Презентация щелочные металлы 11 класс

Обновлено: 18.05.2024

Щелочны́е мета́ллы — это элементы 1-й группы периодической
таблицы химических элементов (по устаревшей классификации
— элементы главной подгруппы I группы): литий Li, натрий
Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. При
растворении щелочных металлов в воде образуются
растворимые гидроксиды, называемые щелочами.

3. Общая характеристика щелочных металлов

В Периодической системе они следуют сразу за инертными
газами, поэтому особенность строения атомов щелочных
металлов заключается в том, что они содержат один электрон
на внешнем энергетическом уровне: их электронная
конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны
щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что
атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести
конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных
металлов характерны восстановительные свойства. В
большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в
виде однозарядных катионов.

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет
(кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их
можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды
и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

6. Химические свойства щелочных металлов

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая
активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с
водой литий:
При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв.
Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
2. Взаимодействие с кислородом.
Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:
При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:
В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком
металла в отсутствие кислорода:

3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При
нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором,
углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов
и силицидов:
4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов
невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в
определённый цвет:

8. Получение щелочных металлов

1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще
всего — хлоридов, образующих природные минералы:
катод: Li+ + e → Li
анод: 2Cl− — 2e → Cl2
2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:
катод: Na+ + e → Na
анод: 4OH− — 4e → 2H2O + O2
3. Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием,
кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600-900 °C:

9. Соединения щелочных металлов

1. Гидроксиды
Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее
крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного
раствора поваренной соли:
катод:
анод:
Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида
лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании
разлагается на оксид и воду:
1. Соли
Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное
количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале
XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен
аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом
образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в
раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO3−, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После
отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак,
который возвращают в реакционную зону:
Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция,
остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.
При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na2CO3 и диоксид
углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:
Основной потребитель соды — стекольная промышленность.
В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO3, гидрокарбонат калия KHCO3 хорошо растворим в воде,
поэтому карбонат калия, или поташ, K2CO3 получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:
Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.
Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в
очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO3−.

Презентация к уроку на тему "Щелочные металлы"
презентация к уроку по химии (9, 11 класс) на тему

Презентация может использоваться для проведения уроков в 9, 10 классах для изучения нового и закрепления ранее изученного материала.

Вложение	Размер
shchelochnye_metally.pptx	2.2 МБ

Подтяните оценки и знания с репетитором Учи.ру

За лето ребенок растерял знания и нахватал плохих оценок? Не беда! Опытные педагоги помогут вспомнить забытое и лучше понять школьную программу. Переходите на сайт и записывайтесь на бесплатный вводный урок с репетитором.

Вводный урок бесплатно, онлайн, 30 минут

Предварительный просмотр:

Подписи к слайдам:

Щелочные металлы СПБ ГБПОУ «ИПЛ» Коротеева О.В .

Содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне. R атома УВЕ Л И Ч И В А Е Т С Я Металли-ческие свойства Восстано-вительные свойства УСИЛИВАЮ Т С Я УСИЛИВАЮТСЯ Na Для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства.

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ В ПРИРОДЕ Натрий и калий широко распространены в природе в виде солей. Соединения других щелочных металлов встречаются редко. - NaCl – поваренная (каменная) соль - Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O – глауберова соль - KCl ∙ NaCl – сильвинит - KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O - карналлит

Карбона́т на́трия Na 2 CO 3 Карбонат натрия используют в стекольном производстве; мыловарении и производстве стиральных и чистящих порошков; эмалей, для получения ультрамарина. Также он применяется для смягчения воды паровых котлов и вообще уменьшения жёсткости воды, для обезжиривания металлов и десульфатизации доменного чугуна. Гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (другие названия: питьевая сода, пищевая сода, бикарбонат натрия, натрий двууглекислый) Применение: - в химической промышленности — для производства красителей, пенопластов и других органических продуктов, фтористых реактивов, товаров бытовой химии, наполнителей в огнетушителях . в легкой промышленности — в производстве подошвенных резин и искусственных кож, кожевенном производстве (дубление и нейтрализация кож), текстильной промышленности (отделка шелковых и хлопчатобумажных тканей). - в пищевой промышленности — хлебопечении, производстве кондитерских изделий, приготовлении напитков.

ПРОВЕРЬ СЕБЯ : ВЫЧЕРКНИТЕ НЕВЕРНОЕ СУЖДЕНИЕ О ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛАХ: Число электронов на внешнем энергетическом уровне равно 1. В реакциях щелочные металлы являются окислителями и восстановителями. При взаимодействии натрия с кислородом образуется пероксид натрия. Щелочные металлы не взаимодействуют с водой. Щелочные металлы – это металлы I А группы Периодической системы Д.И.Менделеева. Щелочные металлы получают электролизом расплавов их солей. При переходе от лития к калию уменьшается радиус атома. Качественной реакцией на ионы щелочных металлов является их взаимодействие с кислородом.

ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ: § 11 Выполнить цепочку химических превращений: Na → Na 2 O 2 → Na 2 O → Na 2 CO 3 ↓ NaOH → NaCl

Презентация "Металлы главных подгрупп"
презентация к уроку по химии (11 класс)

Презентация "Металлы главных подгрупп" предназдначена для проведения теоретического занятия по химии. содержит текст лекции, тест и вопросы для выполнения домашнего задания.

Вложение	Размер
metally_glavnyh_podgrupp.pptx	419.33 КБ

Государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение Департамента здравоохранения города Москвы “Медицинский колледж №5” (ГБПОУ ДЗМ “МК №5”ОП1) Презентация на тему: «Металлы главных подгрупп » Вид занятия: лекция дисциплина ОУДп.02. ХИМИЯ Специальность34.02.01 Сестринское дело (базовая подготовка) Преподаватель Субботина Е.В. Москва 2020

Изучив эту тему, Вы будете Знать: 1.с троение, свойства, классификацию металлов главных подгрупп 2.способы получения металлов 3. применениещелочных металлов Уметь: 1.соотносить строение веществ, их свойства и применение на примере наиболее часто используемых полимеров. 2.использовать химические знания в повседневной жизни.

Содержание учебного занятия 1.характеристика металлов главных подгрупп 2 .Физические свойства металлов главных подгрупп 3 .химические свойства алюминия 4 .Способы получения 5 .Применение полимеров 6. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И СПОСОБЫ ЕЕ УСТРАНЕНИЯ

Характеристика Щелочные металлы — это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы — сильные восстановители. Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т. е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами — окислителями.

Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона. Они являются восстановителями, имеют степень окисления +2. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий, элементы относятся к р-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три (s 2 p 1 ) электрона, чем объясняется сходство свойств. Степень окисления +3. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор — элемент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют оксиды и гидроксиды. кциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи).

Физические свойства 1 подгруппа Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней. Поэтому хранят эти металлы под слоем керосина или парафина. Литий 2 подгруппа Бериллий, магний, кальций, барий и радий - металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий. Радий является радиоактивным химическим элементом. Стронций 3 подгруппа Простое вещество алюминий - лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия. Алюминий обладает высокой электропроводностью и теплопроводностью, обладает высокой светоотражательной способностью. По электропроводности занимает 4-е место после Сu , Аg , Аu . Галлий

Химические свойства алюминия Алюминий – химически активный металл, но прочная оксидная пленка определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства .

Взаимодействие с неметаллами С кислородом взаимодействует только в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре: 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 , реакция сопровождается большим выделением тепла. Выше 200°С реагирует с серой с образованием сульфида алюминия: 2Al + 3S = Al 2 S 3 . При 500°С – с фосфором, образуя фосфид алюминия: Al + P = AlP. При 800°С реагирует с азотом, а при 2000°С – с углеродом, образуя нитрид и карбид: 2Al + N 2 = 2AlN, 4Al + 3C = Al 4 C 3 . С хлором и бромом взаимодействует при обычных условиях, а с йодом при нагревании, в присутствии воды в качестве катализатора: 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 С водородом непосредственно не взаимодействует. С металлами образует сплавы, которые содержат интерметаллические соединения – алюминиды, например, CuAl 2 , CrAl 7 , FeAl 3 и др.

Взаимодействие с водой Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой: 2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 в результате реакции образуется малорастворимый гидроксид алюминия и выделяется водород

Взаимодействие с кислотами Легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя соли: 2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 ; 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 ; 8Al + 30HNO 3 = 8Al(NO 3 ) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O (в качестве продукта восстановления азотной кислоты также может быть азот и нитрат аммония). С концентрированной азотной и серной кислотами при комнатной температуре не взаимодействует, при нагревании реагирует с образованием соли и продукта восстановления кислоты: 2Al + 6H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O; Al + 6HNO 3 = Al(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Взаимодействие со щелочами Алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами: в растворе с образованием тетрагидроксодиакваалюмината натрия: 2Al + 2NaOH + 10H 2 O = 2Na[Al(H 2 O) 2 (OH) 4 ] + 3H 2 при сплавлении с образованием алюминатов: 2Al + 6KOH = 2KAlO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

Восстановление металлов из оксидов и солей Алюминий – активный металл, способен вытеснять металлы из их оксидов. Это свойство алюминия нашло практическое применение в металлургии: 2Al + Cr 2 O 3 = 2Cr + Al 2 O 3 .

Способы получения металлов Получение щелочных металлов 1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов , чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы: катод: Li + + e → Li анод: 2Cl- — 2e → Cl 2 2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов : катод: Na + + e → Na анод: 4OH- — 4e → 2H 2 O + O 2 Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений: MgO + C = Mg + CO Получение щелочноземельных металлов

III группа 1. Электролиз расплава AlCl 3 : 2AlCl 3 = 2Al + 3Cl 2 2. Основной промышленный способ - электролиз расплава Al 2 O 3 ( глинозема) в криолите 3 NaF • AlF 3 : 2Al 2 O 3 = 4AI + 3O 2 3. Вакуумтермический : AlCl 3 + ЗК = Al + 3KCl

1. Щелочные металлы в природе встречаются только в форме соединений. Так как щелочные металлы очень легко и быстро окисляются. Они вступают в реакцию с кислородом, водой. Натрий и калий являются постоянными составными частями многих весьма распространенных силикатов. Из отдельных минералов натрия важнейший–поваренная соль ( NaCl ) –входит в состав морской воды и на отдельных участках земной поверхности образует под слоем наносных пород громадные залежи так называемой каменной соли. В верхних слоях подобных залежей иногда содержатся и скопления солей калия в виде минералов сильвинита ( KCl – NaCl ), карналлита (KCl·MgCl 2 ·6Н 2 О). Для лития известен ряд минералов (например, сподумен – LiAl (SiO 3 ) 2 ), но скопления их редки. Рубидий и цезий встречаются почти исключительно в виде примесей к другим щелочным металлам. Следы франция всегда содержатся в урановых рудах. Нахождение в природе

2. Как и щелочные металлы, магний и щелочноземельные металлы в природе встречаются только в виде соединений. Их природные соединения: CaCO 3 ∙MgCO 3 –доломит; MgCO 3 –магнезит; KCl∙MgCl 2 · 6Н 2 O – карналлит; MgSO 4 ·7Н 2 O – горькая (английская) соль; CaCO 3 - кальцит (известняк, мел, мрамор); СаF 2 – флюорит; Ca 3 (PO 4 ) 2 – фосфорит; BaSO 4 - барит.

Соединения Соединения элементов 1 группы Гидриды. Ме + Н - ( Me = Li , Na , К, Rb , Cs ) Гидриды - сильнейшие восстановители. С водой они реагируют, выделяя водород, например: NaH + H 2 О = NaOH + H 2 Оксиды. Na 2 О + H 2 О = 2NaOH, а п ероксиды выделяют кислород: 2Na 2 О 2 + 2H 2 О = 4NaOH + О 2 ↑ Соли. Na 2 SО 3 + H 2 О-NaHSО 3 + NaOH CH 8 COONa + H 2 O = CH 3 COOH + NaOH Na 2 CО 3 + H 2 О-NaHCО 3 + NaOH

Соединения элементов 2 группы Оксиды металлов II А группы Общая формула МеО 1) Окисление металлов (кроме Ba , который образует пероксид) 2Са + О 2 → 2СаО 2) Термическое разложение нитратов или карбонатов CaCO 3 CaO + CO 2 2Mg(NO 3 ) 2 2MgO + 4NO 2 + O 2

Соединения элементов 3 группы Оксид и гидроксид этого металла являются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства. Основные свойства: Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O Кислотные свойства: Al 2 O 3 + 6KOH +3H 2 O = 2K 3 [Al(OH) 6 ] 2Al(OH) 3 + 6KOH = K 3 [Al(OH) 6 ] Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

Жесткость воды и способ ее устранения Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния (а также железа) и становится жёсткой. В жесткой воде при стирке белья увеличивается расход мыла, а ткань, впитывая соли, становится желтой и быстро ветшает. Накипь – нерастворимые соединения кальция и магния и оксид железами), осаждающиеся на внутренних стенках посуды, паровых котлов и трубопроводов. В жесткой воде дольше варятся овощи, крупы и мясо. Различают временную и постоянную жесткость воды.

Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO 3 ) 2 (М = Са, Mg) и Fe(HCO 3 ) 2 . Если количественно определяют содержание ионов HCO 3 - , говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са 2+ , Mg 2+ и Fe 2+ – о кальциевой, магниевой или железной жесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением: Са(НСO 3 ) 2 = СаСO 3 v + Н 2 O + СO 2 ^ Mg(HCO 3 ) 2 = Mg(OH) 2 v + 2СO 2 ^ 4Fe(HCO 3 ) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 v + 8CO 2 ^ + 4H 2 O Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро-ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.

Умягчение воды достигается, если ее обработать различными осадителями – гашеной известью, содой и ортофосфатом натрия: устранение временной жесткости: Са (НСO 3 ) 2 + Са (ОН) 2 = 2СаСO 3 v + 2Н 2 O Mg (HCO 3 ) 2 + Ca (OH) 2 = CaMg (CO 3 ) 2 v + 2Н 2 O 4Fe(HCO 3 ) 2 + 8Са(ОН) 2 + O 2 = 4FeO(OH)v + 8СаСO 3 v + 10Н 2 O устранение постоянной жесткости: Ca (NO 3 ) 2 + Na 2 CO 3 = СаСO 3 v + 2NaNO 3 2MgSO 4 + Н 2 O = Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + СO 2 ^ + 2Na 2 SO 4 3FeCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4 ) 2 v + 6NaCl В химической лаборатории и в промышленности используется полностью обессоленная вода (для питья она непригодна). Для получения обессоленной воды природную воду подвергают перегонке (дистилляции). Такая дистиллированная вода является мягкой, подобно дождевой воде .

Тест по теме Выбираем один правильный ответ: 1.Все металлы: восстановители; окислители; не изменяют степеней окисления; 2. Самый большой радиус атома имеет металл: литий; мышьяк; уран; 3.Наименьшей электроотрицательностью обладает: дубний; натрий; марганец;

4.Восстановительные свойства наиболее ярко выражены у металла: магния; полония; франция; 5. Самый большой заряд ядра имеет атом металла: индий; лантан; актиний; 6.Во всех металлах вид химической связи: ионная; металлическая; ковалентная;

7.Наиболее пластичным является металл: золото; натрий; ртуть; 8. Наибольшей отражательной способностью обладает: палладий; кальций; хром; 9. Наибольшую электрическую проводимость имеет металл: свинец; медь; марганец;

10. Самый легкий металл: литий; кальций; калий; 11. Самый тяжелый металл: свинец; осмий; вольфрам; 12.Самый твердый металл: хром; полоний; калий;

13.К ферромагнетикам относят: гадолиний; рубидий; барий; 14. К благородным металлам относят: платина; аргон; железо; 15 Натрий взаимодействует с: кислородом, галогенами, водородом; кислородом, инертными газами, водородом; азотом, кислородом, оксидом лития;

16. Натрий взаимодействует с: водой, фенолом, этиловым спиртом; кальцием, хлором, оксидом алюминия; водой, хлором, оксидом углерода;

Критерии оценки: 2 ошибки-оценка 4 3ошибки- оценка 3 4 ошибки и более-оценка 2

Рефлексия что понравилось на уроке? что было непонятно? что было сложным? Сегодня я узнал. Сегодня я понял Сегодня я научился Сегодня я смог Сегодня меня удивило

Домашнее задание Письменно ответьте на вопросы: Что такое коррозия? Какие виды коррозии вы знаете? Чем химическая коррозия отличается от химической? Опишите способы защиты металлов от коррозии? Что такое руды? Что такое металлургия? Что такое пирометаллургия? Пример реакции Что такое гидрометаллургия? Пример реакции Что такое электрометаллургия?

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

ТЕСТ 3.2. (1-16) по теме «Общая характеристика металлов главных подгрупп I-III групп" для 11 кл ЕГЭ

ТЕСТ 3.2. 11 класс ( профиль) подготовка к ЕГЭТема: «Общая характеристика металлов гла.

Урок: Металлы главной подгруппы I группы периодической системы.

Продолжительность занятия: 45 минут.Цель занятия: Изучение физических и химических свойств щелочных металлов, основных способах их получения и областях применения.Методичес.

V группа главная подгруппа. Азот

Данная мультимедийная презентация может быть использована на уроке в 9 классе, при изучении данной темы.

IV группа главная подгруппа. УГЛЕРОД

Данная презентация может быть использована на уроке в 9 классе при изучении данной темы.

Урок - семинар по теме: «Металлы главных подгрупп I–III групп и побочных подгрупп периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева»

В этой работе показана разработка урока – обобщения (урок-семинар) по теме «Металлы».Такая форма организации обобщающего урока способствует развитию познавательного интереса и активизации .

Элементы II группы главной подгруппы. План-конспект урока

Урок химии в 9 классе. Зачет по теме VI-VII группа главная подгруппа

Обобщающий урок после изучения VI-VII Группы главной подгруппы. Позволяет расширить знания обучающихся по темам и получить дополнительные оценки.Способствует сплочению коллектива работа в группах.

презентация по теме "Щелочные металлы 1 группы
презентация к уроку по химии (11 класс) на тему

Кислоты, их классификация и свойства. Лабораторная работа Составитель: учитель химии МКОУ Симоновской ООШ им.А.Ф Щербатова. Крылусова Л.С

Кислоты, их классификация и свойства.

Кислоты, их классификация и свойства. Цели урока: Сформировать понятие о кислотах как о классе электролитов, рассмотреть их классификацию и обшие свойства кислот в свете ионных представлений.

Химические свойства кислот. Задачи: Осуществить реакции между серной кислотой и основанием, оксидом металла, металлом, солью, соблюдая правила безопасности Выяснить при каких условиях идут эти реакции.

Химические свойства кислот Цель: осуществление эксперимента, подтверждающего химические свойства кислот

Приборы и реактивы: Растворы: H 2 SO 4 ; NaOH; Na 2 CO 3 ; Ba(NO 3 ) 2 ; NaCI; CuO; Zn 3. индикатор: метилоранжевый (м/о); 4. 6 пробирок 5. спиртовка; держатель; спички

Повторить правила ТБ

Ход работы действия наблюдения уравнения реакций выводы

действия наблюдения уравнения реакций выводы Действия H2SO4 +м/о р-р красный NaOH Р-р, б/ц р-р оранжевый

Вывод Кислоты взаимодействуют с оксидами металлов без условий

Опыт №2 Кислота + оксид металла Действия CuO тв. черн H 2 SO4 р-р голубой

Опыт №3 Кислота + металл Действия Наблюдения: H 2 SO 4 Zn тв. Газ б/ц, б/з

Вывод Кислоты реагируют с металлами если: Металл стоит до Н 2 (см. э/х ряд) Соль растворима НЕ РАССМАТРИВАТЬ HNO 3; H 2 SiO 3 ; H 2 SO 4 (конц)

Опыт №4 Кислота + соль H 2 SO 4 Na 2 CO 3 р-р б/ц Газ б/ц, б/з H2SO4 H2SO4 NaCl р-р, б/ц H2SO4 Ba(NO3)2 р-р, б/ц Бел.

Вывод Кислота реагирует с солью если: Выпадает осадок; Выделяется газ

Задание Записать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде

Литература О.С.Габриелян ,. Химия. 8 класс : учеб. для ОУ - М.: Дрофа, 2007 .

Презентация "Способы получения металлов"

Материал даёт возможность рассмотреть все способы получения металлов.

Презентация по теме "Металлы. Строение свойства, применение" 9,11 класс

Металлы, положение в периодической системе, строение, свойства и применение.

презентация к уроку "Металлы и их значение в жизни человека". Часть 1

Презентация разработана к муниципальному конкурсу "Учитель года-2013".

презентация к уроку металлы простые вещества

в презентации рассмотрены общие физические свойства металлов.

Презентация к уроку "Металлы"

Презентация к уроку "Металлы в 9 классе".

презентация по теме: "Металлы и Неметаллы"

Большинство встречающихся в природе простых веществ - металлы. Некоторые из них мы часто встречаем в повседневной жизни, так что знаем, как они выглядят и для чего их можно использовать.Неметаллы - эт.

Презентация по теме"Металлы"

Учебная презентация ученика, которая может использоваться при изучении материала на уроке.

Презентация 11 класс Щелочные и щелочноземельные металлы

В течение 1807 году английский химик Гемфри Дэви (Humphry Davy) открыл пять металлов: калий и натрий (электролизом едкого кали и едкого натра), кальций, барий и стронций (при помощи электролиза гидрата окиси стронция). Во время опытов с неизвестными металлами в результате попадания расплавленного калия в воду произошел взрыв, в результате которого Дэви серьёзно пострадал, потеряв правый глаз.

В 1808 году получил амальгамы кальция, стронция, бария и магния (электролиз).

В 1818 году получил в чистом виде ещё один щелочной металл – литий. Он не только открыл эти элементы, но и детально их исследовал.

"Возьмите его и поручите ему для начала мыть колбы, пробирки и прочую посуду. Если он согласится, то в будущем из него выйдет толк".

Ассистент не ошибся.

Строение щелочных и щелочноземельных металлы

Валентности элементов IA группы = 1 для щелочных металлов,

Валентности элементов IIA группы = 2 для щелочноземельных металлов, т.е. каждый атом может образовывать 1 связь (щелочные металлы) и 2 связи (щелочноземельные металлы).

Степень окисления элементов = +1 (для IA группы) и

+2 (для IIA группы)

(металлические свойства – это способность отдавать электроны)

Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается ,

следовательно, этот 1 электрон все слабее притягивается к ядру атома поэтому сверху вниз металлические свойства увеличиваются .

Нахождение в природе Li

Нахождение в природе Na

Чилийская селитра Криолит – Na 3 AlF 6 Бура (тетраборат натрия)

Мирабилит или глауберова соль декагидрат сульфата натрия Галит – NaCl

Нахождение в природе K

Нахождение в природе Rb, Cs и Fr

Рубидий и цезий встречаются в ничтожно малых количествах. Как правило, они сопутствуют минералам калия и натрия.

Лепидолит (литиевая смола)

Содержит примеси Rb

Поллуцит Франций ‒ один из редчайших элементов, самый Cs₂Al₂Si₄O₁₂·H₂O тяжелый и самый активный щелочной металл. Он радиоактивен. Общее содержание франция в земной коре оценивается в 340 граммов.

Нахождение в природе Ca

3Ca₃(PO ) ·CaF Полевой шпат

Фосфорит Гипс Норвежская селитра

Ca 3 (PO 4 ) 2 CaSO 4 ·2H 2 O Ca(NO 3 ) 2

Нахождение в природе Sr и Ba

Получение щелочных и щелочноземельных металлов

2. Восстановление соответствующего хлорида или бромида щелочного металла кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600-900°C:

RbCl + Ca → Rb + CaCl₂

CsBr + Mg → Cs + CaBr₂

3. В промышленности обменными реакциями между щелочами и металлами

KOH + Na → K + NaOH

KCl + Na → K + NaCl

Восстановление оксида бария алюминием в вакууме при 1200°C:

Качественные реакции на ионы щелочноземельных металлов

1. Ионы магния, кальция, стронция и бария осаждаются щелочами с образованием белых осадков гидроксида магния кальция, стронция и бария:

Mg 2+ + 2OH - → Mg(OH)₂↓ Sr 2+ + 2OH - → Sr(OH)₂↓

Сa 2+ + 2OH - → Ca(OH)₂↓ Ba 2+ + 2OH - → Ba(OH)₂↓

2. При взаимодействии солей кальция, стронция и бария с карбонатами выпадает белый осадок карбоната кальция, стронция или бария:

3. При взаимодействии солей стронция и бария с сульфатами выпадает белый осадок сульфата бария и сульфата стронция:

Химические свойства щелочных и щелочноземельных металлов

1. Горение в кислороде:

Щелочные металлы активно взаимодействуют с кислородом - рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе.

4Li + O₂ → 2Li₂O (оксид лития) 2Na + O₂ → Na₂O₂ (пероксид натрия)

Cs + O₂ → CsO₂ (надпероксид цезия или супероксид цезия)

Щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом с образованием оксидов:

2Сa + O₂ → 2CaO (оксид кальция)

2. С неметаллами:

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют со многими неметаллами ‒ при нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием соответствующих бинарных соединений:

Li + H₂ → 2LiH (гидрид лития) Сa + H₂ → CaH₂ (гидрид кальция)

2Na + Cl₂ → 2NaCl Sr + Cl₂ → SrCl₂ (хлорид стронция)

2Li + S → Li₂S (сульфид лития) Сa + P → Ca₃P₂ (фосфид кальция)

Щелочные очень активно реагируют с водой:

2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂↑ (гидроксид лития) спокойно

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑(гидроксид натрия) с плавлением металла

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂↑(гидроксид натрия) самовоспламенение натрия

2Rb + 2H₂O → 2RbOH + H₂↑(гидроксид рубидия) со взрывом

2Cs + 2H₂O → 2CsOH + H₂↑(гидроксид цезия) со взрывом

Щелочноземельные металлы менее активнее ‒ бериллий с водой не реагирует, магний реагирует с водой при кипячении, кальций, стронций и барий реагируют с водой при комнатной температуре:

4. С минеральными кислотами:

Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами.При этом образуются соль и водород.

2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂↑ Mg + 2HСl → MgCl₂ + H₂↑

При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород, а при взаимодействии щелочноземельных металлов образуется сера.

8Na + 5H 2 SO 4 (конц.) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4 (конц.) → 4CaSO 4 + S↓ + 5H 2 O

При взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов

(кальций и магний) с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот для щелочных металлов и нитрат аммония для щелочноземельных металлов:

4Ba + 10HNO 3 (разб.) → 4Ba(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

5. С органическими веществами:

Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с органическими веществами с получением металлоорганических соединений (МОС):

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi (ацетат лития)+ H₂↑

RX + Mg → RMgX реактив Гриньяра

2CH₃Cl + 2Na → C₂H₆ + 2NaCl реакция Вюрца

Читайте также: