Общие химические свойства металлов.

МОУ Куровская СОШ № 1













Урок по химии в 9 классе
по теме:














Учитель: Полякова Т.Г.




Цель урока: Обобщить знания учащихся, полученные ранее о положении металлов в периодической системе, физических свойствах металлов. Актуализировать знания учащихся о строении атома, физических символах порядкового номера, номера группы, номера периода. Показать зависимость физических и химических свойств металлов от наличия в них металлической связи и особенности кристаллического строения. Доказать, что в химических реакциях металлы являются восстановителями.
Тип урока: комбинированный. Сообщение новых знаний и их совершенствование.
Вид урока: лабораторный.
Оборудование и реактивы:
Металлы: Na, Mg (порошок), Fe (железный гвоздь), Zn (гранулы), KMnO4, (крист.), HCl (раствор), CuSO4 (раствор), H2O; фенолфталеин, спички, спиртовка, прибор для собирания кислорода, химический стакан, воронка, пробирки, лучинка, пробиркодержатель.

План урока

Проверка выполнения домашнего задания – актуализация знаний.
Активизация знаний по теме. Сообщение цели урока.
Формирование знаний о химических свойствах металлов как восстановителях. Металлы взаимодействуют с:
неметаллами
кислородом
водой
растворами кислот и солей
оксидами металлов (металлотермия)
Лабораторная работа. Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей.
Подведение итогов урока.
Домашнее задание.
Ход урока
Организационный момент.
Учитель знакомит учащихся с темой, целью, планом урока. План урока записан на доске.
Проверка домашнего задания.
Фронтально – беседа по вопросам:
Где находятся металлы в периодической системе? (показать по периодической таблице).
Каково строение атомов металлов?
Какими физическими свойствами обладают металлы?
Изучение нового материала.
Учащиеся записывают тему урока в тетрадь.
Общие химические свойства металлов
Вступительное слово учителя:
Как мы уже сказали, металлы на внешнем энергетическом уровне имеют небольшое число электронов (от 1 до 3). Как правило, в химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.
1. Взаимодействие металлов с неметаллами.
Показываем на примере взаимодействия цинка с серой. Тщательно перемешав порошки серы и цинка (1:1), помещают их в фарфоровую чашечку. Небольшие порции смеси берут и медленно посыпают сверху на пламя спиртовки. Наблюдаются синевато-белые вспышки, сопровождающиеся образованием сульфида цинка. Оставшуюся смесь поджигают тлеющей лучинкой.
Zn0 + S0 = Zn+2S-2
2

2

2
1

1


Zn0 – 2
· Zn+2
восстановитель
S0 + 2
· S-2
окислитель
2. Взаимодействие металлов с кислородом.
(Легко взаимодействуют с кислородом щелочные и щелочноземельные металлы, поэтому их хранят под слоем керосина) Mg, Fe, Zn, Cu окисляются кислородом только при нагревании. Покажем это на примере взаимодействия Mg с кислородом. Для этого мы сначала соберем кислород в баночку. Кислород тяжелее воздуха и будет собираться на дне баночки.
t
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2
Раскалим магний в пламени спиртовки и внесем в баночку с кислородом. Магний сгорает, образуя яркую вспышку.
2Mg0 + O02 = 2Mg+2O-2
2

2

2
1

1


Mg0 – 2
· Mg+2
восстановитель
O0 + 2
· O-2
окислитель
После того, как магний сгорит, в ложечке для сгорания образуется оксид магния MgO белого цвета. Следовательно, продуктами сгорания металлов являются основные оксиды. Золото, серебро, платина при обычных условиях и при нагревании не окисляются кислородом.
3. Взаимодействие металлов с водой.
Это свойство рассмотрим на примере взаимодействия натрия с водой. На демонстрационный стол ставим стакан с водой. Для безопасности наливаем воды не более 4/5 стакана. Бросаем в стакан с водой кусочек натрия величиной с горошину. Стакан накрываем перевернутой воронкой. Через несколько секунд поджигаем выделяющийся водород у кончика воронки. Когда весь натрий прореагирует, то в воду капают раствор фенолфталеина, чтобы показать образование щелочи. Делаем вывод: щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой с выделением водорода.
2Na0 + 2H2+1O = 2Na+1OH + H20
1

2

2
2

1


Na0 – 1
· Na+1
восстановитель
2H+1 + 2
· H20
окислитель
Менее активные металлы взаимодействуют с водой при нагревании. При этом образуется оксид и выделяется водород.
Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей.
(Эту часть урока проводим в виде лабораторной работы). Прежде чем мы будем говорить о взаимодействии металлов с растворами кислот и солей, вы должны узнать следующее: по восстановительной способности металлы располагаются в ряд, который называют рядом активности или электрохимическим рядом напряжений. В этот ряд помещен и водород, который, как и металлы, способен отдавать электроны. Из положения металлов в ряду напряжений вытекают 2 правила:
1 правило: Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из растворов кислот, а стоящие правее, не вытесняют водород из растворов кислот.
Взаимодействие цинка с соляной кислотой учащиеся выполняют самостоятельно на рабочих местах, предварительно вспомнив правила техники безопасности.
Zn0 + 2H+1Cl = Zn+2Cl2 + H20
2

1

2
1

2


Zn0 – 2
· Zn+2
восстановитель
H+1 + 1
· H0
окислитель
На щелочные металлы это правило не распространяется, т.к. они легко взаимодействуют с водой, а мы имеем дело с растворами кислот.
Это правило не относится к концентрированной H2SO4 и к азотной кислоте любой концентрации. При взаимодействии с ними кислород не выделяется.
2 правило: Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, находящиеся правее него в ряду напряжений. Взаимодействие железа с раствором сульфата меди. Этот опыт учащиеся выполняют также самостоятельно на рабочих местах.
Fe0 + Cu+2SO4 = Cu0 + Fe+2SO4
2

2

2
1

1


Fe0 – 2
· Fe+2
восстановитель
Cu+2 + 2
· Cu0
окислитель
Это правило не распространяется на щелочные металлы.
Металлотермия (взаимодействие металлов с оксидами металлов).
Показываем на примере взаимодействия кальция с оксидом меди (кальциетермия).
Cu+2O + Ca0 = Cu0 + Ca+2O
2

2

2
1

1


Cu+2 + 2
· Cu0
восстановитель
Ca0 – 2
· Ca+2
окислитель
Все реакции учащиеся разбирают на доске и в тетрадях с окислительно-восстановительной точки зрения.
Подведение итогов урока.
4. В заключение урока делаем вывод: В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства. Их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы. Этот вывод учащиеся записывают в тетрадь.
5. Выставление оценок.
6. Домашнее задание: § 8, упр. 5, 7 (О.С. Габриелян 9 класс).
«Общие химические свойства металлов»

Times New Roman15

Приложенные файлы


Добавить комментарий