществимых реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме.
- По краткому ионному уравнению составить молекулярное:
Cа2+ + SO42- → CaSO4↓
- Расставить коэффициенты методом электронного баланса:
P2O5 + C → P + CO
- Найти массу осадка, образующегося при взаимодействии раствора сульфата железа (II) со 160 г 20 % - ного раствора гидроксида натрия.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Металлы в периодической системе неметаллы металлы
Металлы в периодической системе Na …3s 1 Mg …3s 2 Al …3s 2 3p 1 Fe …3d 6 4s 2 Особенности атомов неметаллов : малые r а , большое число валентных электронов, высокая электроотрицательность Особенности атомов металлов : большие r а , малое число валентных электронов (1 – 3), низкая электроотрицательность
Простые вещества металлы Строение и физические свойства металлов
Химическая связь в металлах Металлическая связь – химическая связь, образованная ион-атомами металлов и свободно движущимися между ними электронами Ме 0 – nē ↔ Me +n
Кристаллические решетки металлов Металлическая решетка – кристаллическая решетка, в узлах которой находятся ион-атомы металлов, между которыми свободно движутся электроны Гексогональная Be, Mg, Co, Ni Кубическая объемноцентрированная Кубическая гранецентрированная Щелочные металлы Ca, Al, Cu, Ag, Au
Физические свойства металлов 1. Общие Металлический блеск Высокая электропроводность Высокая теплопроводность Ковкость Пластичность Чем объясняются общие свойства металлов? Объясняются наличием одного типа связи (наличием свободных электронов)
Физические свойства металлов 2. Специфические Плотность Температура плавления Твердость цвет Легкие: ρ < 5 г/см 3 ( Na , Mg) Тяжелые: ρ > 5 г/см 3 ( Os , Fe) Легкоплавкие: T< 1000 0 С ( Hg , K) Тугоплавкие: T > 1000 0 С ( W , Cu) Мягкие (щелочные металлы ) Твердые ( Cr) Серые Цветные ( Cu – красный, Au - желтый ) Чем объясняются специфические свойства металлов? Объясняются тем, что металлы образуют кристаллы разного типа
Химические свойства металлов Химические свойства металлов обусловлены их низкой электроотрицательностью: в химических реакциях простые вещества металлы – восстановители Ме 0 – nē ↔ Me +n Восстановительная активность металлов определяется их положением в Периодической системе химических элементов и электрохимическом ряду напряжений
Химические свойства металлов 1. Взаимодействие с простыми веществами Ме + О 2 Ме 2 О х оксиды, пероксиды Hal 2 Ме Hal х фториды, хлориды, бромиды, иодиды S Ме 2 S х сульфиды С, Si Ме 4 Э х карбиды, силициды N 2 , P Ме 3 Э х нитриды, фосфиды H 2 Ме H х гидриды
Химические свойства металлов 2. Взаимодействие со сложными веществами Активные Ме (до Al ) Ме средней активности (до Н) Ме малоактивные (после Н) Ме + Н 2 О → Ме (ОН) х + Н 2 Ме 2 О х + Н 2 Не реагируют Ме + кислота → соль + Н 2 соль + Н 2 Не реагируют Ме + соль → новая соль + новый Ме (более активный металл вытесняет из соли менее активный) Ме + оксид Ме → новый оксид + новый Ме (более активный металл вытесняет из оксида менее активный)
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
I группа главная подгруппа (щелочные металлы) Li Na K Rb Cs Fr Z я увеличивается Электронная конфигурация ns 1 r а увеличивается Электроотрицательность уменьшается Металличность возрастает Основные свойства соединений возрастают
Физические свойства Серебристо-белые металлы Сильный металлический блеск Плотность: 0,53 – 1,87 г / см 3 Мягкие Легкоплавкие Хорошая тепло- и электропроводность Быстро окисляются на воздухе Окрашивают пламя в характерные цвета
Химические свойства Имеют высокую реакционную способность Являются сильными восстановителями Взаимодействуют с неметаллами и сложными веществами
Химические свойства Ме + О 2 Ме 2 О 2 ( пероксиды ) + Hal 2 MeHal (галогениды) + H еМе Ме х Э у + Н 2 О Me О H + Н 2 + кислота + Ме ’ 2 О х Ме ’ + Ме 2 О соль + Н 2
Соединения щелочных металлов Оксиды Ме 2 О Основные : реагируют с водой кислотными оксидами кислотами Ме 2 О + Н 2 О → 2МеОН Ме 2 О + Э 2 О х → соль Ме 2 О + кислота → соль + Н 2 О
Соединения щелочных металлов Гидроксиды МеОН Основания : изменяют окраску индикаторов (диссоциация) реагируют с кислотными оксидами реагируют с кислотами реагируют с солями МеОН → Ме + + ОН - МеОН + кислота → соль + Н 2 О МеОН + Э 2 О х → соль + Н 2 О МеОН + соль → соль + нерастворимое основание
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
I I группа главная подгруппа (щелочноземельные металлы) Be Mg Ca Sr Ba Ra Z я увеличивается Электронная конфигурация ns 2 r а увеличивается Электроотрицательность уменьшается Металличность возрастает Основные свойства соединений возрастают
Физические свойства Серебристо-белые металлы Сильный металлический блеск Плотность: 1 , 86 – 3 , 65 г / см 3 Мягкие Легкоплавкие Хорошая тепло- и электропроводность Быстро окисляются на воздухе Окрашивают пламя в характерные цвета
Химические свойства Имеют высокую реакционную способность Являются сильными восстановителями Взаимодействуют с неметаллами и сложными веществами
Химические свойства Ме + О 2 МеО (оксиды) + Hal 2 MeHal 2 (галогениды) + H еМе Ме х Э у + 2 Н 2 О Me( О H) 2 + Н 2 + кислота + Ме ’ 2 О х Ме ’ + МеО соль + Н 2
Соединения щелочноземельных металлов Оксиды МеО Основные : реагируют с водой кислотными оксидами кислотами МеО + Н 2 О → Ме ( ОН ) 2 МеО + Э 2 О х → соль МеО + кислота → соль + H 2 O
Соединения щелочноземельных металлов Гидроксиды Ме ( ОН ) 2 Основания : изменяют окраску индикаторов (диссоциация) реагируют с кислотными оксидами реагируют с кислотами реагируют с солями Ме ( ОН ) 2 → Ме 2 + + 2 ОН - Ме ( ОН ) 2 + кислота → соль + Н 2 О Ме ( ОН ) 2 + Э 2 О х → соль + Н 2 О Ме ( ОН ) 2 + соль → соль + нерастворимое основание
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
I I I группа главная подгруппа Al № 13, Ar = 27 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Валентность: постоянная – III Степень окисления: постоянная +3 Активный металл
Физические свойства Серебристо-белые металл Сильный металлический блеск Плотность: 2,7 г / см 3 Мягкий Легкоплавкий Хорошая тепло- и электропроводность Быстро окисляется на воздухе
Химические свойства Al + О 2 Al 2 О 3 (оксид) + Hal 2 AlHal 3 (галогениды) + H еМе Al х Э 3 + Н 2 О Me( О H) 3 + Н 2 + кислота + Ме ’ 2 О х Ме ’ + Al 2 О 3 соль + Н 2
Соединения алюминия Оксид Al 2 О 3 Амфотерный оксид : Не реагирует с водой Реагирует с кислотами Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlC l 3 + 3H 2 O Реагирует со щелочами Al 2 O 3 + 2KOH → 2KAlO 2 + H 2 O Химические свойства
Соединения алюминия Гидроксид Al( ОН ) 3 Амфотерный : Реагирует с кислотами Al( ОН ) 3 + 3 HCl → AlC l 3 + 3H 2 O Реагирует со щелочами Al( ОН ) 3 + KOH → K[ Al( ОН ) 4 ] Разлагается при нагревании 2 Al( ОН ) 3 → Al 2 О 3 + 3H 2 O Химические свойства
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
VI I I группа побочная подгруппа № 26 , Ar = 56 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3 d 6 Валентности: II , III Степени окисления: +2, +3 Активный металл
Физические свойства Серебристо-белый металл Плотность: 7,87 г / см 3 Тугоплавкий (1539 0 С) Хорошая тепло- и электропроводность Устойчив к окислению на воздухе Обладает магнитными свойствами
Химические свойства Железо реагирует при комнатой температуре 1. С кислородом во влажном воздухе 4Fe + 3O 2 + 2nH 2 O → 2 Fe 2 O 3 ∙ nH 2 O 2. С разбавленными кислотами HCl и H 2 SO 4 Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 ↑ В-ль Fe 0 - 2 ē →Fe 2+ Ок-ль 2H + + 2 ē → H 2 0 3. C солями в водном растворе Fe + CuSO 4 → Fe SO 4 + Cu ↓ Fe 0 + Cu 2+ + SO 4 2- → Fe 2+ + SO 4 2- + Cu 0 ↓ Fe 0 + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu 0 ↓
Химические свойства Железо реагирует при нагревании С кислородом 3 Fe + 2O 2 → FeO ∙ Fe 2 O 3 С хлором 2 Fe + 3 Cl 2 → 2FeCl 3 C серой Fe + S → FeS С парами воды 3 Fe + 4H 2 O → FeO ∙ Fe 2 O 3 + 4H 2 ↑ С концентрированными кислотами H 2 S O 4 и HNO 3 2Fe + 6 H 2 S O 4 →Fe 2 ( S O 4 ) 3 +3SO 2 ↑+6H 2 O Fe + 4 HNO 3 → Fe(NO 3 ) 3 +NO↑+ 6H 2 O ( в закрытом сосуде)
Получение Восстановление железа из его оксидов Fe 2 O 3 + 3H 2 →2Fe+3H 2 О FeO + С → Fe + СО Восстановление алюминотермическим методом Электролизом водных растворов солей железа( II)
Применение Изготовление трансформаторных сердечников электромоторов Изготовление электромагнитов Изготовление мембран микрофонов Получение сплавов железа - чугуна, стали и др.
Оксиды железа Свойства Твердое кристаллическое вещество Черный цвет Не растворяется в воде t пл. =1420 o C Основный оксид: FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O Окисляется: 4 FeO + О 2 = 2 Fe 2 O 3 Оксид железа ( II ) FeO
Оксиды железа Получение и применение Получают восстановлением оксида железа (III) оксидом углерода(II) при 500 °C : Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 Применяется в химической и строительной промышленности, а также в качестве нейтрализатора сероводорода при буровых работах Оксид железа ( II ) FeO
Оксиды железа Физические свойства Твердое кристаллическое вещество Красный или черный цвет t пл. =1565 o C Плотность 4,9-5,3 г/см 3 Не растворяется в воде Оксид железа ( II ) Fe 2 O 3
Оксиды железа Химические свойства Оксид железа ( II ) Fe 2 O 3 Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств: Fe 2 O 3 + 6 HCl = 2 FeCl 3 + 3 H 2 O Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O Сплавляется с карбонатами щелочных металлов с образованием ферритов: Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2
Оксиды железа Получение : из солей 3-валентного железа Применяется для выплавки чугуна; в живописи как минеральный пигмент; в производстве клеёнки, линолеума, красных карандашей, художественных шрифтов, стойких окрашенных эмалей; как поделочный камень Оксид железа ( II ) Fe 2 O 3 Получение и применение
Гидроксиды железа Белое твердое вещество В воде практически не растворяется Темнеет в присутствии кислорода: 4 Fe(OH) 2 + О 2 + 2 H 2 О = 4 Fe(OH) 3 Основание: Fe(OH) 2 + 2 HCl = FeCl 2 + 2H 2 O Свойства Гидроксид железа ( II ) Fe ( O Н) 2
Гидроксиды железа Получение : из солей железа( II) FeSO 4 + 2NaOH = Fe (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 Применение : в качестве пигментов, при крашении тканей Гидроксид железа ( II ) Fe ( O Н) 2 Получение и применение
Гидроксиды железа Бурое твердое вещество В воде практически растворяется Не окисляется на воздухе Амфотерный гидроксид : Fe(OH) 3 + 3 HCl = FeCl 3 + 3 H 2 O Fe (OH) 3 + NaOH = NaFeO 2 + 2H 2 O Свойства Гидроксид железа ( III ) Fe ( O Н) 3
Гидроксиды железа Получение : из солей железа( III) Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6NaOH = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4 Образуется на воздухе из Fe(OH) 2 (ржавление): 4 Fe(OH) 2 + О 2 + 2 H 2 О = 4 Fe(OH) 3 Применение : в качестве пигментов, как противоядие при отравлении мышьяком, для очистки газа от сероводорода Гидроксид железа ( II ) Fe ( O Н) 2 Получение и применение
Качественная реакция на Fe 2+ и Fe 3+ Взаимодействие со щелочью FeSO 4 + 2NaOH = Fe (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 Fe 2+ + 2OH - = Fe (OH) 2 ↓ Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6NaOH = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4 Fe 3+ + 3OH - = Fe (OH) 3 ↓ белый осадок с зеленоватым оттенком, на воздухе становится бурым бурый осадок