Свойства металлов побочных подгрупп
Обновлено: 18.05.2024
Знать: особенности строения атомов металлов побочных подгрупп; химические свойства железа, хрома, цинка и их соединений; влияние степеней окисления элементов на кислотно-основные свойства их соединений.
Уметь: давать общую характеристику металлов побочных подгрупп по положению элементов в периодической системе и строению атомов; подтверждать уравнениями реакций восстановительные свойства металлов; описывать состав, характер и свойства их оксидов и гидроксидов в свете учения об ионных реакциях и окислительно-восстановительных процессах; раскрывать значение железа и его сплавов в жизни человека.
Основные понятия: природные соединения железа, цинка, меди, серебра; сильные и слабые окислители; коррозионная стойкость Fe, Zn, Cu, Ag, Au; амфотерность гидроксидов железа(III) и цинка; качественные реакции на ионы металлов Fe 2+ , Fe 3+ , Cu 2+ , Zn 2+ , Ag + .
Контрольные вопросы
1. Каково строение атома железа? Каковы степени окисления железа в соединениях? Приведите примеры.
2. Назовите формулы природных соединений железа.
3. Каковы физические свойства железа?
4. Какова активность железа в химических реакциях?
5. Как можно окислить железо?
6. Какова степень окисления железа в железной окалине Fe3O4?
7. Как горячая вода разрушает железо? Напишите уравнение реакции.
8. В чем различие реакций железа с хлором и с соляной кислотой? Составьте уравнения реакций.
9. В чем различие действия на железо сильных и слабых окислителей? Приведите уравнения реакций.
10. Как реагирует железо с серной и азотной кислотами?
11. Какие металлы могут быть вытеснены железом из растворов их солей?
12. Каково биологическое значение железа?
13. От чего зависит коррозионная стойкость железа?
14. Какие оксиды железа известны? Чему равны степени окисления элемента в них?
15. Как можно получить FеО? Как доказать его основный характер?
16. Как можно получить Fe2О3? Как доказать его амфотерность?
17. Какие гидроксиды образует железо? Каков их химический характер?
18. Почему гидроксид железа(II) буреет на воздухе? Напишите уравнение реакции.
19. Как можно получить гидроксиды железа в лаборатории? Напишите уравнения реакций.
20. Как ведут себя гидроксиды железа при нагревании? Составьте уравнения реакций.
21. Какой из гидроксидов железа амфотерен? Как он взаимодействует с щелочами?
22. Как окрашены растворы солей железа и от чего зависит их окраска?
23. Как распознать соли двухвалентного железа? Приведите уравнения реакций.
24. Как распознать соли трехвалентного железа? Приведите уравнения реакций.
25. Какое применение находит железо?
26. Опишите строение атома цинка, укажите его возможные степени окисления в соединениях.
27. Как можно получить цинк из его сульфида и карбоната? Приведите уравнения реакций.
28. Опишите физические свойства цинка.
29. Приведите уравнения реакций, описывающие химические свойства цинка.
30. Как цинк взаимодействует с щелочами и их растворами? Приведите уравнения реакций.
31. Приведите уравнения реакций, описывающие химические свойства оксида цинка.
32. Приведите уравнения реакций, описывающие химические свойства гидроксида цинка.
33. Каково применение цинка и его соединений?
34. Каково строение атома меди? Укажите возможные степени окисления меди в соединениях.
35. Опишите важнейшие природные соединения меди.
36. Как можно получить медь из ее оксида, сульфида, карбоната? Составьте уравнения соответствующих реакций.
37. Опишите физические свойства меди.
38. Как медь взаимодействует с неметаллами? Приведите уравнения реакций.
39. Приведите уравнение реакции меди с концентрированной серной кислотой.
40. Как медь реагирует с азотной кислотой? Приведите уравнения реакций.
41. Какие оксиды образует медь? Каков их внешний вид?
42. Какие гидроксиды образует медь? Как они выглядят при получении?
43. Что происходит с гидроксидами меди при нагревании? Приведите уравнения реакций.
44. Каков химический характер гидроксида меди(II)? Подтвердите свое предположение уравнением реакции.
45. Как распознать растворы солей меди?
46. Каково применение меди и ее соединений?
47. Какова формула медного купороса? Как он ведет себя при нагревании?
48. Каково положение меди в ряду напряжений металлов? Как это проявляется в ее химических свойствах?
49. Каково строение атома серебра? Укажите его возможные степени окисления.
50. В каком виде серебро встречается в природе?
51. Каковы физические свойства серебра?
52. Каково положение серебра в ряду активности металлов? Как это проявляется в его химических свойствах?
53. Как серебро реагирует с серной и азотной кислотами? Приведите соответствующие уравнения реакций.
54. Что вы знаете об оксиде и гидроксиде серебра?
55. Где применяется серебро и его соединения?
56. В каком виде в природе встречается золото и почему?
57. Каковы физические свойства золота?
58. Каковы химические свойства золота?
59. Какие кислоты способны растворять золото, взаимодействуя с ним?
60. Где применяется золото и на каких свойствах основано его применение?
9.1. Свойства некоторых соединений металлов
побочных подгрупп
Хром устойчив к воздуху и воде, при нагревании растворяется в разбавленных кислотах:
Цвет раствора соли двухвалентного хрома – голубой. Соединения двухвалентного хрома очень неустойчивы:
Соли хрома(III) окрашены в зеленовато-фиолетовый цвет.
Оксид хрома(III) Сr2О3 – твердое вещество зеленого цвета, тугоплавкий.
Соединения хрома(III) по многим свойствам напоминают соединения алюминия.
Гидроксид хрома(III) образуется в виде студенистого остатка серо-синего цвета:
При растворении Сr(ОН)3 в щелочах образуются хромиты, имеющие зеленую окраску:
Оксид хрома(VI) СrО3 – твердое кристаллическое вещество темно-красного цвета, неустойчив и ядовит, сильный окислитель:
Кислоты Н2СrO4 и Н2Сr2O7 существуют только в растворе, где устанавливается равновесие между ними:
Соединения шестивалентного хрома – окислители, особенно в кислой среде. Протекание окислительно-восстановительных реакций с участием солей хромовых кислот хорошо наблюдается по изменению окраски растворов от оранжевой до зеленовато-фиолетовой:
9.2. Решение задач по теме
«Металлы побочных подгрупп»
Задача 1. Для определения содержания серебра в сплаве его в количестве 0,5 г растворили в азотной кислоте. Раствор обработали соляной кислотой. Выпавший осадок промыли, высушили и взвесили. Масса его оказалась равной 0,398 г. Найти содержание серебра в сплаве.
Решение
При действии азотной кислоты серебро переходит в раствор в виде ионов Аg + , а после обработки полученного раствора соляной кислотой выпадает осадок AgCl, его масса 0,398 г.
Воспользуемся значениями молярных масс хлорида серебра и металлического серебра:
чтобы составить запись:
Рассчитаем массовую долю серебра в сплаве:
(Ag) = m(Ag)/m(сплава), (Ag) = 0,299/0,5 = 0,6, или 60%.
Задача 2. Сколько металлической меди растворилось в 500 мл 92,1%-й серной кислоты (плотность равна 1,83 г/мл), если конечная концентрация кислоты 91,6% (выделившуюся в реакции воду не учитывать).
Находим массу кислоты, содержащейся в растворе:
Находим массу воды в растворе:
m(Н2O) = 500•1,83 – 842,7 = 915 – 842,7 = 72,3 г.
Массовая доля воды в растворе после реакции составляет 8,4% (т. к. 91,6% – Н2SO4).
Находим содержание Н2SO4 в растворе после реакции:
Значит, в реакцию вступило 842,7 – 788,4 = 54,3 г серной кислоты.
Составим уравнение реакции:
Найдем массу растворившейся меди:
m(Cu) = 64•54,3/196 = 17,7 г.
Задания для самоконтроля
1. Запишите уравнения реакций, соответствующих следующим превращениям:
2. Как можно распознать в растворе:
а) сульфаты железа(III), меди(II) и цинка;
б) хлориды железа(II) и железа(III)?
3. Определите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
4. Определите минимальный объем раствора с массовой долей азотной кислоты 80% и плотностью 1,45 г/мл, который потребуется для растворения серебра, полученного при взаимодействии 11,2 г железа с раствором, содержащим 51 г нитрата серебра.
5. Достаточно ли 29 мл раствора соляной кислоты, содержащего 0,146 массовых частей HCl (плотность 1,07 г/см 3 ), для растворения стальной детали массой 3,36 г?
6. Какой объем раствора соляной кислоты (концентрация 0,25 моль/л) потребуется для растворения 7,2 г смеси порошков железа и оксида железа(III), если массовая доля оксида железа равна 22,2%?
7. Образец оксида железа массой 32 г восстановили до металла оксидом углерода(II). Определите формулу оксида железа, если объем СО, вступившего в реакцию, составил при нормальных условиях 13,44 л.
10. Металлургия
Знать: основные способы получения металлов; сущность доменного производства чугуна; химизм производства стали; особенности промышленного получения алюминия; научные принципы металлургических производств.
Уметь: составлять уравнения реакций, отражающих различные способы промышленного получения металлов; сравнивать различные способы производства стали; раскрывать проблемы безотходных производств и охраны окружающей среды.
Основные понятия: металлургия, руда, пустая порода, пирометаллургия, гидрометаллургия, электрометаллургия, металлотермия, алюмотермия, флюсы, раскислители, передельный чугун, доменная печь, кислородный конвертор, легированные стали, закалка и отпуск стали.
1. Известно, что металлы нашли широкое применение в электротехнике. Какое свойство металлов используется в этом случае?
2. Приведите примеры применения металлов в быту и на производстве.
3. Железо является основным конструкционным металлом. Как вы это понимаете? Как железо используют в качестве конструкционного материала?
4. Что такое металлургия?
5. В чем отличие черной металлургии от цветной?
6. Какие руды вам известны?
7. Как улучшают состав и свойства руды? Что называют дроблением, размолом, флотацией, брикетированием, агломерацией, пустой породой?
8. Какие металлы в цветной металлургии относят к легким, тяжелым, благородным?
9. Какие вещества используют в металлургии в роли восстановителей?
10. Что называют пирометаллургией, металлотермией, гидрометаллургией, электрометаллургией, алюмотермией?
11. Дайте определение понятиям «рафинирование», «закалка».
12. Какие виды механической обработки металлов вам известны? Что называют прокаткой, прессованием, ковкой, волочением, штамповкой?
13. Что такое чугун и передельный чугун? Какие примеси содержатся в чугуне?
14. Назовите основные руды, используемые в производстве чугуна. Какие формулы им соответствуют?
15. Что называют флюсом, коксом, раскислителем, шихтой?
16. Как устроена доменная печь? Сделайте рисунок доменной печи.
17. Напишите уравнения реакций, лежащих в основе производства чугуна.
18. Назовите основные области применения чугуна.
19. Почему нельзя загружать в доменную печь сильно измельченные плавильные материалы?
20. Какова роль шлака в доменном процессе? Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций.
21. Почему доменная печь должна работать в непрерывном режиме?
22. Опишите основные отличия стали от чугуна (состав и свойства).
23. Как чугун превращают в сталь? Какие способы получения стали вам известны?
24. Что такое легирование и отпуск стали?
25. Что называют квасцами? Приведите формулу алюмокалиевых квасцов.
26. Назовите алюмосодержащие руды.
27. Опишите превращение боксита в глинозем. Приведите соответствующее уравнение химической реакции.
28. Опишите промышленный процесс превращения глинозема в алюминий.
29. Какие сплавы алюминия вам известны?
30. Назовите основные области применения алюминия.
10.1. Решение задач по теме
«Металлургия»
Задача 1. Для легирования стали требуется внести в расплав титан с массовой долей 0,12%. Какую массу сплава ферротитана надо добавить к расплаву стали массой 500 кг, если массовые доли металлов в ферротитане составляют: титана – 30%, железа – 70%?
Пусть m(ферротитана) – х кг, тогда
Находим массу стали после добавления ферротитана в сплав:
Массовая доля титана в полученном сплаве составит:
Задача 2. Барий получают алюмотермическим восстановлением оксида бария. Какая масса бария будет получена при взаимодействии оксидного концентрата массой 600 г (массовая доля BaO 91,8%) с техническим алюминием массой 100 г (массовая доля алюминия 98,55%)?
Запишем уравнение реакции:
Найдем массу и количество вещества оксида бария, взятого для реакции:
m(ВаО) = 600•0,918 = 550,8 г, (ВаО) = 550,8/153 = 3,6 моль.
Найдем массу и количество вещества алюминия, взятого для реакции:
m(Аl) = 100•0,9855 = 98,55 г, (Аl) = 98,55/27 = 3,65 моль.
По уравнению реакции определяем, какое из веществ взято в избытке:
Расчет ведем по BаО:
(Ва) = (ВаО) = 3,6 моль, m(Ва) = 3,6•137 = 493,2 г.
1. Составьте уравнения реакций промышленных способов получения металлов:
а) цинка из сульфида цинка;
б) калия из хлорида калия;
в) железа из оксида железа(III);
г) никеля из сульфата никеля.
2. Действием оксида углерода(II) восстановили 9,95 г оксида металла(II) и получили 7,82 г чистого металла. Какой оксид металла был взят? Какой объем оксида углерода(II) (н. у.) прореагировал в этой реакции?
Ответ. NiO; 2,97 л СО.
3. Определите массу технического алюминия (массовая доля алюминия 98,4%), который потребуется для алюминотермического получения ванадия массой 15,3 кг из оксида ванадия(V).
4. Образец сплава железа с углеродом массой 7,27 г растворили в серной кислоте, при этом выделился водород объемом 2,8 л (н. у.). Определите массовую долю углерода в сплаве. Какой сплав железа был взят?
5. Определите массу свинца, который можно получить из каждого килограмма руды, содержащей 0,717 массовой доли PbS, если в процессе получения теряется 1% металла.
Положение в ПСХЭ. Электронное строение атомов
Находясь только в больших периодах (IV, V, VI), d-элементы образуют «вставные декады» (по 10 элементов) между s- и р- элементами, поэтому имеют общее название - переходные элементы.
Кроме этих 30 d-элементов, имеющих стабильные изотопы, искусственно синтезированы несколько радиоактивных d- элементов, занимающих свои места внезавершенном VII периоде.
В атомах d-элементов содержится от 1 до 10 электронов на d-подуровне предвнешнего электронного слоя и 2 (или 1 в случае проскока е-) электрона на s-подуровне внешнего электронного слоя. Общая формула электронной конфигурации валентных подуровней в атомах d -элементов.
Сравнение d -металлов с щел. Me и щел.-зем. Me
В каждом большом периоде d-элементы располагаются после двух s-элементов, которые являются щелочным и щелочноземельным металлами:
Радиусы атомов уменьшаются
Заряды ядер атомов увеличиваются
Поэтому d-металлы являются менее активными, чем щелочные и щелочноземельные металлы.
Возможные валентности и степени окисления
Вотличие от щелочных и щелочноземельных Me, большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. Это объясняется тем, что валентными в атомах d-элементовявляются не только s-электроны внешнего слоя, но и все или некоторые d -электроны предвнешнего слоя.
Положение в ПСЭ. Электронное строение атомов
Для d-металлов III - VII групп высшая Ви высшая С.О. равны номеру группы, т. е. суммарному числу е - на (n -1)d и ns-подуровнях; например у d -элементов четвертого периода:
Высшая степень окисления
Для d-металлов VIII группы высшая В и высшая с о., как правило, меньше суммарного числа е - на (n - 1)d и ns -подуровнях;
d-Металлы II группы, атомы которых имеют завершенную структуру d-подуровня (n -1)d10, проявляют в своих соединениях постоянную В = II и постоянную с.о. = +2.
Наиболее характерными валентностями и степенями окисления для d-металлов I группы являются: Сu - II и +2; Ag - I и +1; Au - III и +3.
Способность к комплексообразованию
Важной особенностью атомов d-металлов является наличие свободных орбиталей (на (n - 1)d -, ns - образованию и nр-подуровнях), что позволяет им образовывать донорно-акцепторные (координационные) связи с различными донорами неподеленных электронных пар (молекулы NH3, Н2O, ионы ОН - , CN - и др.).
Вследствие этого d-металлы образуют многочисленные и разнообразные комплексные соединения; например:
В свободном состоянии d -металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Восстановительная активность различных d - металлов изменяется в широких пределах: среди них есть металлы средней активности, находящиеся в ряду напряжений до водорода (Fe, Cr , Zn , Mn и др.); малоактивные металлы (Сu, Нg и др.) и благородные металлы (Au , Pt и др.), располагающиеся в ряду напряжений после водорода.
Окислительно-восстановительные свойства d-металлов и их соединений
Соединения d-элементов могут выполнять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с невысокими степенями окисления являются восстановителями, а соединения с высокими степенями окисления - окислителями;
Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-металлов
При увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер усиливается:
Обобщающая таблица на тему "Характеристика металлов побочных подгрупп" 11кл
· У атомов некоторых d -элементов происходит провал одного из s -электронов на d -орбиталь предвнешнего уровня и на внешнем энергетическом уровне остается один электрон.
+29 С u 2ē,8ē,18ē,1ē; 1s 2 2s 2 2 р 6 3s 2 3 р 6 3d 10 4s 1
должно быть по правилу
(это происходит в том случае, если до завершения d -подуровня недостает одного электрона, т.к полузаполненные и заполненные d -орбитали более устойчивы)
· В побочных подгруппах с увеличением заряда ядра атома химическая активность, как правило, уменьшается: Cu активнее Ag и активнее Au .
· Многие металлы побочных подгрупп имеют переменные степени окисления (с.о)
Наиболее характерны: 0 +2 +3 +6
При увеличении с.о. атома металла побочной подгруппы основные свойства оксидов и гидроксидов ослабляются, а кислотные усиливаются.
Марганец и его соединения
Светло-серый металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом.
Соединения с высшей степенью окисления являются сильными окислителями. Характер восстановления зависит от среды:
Mn 2+ (М nSO 4 )- бесцветный (розоватый)
Хром и его соединения:
Хром - серовато-белый тугоплавкий металл, устойчив на воздухе, имеет плотную защитную пленку Cr 2 O 3.
Слабыми окислителями окисляется до Cr +2 ( Cr + 2 HCl = CrCl 2 + H 2 ↑)
Сильными окислителями до Cr +3 (4 Cr + 3 O 2 =2 Cr 2 O 3 ; 2 Cr + 3 Cl 2 = 2 Cr Cl 3 )
Соединения Cr +2 имеют основной характер ( CrO → Cr ( OH )2)
Соединения Cr +3 имеют амфотерный характер ( Cr 2 O 3 → Cr ( OH )3; HCrO 2- хромистая)
Соединения Cr +6 имеют кислотный характер ( CrO 3 → H 2 CrO 4 -хромовая; H 2 Cr 2 O 7 - дихромовая). Соли: хроматы- Na 2 CrO 4 (желтые) и дихроматы - Na 2 Cr 2 O 7 (оранжевые)
В зависимости от среды соединения хрома могут взаимопревращаться:
кислая среда Cr +6 ( Cr 2 O 7 2- ; H 2 Cr 2 O 7 ) - оранжевый
Cr ( OH )3 щелочная среда Cr +6 ( CrO 4 2 - ; H 2 CrO 4 )- желтый
Свойства металлов побочных подгрупп
Металл, строение физические свойства
Химические свойства
Простые вещества
Оксиды и гидроксиды
Цинк +30 Zn 2ē,8ē,18ē,2ē;
1 s 2 2 s 2 2р 6 3 s 2 3р 6 3 d 10 4 s 2
белый с голубоватым оттенком металл, хрупок, хорошо прокатывается.
Соединения цинка в природе:
ZnS - цинковая обманка
ZnCO 3 - цинковый шпат
2Zn + O2 = 2ZnO ( t 0 )
Zn + Н 2 О = ZnO + Н 2 ↑ ( t 0 )
Имеют двойственную природу – амфотерны.
Проявляют кислотные и основные свойства.
· ZnO +2 HCl = ZnCl 2 + Н2О – основные свойства
- кислотные свойства оксидов:
Zn О + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + Н2 O (сплав)
· Zn ( OH )2 +2 HCl = ZnCl 2 +2Н2О - основные св-ва
- кислотные свойства гидроксидов
ZnS – входит в состав минеральной краски липтона, под действием ультрафиолетовых и радиоактивных лучей светится, применяется для покрытия мостов и деталей.
ZnCl 2 – применяются в медицине, в пастах- как прижигающее средство, в растворах как вяжущее и дезинфицирующее средство
- ZnSO 4 входит в состав глазных капель как противовоспалительное средство.
c .о.= 0, +2, +3, +6, +8
серебристо-белый, мягкий, ковкий, электро-теплопро-воден, намагничивается.
Железные руды:
Fe 3 O 4 –магнитный железняк, магнетит
Fe 2 O 3 – красный железняк (гематит)
Fe 2 O 3 •Н2О – бурый железняк (лимонит)
FeS 2 – железный (серный) колчедан, пирит
FeCO3- железный шпат.
Fe +2- со слабыми окислителями:
-2 ē ( Н + ( HCl ); Cu 2+ ( CuCl 2 ); S )
Fe 0 Fe + 2HCl = FeCl2+ Н 2 ↑
-3 ē Fe +3 c сильными окислителями:
- c неметаллами : Fe + S = FeS ( t 0 )
-с водой: 4 Fe +6Н2О +3 O 2 =4 Fe ( OH )3 (о.у)
-пассивируется при о.у. концентрирован-ными HNO 3 и H 2 SO 4 , но при t 0 :
-c солями : Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓
· FeO –, черный порошок (с.о.+2), амфотерен, преобладают основные свойства:
FeO + 4 NaOH = Na 4 FeO 3 + 2Н2О ( t 0 )
Fe ( OH )2 – белое вещество, на воздухе окисляется (зеленеет, буреет) амфотерен, основные свойства преобладают,
· Fe 2 O 3 - амфотерный гидроксид, бурый порошок (с.о.+3)
Fe ( OH )3- амфотерен.
Fe +2 + 2ОН - = Fe ( OH )2 ↓ (зеленый)
2. Красная кровяная соль K 3 [ Fe ( CN )6]
Fe +3 + 3ОН - = Fe ( OH )3↓ (бурый)
2. Желтая кровяная соль K 4 [ Fe ( CN )6]
4.Роданид калия – К SCN (тиоцианат – К NCS )
Fe 3+ + SCN ‾ = Fe ( SCN )3 – кроваво-красный роданид железа ( III )
FeCl 3 •6 H 2 O дезинфицирующее и крово-останавливающее средство
Медь – металл красно-желтого цвета, мягкий, пластичный, по электро-проводности уступает только серебру.
CuFeS 2 – халькопирит
С u2S – халькозин, медный блеск.
Взаимодействует только при повышенной температуре:
-с простыми веществами:
Cu + S = CuS ( t 0 )
- c конц. серной; разб и конц. азотной кислотами:
· С u2O – темно-красные кристаллы
· С uO – коричнево-черный.
· Cu ( OH )2 - ярко-голубые кристаллы или аморфный (осажденный из водного раствора). A мфотерен (реагирует с разб. кислотами и конц. щелочами), с преобладанием основных свойств.
Является окислителем альдегидной группы:
2 CuOH = Н2О + С u 2 O -(красн.) желтый
CuSO 4 • 5Н2О - медный купорос используют для борьбы с вредителями и болезнями растений. Это вяжущее и антисептическое средство, используется в глазной практике при конъюнктивитах - (0,25% -ный раствор глазные капли), прижигания при трахоме в виде глазных карандашей (сплав сульфата меди, нитрата калия, квасцов и камфоры).
-5% раствор сульфата меди ( II ) употребляют при ожогах кожи фосфором
-0,25-0,5% растворы используют при лечении острых воспалительных заболеваниях кожи.
Задания по теме «Металлы побочных подгрупп»
А1 . Уравнению реакции Zn ( OH )2 + H 2 SO 4 = Zn SO 4 + 2 H 2 O
Соответствует сокращенное ионное уравнение:
A .2 В схеме превращений: ZnO → Х1 → Х2 → Zn ( OH )2
Веществами Х1 и Х2 соответственно являются
1) Zn ( OH )2 и ZnCl 2 2) Zn ( OH )2 и ZnSO 4 3) ZnCl 2 и ZnSO 4 4) ZnCl 2 и ZnO
A .3 Сокращенное ионное уравнение Fe 2+ + 2 OH - = Fe ( OH )2 соответствует взаимодействию веществ:
A .4 . Продуктами взаимодействия меди с концентрированной серной кислотой при нагревании являются:
А.5 . 2 В ряду превращений: CuO + X → CuCl 2 + У→ С u ( OH )2
Вещества Х и У соответственно :
1) Н Cl и NaOH 2) Н Cl и Fe ( OH )3 3) NaCl и Н2О 4) Cl 2 и Н2О
А.6. Высший гидроксид хрома
1. проявляет кислотные свойства 2. проявляет основные свойства
3. проявляет амфотерные свойства 4. не проявляет кислотно- основных свойств
А.7 . Оксид железа ( III )
1. не проявляет кислотно-основных свойств 2. проявляет кислотные свойства
3. проявляет основные свойства 4. проявляет амфотерные свойства
А.8. Верны ли следующие суждения о гидроксиде цинка?
А. Гидроксид цинка растворяется в серной кислоте
Б. Гидроксид цинка растворяется в щелочи натрия
1. верно только А 2. верно только Б 3. верны оба суждения 4. оба суждения неверны
А 9. Степень окисления хрома в веществах К2 Cr 2 O 7 , Cr 2 ( SO 4 )3 , Cr ( OH )2, Cr соответственно равна:
А.10 . Соединения меди ( I ) в окислительно-восстановительных реакциях
1. не проявляют ни окислительные, ни восстановительные свойства
2. проявляют только окислительные свойства
3. проявляют только восстановительные свойства
4. проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства
A .11 При реакции железа с нагретой серной кислотой происходит реакция:
A .12 При восстановлении КMnO4 в сильнощелочной среде образуется: 1. Mn 3+ 2. Mn 2+ 3. MnO4 2- 4. MnO2
А .1 3 . В результате взаимодействий каких веществ образуется хлорид железа( III )
1) Fe и HCl 2) Fe и Cl 2 3) Fe О и HCl 4) Fe (ОН)2 и HCl
А. 14. В схеме превращений FeCl 3 → X 1 → X 2 → Fe ( OH )3 веществами X 1 и X 2 могут быть соответственно
А. 15. Верны ли следующие суждения о меди?
А. Для меди характерны степени окисления +1 и +2 Б. Медь вытесняет цинк из раствора сульфата цинка.
1) верно только А 2) верно только Б 3) верны оба суждения 4) оба суждения неверны
А. 16. При обычных условиях практически осуществима реакция между железом и
1) серой (кр.) 2) серной кислотой (конц.) 3) нитратом цинка (р-р) 4) нитратом меди ( II ) р-р
А.17. Взаимодействие перманганата калия с соляной кислотой описывается уравнением:
1. 2 KMnO 4 +8 HCl = KCl + MnCl 7 + 4Н2О
2. 2 KMnO 4 +16 HCl =2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 ↑ +8Н2О
А. 18.Медь реагирует с каждым из двух веществ 1) Mg Cl 2 , O 2 2) NaOH , HCl 3) AgNO 3 , HNO 3 4) Cl 2 , H 2 O
А19. Верны ли следующие суждения о соединениях хрома?
А. Высшая степень окисления хрома +4 Б. Высший оксид хрома относится к основным оксидам
А.20 . Сульфат железа ( III ) в растворе взаимодействует 1) СО2 2) Н2СО3 4)КОН 5) NaBr
А.21 . В схеме превращений +КОН + H 2 SO 4
FeCl 2 → Х1 → Х2 конечным продуктом Х2 является:
1) сульфит железа ( II ) 2) сульфат железа ( II ) 3) сульфид железа ( III ) 4) сульфид железа ( II )
А.22 . В схеме превращений +КОН + H 2 SO 4
FeCl 3 → Х1 → Х2 конечным продуктом Х2 является:
1) сульфат железа ( III ) 2) сульфат железа ( II ) 3) сульфид железа ( III ) 4) сульфид железа ( II )
А.23 . Восстановление железа происходит в ходе реакции, уравнение которой:
В.1 . Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами их взаимодействия.
В.2. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами их взаимодействия.
В.3. Установите соответствие между реагентами и степенью окисления атома- восстановителя
Г ) CrCl3+ NaClO + NaOH →
В.4 Установите соответствие между формулой оксида металла и формулой соли, которую можно получить из этого оксида с помощью обменных реакций
В.5 . В стакан с 500г 3,4 % - ного раствора нитрата серебра поместили 32 г цинковых опилок. Сколько метал-лического осадка (г) будет в стакане после окончания реакции? Ответ дайте с точностью до целого числа. (36г)
В.6. Массовая доля воды в кристаллогидрате перманганата натрия равна 27,6%. Определите число n в формуле NaMnO 4 • n Н2О (3)
С.1 . Закончите уравнения окислительно- восстановительной реакции, составьте схему электронного баланса, расставьте коэффициенты : Zn + HNO 3 ( разб.) = NH 4 NO 3 + … +…
Укажите окислитель и восстановитель
C .2 . Составьте уравнение реакций, происходящих при растворении железа в сернокислом растворе дихромата калия. Приведите схему электронного (или электронно- ионного) баланса. Какая масса дихромата необходима для окисления 11,2 г железа?
С.3 . Составьте уравнения реакций (с указанием условий их протекания) соответствующие превращениям:
С.4 . Напишите уравнения реакций (с указанием условий их протекания) соответствующие превращениям:
Ответы на задания по теме «Металлы побочных подгрупп »
A .2 В схеме превращений: ZnO → Х1 → Х2 → Zn ( OH )2 Веществами Х1 и Х2 соответственно являются
2) Zn ( OH )2 и ZnCl 2 2) Zn ( OH )2 и ZnSO 4 3) ZnCl 2 и ZnSO 4 4) ZnCl 2 и ZnO
1) С uSO 4 + Н2 2) С uO + Н2 3) CuSO 4 + SO 2 + Н2О 4) CuS + Н2О
А.5 . 2 В ряду превращений: CuO + X → CuCl 2 + У→ С u ( OH )2 Вещества Х и У соответственно :
1) Н Cl и NaOH 2) Н Cl и Fe ( OH )3 3) NaCl и Н2О 4) Cl 2 и Н2О
1. проявляет кислотные свойства 2. проявляет основные свойства
3. проявляет основные свойства 4. проявляет амфотерные свойства
А.8 . Верны ли следующие суждения о гидроксиде цинка?
А.10. Соединения меди ( I ) в окислительно-восстановительных реакциях
4. проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства
A .12 . При восстановлении КMnO4 в сильнощелочной среде образуется: 1. Mn 3+ 2. Mn 2+ 3. MnO4 2- 4. MnO2
А.13. В результате взаимодействий каких веществ образуется хлорид железа( III )
1. Fe и HCl 2. Fe и Cl 2 3 Fe О и HCl 4. Fe (ОН)2 и HCl
А. Для меди характерны степени окисления +1 и +2, Б. Медь вытесняет цинк из раствора сульфата цинка.
1) серой (кр.) 2) серной кислотой (конц.)
3) нитратом цинка (р-р) 4) нитратом меди ( II ) р-р
А.17 . Взаимодействие перманганата калия с соляной кислотой описывается уравнением:
2. 2 KMnO 4 +16 HCl =2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 ↑ +8Н2О
А. 18.Медь реагирует с каждым из двух веществ 1) Mg Cl 2 , O 2 2) NaOH , HCl 3) AgNO 3 , HNO 3 4) Cl 2 , H 2 O
А. Высшая степень окисления хрома +4
Б. Высший оксид хрома относится к основным оксидам
1) верно только А 2) верно только Б 3) верны оба суждения 4) оба суждения неверны
Конспект лекции по химии на тему: "Общая характеристика металлов V, VI,VII,VII групп побочных подгрупп"
Эту подгруппу составляют элементы ванадий V и его электронные аналоги – ниобий Nb , тантал Та и синтезированный нильсборий Ns . Электронная структура их атомов выражается формулой ( n -1) d 3 ns 2 , где n - номер внешнего слоя и ли номер периода, в котором находится элемент.
При возбуждении атома внешние s -электроны распариваются, поэтому ванадий и его аналоги могут проявлять валентность, равную двум. Для этих элементов возможны также трёх- и четырёхвалентные состояния, но более характерным является пятивалентное состояние, отвечающее максимальному числу неспаренных электронов на валентных энергетических подуровнях. В ряду V – Nb – Ta устойчивость соединений с низшей валентностью элемента падает, а с максимальной - возрастает. Ванадий, ниобий и тантал – металлы серого цвета. Чистые металлы ковки. В свободном состоянии ванадий, ниобий и тантал весь стойки к химическим воздействиям и обладают высокими температурами плавления. Они вместе с хромом, вольфрамом относятся к тугоплавким металлам. Ванадий растворяется в плавиковой кислоте и в кислотах, являющихся сильными окислителями (концентрированная серная H 2 SO 4 , HNO 3 кислоты, царская водка). Например:
3 V + 5 HNO 3 = 3 HVO 3 = 5 NO ↑ + H 2 O
Ниобий и тантал взаимодействуют только с плавиковой кислотой в присутствии окислителей. Растворы щелочей на ванадий, ниобий и тантал не действуют, но в расплавах NaOH и KOH в присутствии кислорода они растворяются:
4 V + 5 O 2 + 12 KOH = 4 K 3 [ VO 4 ] + 6 H 2 O
Важнейшей областью применения ванадия является металлургия специальных сталей. Ниобий – один из компонентов многих жаростойких сплавов. Из тантала делают нагреватели высокотемпературных печей.
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ
ПОБОЧНОЙ ПОДГРУППЫ VI ГРУППЫ.
К ним относятся – хром Cr , молибден Mo , вольфрам W .
В их атомах не достроен d - подуровень предпоследнего уровня. Электронная структура их атомов выражается формулой … ( n -1) d 4 ns 2 . У атомов хрома и молибдена происходит провал одного s – электрона с внешнего слоя на предвнешний. Однако их соединения одновалентны неизвестны. Все эти металлы проявляют степень окисления (+6), устойчивы также соединения молибдена и вольфрама со степенью окисления (+4). Для хрома типичны степени окисления (+3) и (+6). Хром, молибден и вольфрам – голубовато- серебристые и серовато – белые металлы. При нагревании они реагируют с галогенами, кислородом, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием, бором. Образуют сплавы со многими металлами, главным образом, с тяжёлыми.
В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает.
С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO 3 соответствуют кислоты H 2 RO 4 .
Хром - серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природе в виде хромита железа Fe(CrO2)2 и хромата свинца PbCrO4. Электронная конфигурация атома хрома
Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1
Хром получают восстановлением:
Хром при обычных условиях очень инертный, а при нагревании взаимодействует со многими неметаллами:
При непосредственном взаимодействии с кислородом получается оксидная плёнка.
4 Cr + 3 O 2 = 2 Cr 2 O 3 .
При высокой температуре хром реагирует с водой:
Хром не растворяется в концентрированных серной и азотных кислотах на холоде (пассивирует), но растворяется в них при нагревании:
Хром также взаимодействует с растворами соляной и серной кислоты разбавленными:
ПОБОЧНОЙ ПОДГРУПППЫ VII ГРУППЫ.
К ним относятся - марганец Mn , технеций Tc , рений Re . Их атомы имеют на последнем уровне по два электрона и по пять электронов на d - орбиталях предпоследнего электронного уровня. Электронная структура их атомов может быть выражена формулой ( n -1) d 5 s 2 . Низшая валентность марганца и его аналогов равна двум, что отвечает возбуждению внешних s – электронов. Марганец в свободном состоянии в природе не встречается. На его долю приходится 0,1% массы земной коры. Технеций в земной коре практически не содержится. Рений – редкий элемент. Большое практическое значение имеет марганец.
Физические свойства
В компактном состоянии это серебристо-белые, тугоплавкие металлы, похожие по внешнему виду на железо или платину.
1. В ряду Mn – Tc – Re химическая активность понижается. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах:
Mn + 2 H + → Mn 2+ + H 2
2. Re и Tc стоят в ряду активности металлов после водорода. Они реагируют только с азотной кислотой:
Марганец - Mn
Электронная конфигурация валентного слоя
Алюмотермия: 3 MnO 2 + 4 Al → 2 Al 2 O 3 + 3 Mn
Марганец взаимодействует с растворами кислот:
Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют марганец, однако при нагревании реакция идёт с азотной кислотой:
ПОБОЧНОЙ ПОДГРУППЫ VIII ГРУППЫ.
К ним входят три "триады" элементов: первую триаду образуют железо, кобальт, никель, вторую - рутений, родий, палладий, третью- осмий, иридий, платина. На внешних орбиталях этих элементов содержится не более двух электронов, следовательно, для них не характерно присоединение электронов, что свидетельствует об их металлическом характере.
Железо – самый распространённый после алюминия металл на земном шаре. Его масса составляет 4% всей массы земной коры. Железо - металл серебристого цвета, довольно мягкий и пластичный. Соединения Fe 2+ довольно легко окисляются до Fe 3+ :
Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2
Металл средней активности, восстановитель.
Основные степени окисления –(+2), (+3)
Получение : Восстановлением оксидов при высокой температуре с помощью окиси углерода, кокса, водорода:
Для железа наиболее характерной степенью окисления является (+3), возможна и (+2), мало встречается (+6).
В ряду активностей металлов железо стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:
При нагревании железо растворяется в кислотах – сильных окислителях. При высокой температуре (800 0 С) железо разлагает воду (промышленный способ получения водорода):
Железо реагирует с активными неметаллами:
Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:
Качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+ :
FeCl3 + 3K C NS = Fe(CNS)3 + 3KCl
На воздухе (ржавление):
4 Fe + 3 O 2 + 6 H 2 O → 4 Fe ( OH )3
Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной
В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании
Платиновые металлы. Все платиновые металлы относятся к числу малораспространённых элементов. В природе они встречаются только в самородном состоянии. К ним относятся: 1) легкие платиновые металлы – рутений Ru , родий Rh , палладий Pd , и 2) тяжелые платиновые металлы - осмий, иридий Ir , платина Pt ,
Элементы платиновой группы в свободном виде представляют серебристо-белые, достаточно тугоплавкие металлы.
Все они, кроме осмия, не окисляются на воздухе и очень стойки против действия многих химических реагентов. В соединениях платиновые металлы проявляют различные степени окисления и сильно выраженную склонность к образованию комплексных соединений.
Контрольные вопросы:
Какие физические и химические свойства характерны для металлов побочной подгруппы V группы?
Какие физические и химические свойства характерны для металлов побочной подгруппы VI группы?
Какие физические и химические свойства характерны для металлов побочной подгруппы VIII группы?
Конспект урока "Металлы побочных подгрупп"
Цель: Повторить и обобщить знания о металлах на примере металлов представителей побочных подгрупп (меди, железа, хрома); углубить знания об их свойствах и применении.
Образовательная : Изучить строение, свойства и применение металлов побочных подгрупп
Развивающие : 1. Создать условия для развития логического мышления через сравнение и установление взаимосвязи строения и свойств веществ с учетом зоны ближайшего развития 2. Формирование умений переносить полученные знания в новую ситуацию
Воспитательные: 1. Формирование научного мировоззрения через познаваемость химических явлений 2. Формирование умений осуществлять самоконтроль хода и результатов своего труда 3. Развитие коммуникативности личности
Планируемые результаты:
Знать строение атома, физические и химические свойства, получение и применение металлов побочных подгрупп.
Уметь составлять электронные формулы атомов металлов побочных подгрупп на примере меди, железа, хрома; записывать уравнения реакций, характеризующих химические свойства, способы получения.
Тип урока: изучение нового материала
Оборудование: компьютер, мультимедийный проектор, карточки с тестами, коллекция «Металлы», периодическая система химических элементов.
I .Организационный момент.
II .Актуализация опорных знаний
Устный опрос по пройденному материалу:
Прежде, чем мы приступим к изучению нового материала вспомним материал прошлого занятия. Постарайтесь ответить на вопросы.
- В какой части Периодической системы в основном расположены металлы?
Ответ: в левой нижней части таблицы
- Что общего в физических свойствах всех металлов?
Ответ: высокая электрическая проводимость, теплопроводность, ковкость, пластичность
- По каким характерным физическим свойствам металлы в значительной степени отличаются друг от друга?
Ответ: по плотности, твердости, температуре плавления
- Назовите самый легкий и самый тяжелый металл
Ответ: самый легкий литий, тяжелый осмий
- У какого из металлов самая низкая и самая высокая температура плавления?
Ответ: ртуть –38,9 ; вольфрам 3390
- Какие металлы мы изучали на последнем занятии?
Ответ: металлы главных подгрупп
- Назовите несколько металлов главных подгрупп
Ответ: литий, натрий, калий, магний, кальций и др.
- Назовите общее химическое свойство металлов главных подгрупп
Ответ: это их способность легко отдавать валентные электроны вследствие гораздо большего атомного радиуса по сравнению с неметаллическими элементами, поэтому являются восстановителями
III .Самоопределение к деятельности
- На сегодняшнем занятии мы познакомимся с еще одной группой металлов, среди которых наибольшее практическое значение имеют: медь, цинк, титан и железо
- Возникает вопрос, почему эти металлы изучаются отдельно?
Чтобы ответить на этот вопрос – выясните в чем отличие в расположении этих элементов в таблице Менделеева от ранее изученных металлов?
Ответ: эти металлы находятся в побочных подгруппах
Ответ: «Металлы побочных подгрупп»
- Какие цели вы ставите перед собой на уроке?
Ответ: узнать, изучить строение, свойства и применение металлов побочных подгрупп
- Давайте вместе обсудим план работы на сегодняшнем занятии. Предложите свои пункты плана по которому можно будет достичь вашей цели на уроке.
Ответ: предлагают изучить строение, физические, химические свойства и т.д
1) Исторические данные
2) Строение атома
3) Физические свойства
4) Химические свойства
В течении урока, вам необходимо будет сделать краткий конспект - записать необходимые данные, которые вы узнаете на занятии.
- Ответьте на вопрос: «Для чего, где вам пригодятся знания полученные на сегодняшнем уроке?»
IV. Изучение нового материала
б) Строение атома
– Электронное строение атомов меди, железа, хрома
Эти элементы занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами. d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно.
Хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные. В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).
в) Физические свойства меди, железа, хрома
Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).
d-Элементы характеризуются также более высокой плотностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.
d-Элементы — хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной d-оболочки. Например, медь.
Медь — довольно мягкий металл красно-желтого цвета, ковкий, пластичный, обладает высокой тепло - и электропроводностью . Tплавл= 10830С. ρ = 8,96г/см3. СО: 0,+1,+2
Железо – сравнительно мягкий ковкий металл серебристого цвета, пластичный, намагничивается. Tплавл=15390С. ρ = 7,87г/см3.
СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов
+3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены.
Хром — твердый, голубовато-белый металл. ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С
г) Химические свойства меди, железа, хрома
Химические свойства меди
I. Взаимодействие с простыми веществами.
1. При высокой температуре взаимодействует с кислородом: 2Cu + O2 2CuO
2. Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах: Cu + Cl2 CuCl2
II. Взаимодействие со сложными веществами.
Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:
3Cu + 8HNO3( разб .) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 2H2O
Cu + 4HNO3( конц .) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
Cu + 2H2SO4( конц .) → CuSO4 + SO2↑+2H2O
Химические свойства железа
1. Горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II, III): 3Fe + 2O2 → Fe3O4
2. Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe + 3Br2 2FeBr3
1. При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 ↑
2. На воздухе в присутствии влаги ржавеет: 4Fе + 3O2 + 6Н2О → 4Fе(ОН)3.
3. Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, проявляя СО +2:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑
Fe + H2SO4( разб .) → FeSO4 + H2↑
4. В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, проявляя СО +3:
2Fe + 6H2SO4( конц .) Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3( конц .) Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
5. Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓
Химические свойства хрома
1. При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом , кремнием, бором, серой, фосфором.
4Cr + 3O2 2Cr2O3
2Cr + 3Cl2 2CrCl3
1. В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:
2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2
2. Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4). В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.
Cr + 2HCl → CrCl2 + H2
2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2
3. Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к холодным концентрированным кислотам – окислителям. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром:
2 Сr + 6 Н2SО4(конц) Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О
Сr + 6 НNО3(конц) Сr(NО3)3 + 3 NO2↑ + 3 Н2О
Получение меди
1. Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): CuO + C Cu + CO
CuO + CO Cu + CO2
2. При электролизе солей меди: 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2 + 2H2SO4
Получение железа
1. Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
Получение хрома
1. Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al Al2O3 + 2Cr
2. Восстановлением оксидов хрома оксидом углерода (II), водородом :
CrO + Н2 Cr + H2O
е) Применение меди, железа, хрома
V .Закрепление
– Напишите электронное строение атома меди
– Допишите уравнения реакций:
а) Fe + O 2 ® б) Cr + H 2 SO 4 ® в) Cu + Cl 2 ®
Тест по теме урока
1) Электронная формула 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 принадлежит:
а) Zn б) Ti в) Cu г) Fe
2) Определите металл по следующим данным: светло-розовый цвет, тягучий, вязкий, легко прокатывается. Температура плавления 1083 o С. По проводимости электрического тока уступает лишь серебру.
3) Степень окисления железа в формуле Fe2O3:
а) –2 б) + 4 в) + 2 г) + 3
4) Металлические свойства в ряду Ti ® Cr ® Fe:
а) уменьшаются б) увеличиваются в) не изменяются г) изменяются периодически
5) В схеме превращений Cr → CrCl 3 → Cr ( OH )3
веществами x и y могут быть соответственно
а) Cl 2 , H 2 O б) Cl 2 , NaOH в) NaCl , KOH г) HCl , KOH
VI .Итог урока.
VII .Рефлексия.
Какая цель была на уроке _________________
Достиг ли ты поставленной цели ____________
Что тебе помогло достичь цели? _______________
Я узнал на уроке _____________
Я не согласен _____________
На уроке столкнулся со следующими трудностями ___________
Поставьте себе оценку за урок _______
VIII . Домашнее задание: изучить § 28
Выполните одно из трех заданий по своим возможностям
«3» - Допишите уравнения: а) Fe+ Cl2 ® б) Ti(IV) + O2 ® в) Zn + HNO3 ®
«4» – Напишите уравнения реакций по схеме: Zn ® ZnO ® ZnSO4 ® Zn(NO3)2
«5» – Напишите уравнения реакций по схеме, заменив «X» и «Y» соответствующей формулой: Fe(III) ® «X» ® «Y» ® Fe2O3
Читайте также: