Характеристика химического элемента.
План характеристики химического элемента по его положению в периодической системе.
Положение элемента в периодической системе. Период, группа, подгруппа. Порядковый номер, заряд ядра, количество протонов, количество электронов, количество нейтронов. Электронное строение атома. Возможные валентные состояния атома. Металл, неметалл, амфотерный металл. Высший оксид элемента, его характер. Гидроксид элемента, его характер. Пример формул солей. Водородные соединения.
Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в периодической системе.
Рассмотрим характеристику химического элемента-металла по его положению в периодической системе на примере лития.
Литий Ї это элемент 2 периода главной подгруппы I группы периодической системы, элемент IA или подгруппы щелочных металлов. Строение атома лития можно отразить так: 3Li Ї 2з, 1з. Атомы лития будут проявлять сильные восстановительные свойства: легко отдадут свой единственный внешний электрон и получат в результате степень окисления (с. о.) +1. Эти свойства атомов лития будут слабее выражены, чем у атомов натрия, что связано с увеличением радиусов атомов: Rат (Li) < Rат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня. Литий Ї простое вещество, представляет собой металл, а, следовательно, имеет металлическую кристаллическую решетку и металлическую химическую связь. Заряд иона лития: не Li+1 (так указывают с. о.), а Li+. Общие физические свойства металлов, вытекающие из их кристаллического строения: электро - и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск и т. д. Литий образует оксид с формулой Li2O Ї это солеобразующий, основной оксид. Это соединение образовано за счет ионной химической связи Li2+O2-, взаимодействуют с водой, образуя щелочь. Гидроксид лития имеет формулу LiOH. Это основание Ї щелочь. Химические свойства: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями. В подгруппе щелочных металлов отсутствует общая формула "Летучие соединения". Эти металлы не образуют летучих водородных соединений. Соединения металлов с водородом Ї бинарные соединения ионного типа с формулой M+H.
Генетический ряд металла
Признаки генетического ряда металла:
Один и тот же химический элемент-металл; разные формы существования этого химического элемента: простое вещество и соединения Ї оксиды, основания, соли; взаимопревращения веществ разных классов.
В итоге можно записать генетический ряд лития:
Характеристика химического элемента-неметалла на основании его положения в периодической системе.
Рассмотрим характеристику химического элемента-неметалла по его положению в периодической системе на примере фосфора.
Фосфор Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы V группы периодической системы, или VA группы. Строение атома фосфора можно отразить с помощью такой записи: 15Р 2з, 8з, 5з. Отсюда следует, что атомы фосфора, а также простые вещества, образованные этим элементом, могут проявлять как окислительные свойства, получая в результате с. о. –3 (такие соединения будут иметь общее название "фосфиды"), так и восстановительные свойства (с фтором, кислородом и другими более электроотрицательными элементами), получая при этом с. о., равную +3 и +5. Например, формулы хлоридов фосфора (III) РСl3. Фосфор более сильный окислитель, чем кремний, но менее сильный, чем сера, и, наоборот, Ї как восстановитель. Фосфор более сильный восстановитель, чем , но менее сильный, чем мышьяк, и, наоборот, по отношению к окислительным свойствам. Фосфор образует несколько простых веществ, т. е. этот элемент обладает свойством аллотропии. Фосфор образует высший оксид с формулой P2O5. Характер этого оксида Ї кислотный и, соответственно, химические свойства: взаимодействие со щелочами, основными оксидами и водой. Фосфор образует еще один оксид P2O3. Высший гидроксид фосфора Н3РО4 является типичной кислотой. Их общие химические свойства: взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями и солями. Фосфор образует летучее водородное соединение фосфин РНз.
Генетический ряд неметалла
Признаки генетического ряда неметалла:
один и тот же химический элемент-неметалл;
разные формы существования этого элемента: простые вещества (аллотропия) и соединения: оксиды, основания, соли, водородные соединения;
взаимопревращения веществ разных классов.
По итогам этого обобщения можно записать генетический ряд фосфора:
P→Mg3P2→PH3→P2O5→H3PO4→Na3PO4
Характеристика переходного элемента на основании его положения в периодической системе. Амфотерность. Понятие об амфотерности и переходных металлах.
Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства – и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.
Например, у цинка: Zn(OH)2 = H2ZnO2, и, соответственно, записывается соль состава Na2ZnO2.
Записывать формулы комплексов мешает отсутствие знаний о них и сложность формул, а формулу метаалюминия NaAlO2 сознание того, что соль с такой формулой образуется только при сплавлении твердых щелочей и оксида или гидроксида . Предлагаем записывать просто: Al(OН)3 = H3AlO3 и, соответственно, формулу ортоалюмината Na3AlO3.
Характеристика алюминия по его положению в периодической системе
Алюминий Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы III группы или IIIA группы. Строение атома алюминия можно отразить с помощью такой записи: 13Al 2e, 8e, 3e. Отсюда следует, что атомы алюминия, так же как и алюминий Ї простое вещество, проявляют сильные восстановительные свойства, получая в результате с. о. +3. Восстановительную способность и металлические свойства в сравнении с соседями по периоду и групп можно отразить с помощью записей:
Металлические и восстановительные свойства уменьшаются
Неметаллические и окислительные свойства усиливаются
Алюминий Ї простое вещество, это металл. Следовательно, для него характерны металлическая кристаллическая решетка (и соответствующие физические свойства) и металлическая химическая связь, схему образования которой можно записать так: Al0 (атом) Ї 3з ↔ Al3+ (ион). Ион Ї заряженная частица, образующаяся при отдаче или принятии электронов атомом или группой атомов. Оксид алюминия Al2O3 Ї это солеобразующий амфотерный оксид. Соответственно, взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами, со щелочами и основными оксидами, но не с водой. Гидроксид алюминия Al(OH)3 = H3AlO3 Ї это нерастворимый амфотерный гидроксид. Соответственно, он разлагается при нагревании, взаимодействует с кислотами и со щелочами.
Генетический ряд алюминия
Al→Al2O3→Al(OH)3→AlСl3
У атомов металлов на внешнем электронном уровне малое количество электронов, поэтому для них характерно проявление восстановительных свойств. Генетический ряд металла: металл → основный оксид → основание → соль. У атомов неметаллов на внешнем электронном уровне большее количество электронов, чем у атомов-металлов, поэтому в большинстве соединений и превращений они проявляют окислительные свойства. Генетический ряд неметалла: неметалл → кислотный оксид → кислота → соль. Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства Ї и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.
Конспект урока по химии
в 9 классе
«Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Тема урока: Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева. (1 слайд)
Цели урока: актуализировать знания о структуре периодической системы,
систематизировать знания о составе и строении атома элемента,
уметь характеризовать элемент на основании его положения в периодической системе,систематизировать знания о составе и свойствах соединений, образуемых металлами (2 слайд)
Оборудование: Таблица Д. И. Менделеева. Простые вещества - ме-таллы и неметаллы, компьютер, проектор, презентация по теме.
Ход и содержание урока
I . Организационный момент
Приветственное слово учителя. Поздравление ребят с началом нового учебного года.
П. Повторение основных теоретических вопросов программы 8 класса
Основным вопросом про-граммы 8 класса является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Она же является базой для изучения курса химии 9 класса.
Напоминаю, что таблица Д. И. Менделеева представ-ляет собой «дом», в котором живут все химические элементы. Каждый элемент имеет номер (порядковый), который можно сравнить с номером квартиры. «Квартира» расположена на определенном «этаже» (т. е. периоде) и в определенном «подъезде» (т. е. группе). Каждая группа в свою очередь делится на подгруппы: главную и побочную. Пример: элемент магний Mg имеет порядковый номер (№) 12 и распо-ложен в третьем периоде, в главной подгруппе второй группы.
Свойства химического эле-мента зависят от его положения в таблице Д. И. Менделеева. Поэтому очень важно научиться характеризовать свойства химических элементов на основании их положения в Периодической системе.
III . План характеристики химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева
Алгоритм характеристики: (3-5 слайды)
1.Положение элемента в ПС
а)порядковый номер химического элемента
б)период (большой или малый).
в)группа
г)подгруппа (главная или побочная)
д)относительная атомная масса.
2.Состав и строение атома элемента
а) число протонов (р +), нейтронов (n 0 ), электронов (е -)
б) заряд ядра
в ) число энергетических уровней в атоме
г) число электронов на уровнях
д) электронная формула атома
е) графическая формула атома
ж) семейство элемента.
Три последних пункта, для хорошо подготовленных классов.
3. Свойства атома
а) способность отдавать электроны (восстановитель)
б) способность принимать электроны (окислитель).
Записать в виде схем-уравнений. Сравнить с соседними атомами.
4. Возможные степени окисления.
5. Формула высшего оксида, его характер.
6. Формула высшего гидроксида, его характер.
7. Формула летучего водородного соединения, его характер.
Обратить внимание: При рассмотрении пунктов 5 и 7 все формулы высших оксидов и летучих водородных соединений помещены внизу таблицы Д. И. Менделеева, что фактически является «законной шпаргалкой».
Так как в начале, при характеристике элементов ребята могут испытывать определенные трудности, поэтому им полезно пользовать-ся «законными шпаргалками» - табл. 1 и др. Потом, по мере накопления опыта и знаний, эти помощникиуже не потребуются.
Задание: Охарактеризуйте химический элемент натрий на основании его положения в периодической системе Д.И. Менделеева. (слайд 6)
Работает весь класс, записи поочередно ведут обучающиеся на доске.
Образец ответа. (слайд 7)
Na – натрий
1) 11, 3 период, малый, 1 группа, А
2) 11 р + ,12n 0 , 11 е -
+ 112-8-1
1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 - s - элемент
3) Na 0 – 1 e > Na +
восстановитель
R
a:
Li
по группепо периоду
Ме св-ва: Li < Na < K Na > Mg
по группепо периоду
4) Na :0, +1
5) Na 2 O – основный оксид
6) NaOH – основание, щелочь.
7) Не образует
IV . План характеристики простого вещества.
Каждый химический элемент образует простое вещество, обладающее определенным строением и свойствами. Простое вещество характеризуют по следующим параметрам:(слайд 8)
1) Тип связи.
2)Тип кристаллической решетки.
3) Физические свойства.
4) Химические свойства (схема).
Образец ответа :(слайд 9)
Металлическая связь[ Na 0 – 1 e > Na + ]
- Металлическая кристаллическая решетка
- Твердое вещество, мягкий металл (режется ножом), белого цвета, блестящий, тепло-и электропроводен.
Металл продемонстрировать. Отметить, что в связи с высокой химической активностью, его хранят под слоем керосина.
- Na 0 – 1 e > Na + > взаимодействует с веществами-окислителями
восстановитель
Неметаллы+ оксиды металлов (менее активные)
Кислоты+ соли
Вода
Задание : Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства простого вещества натрия. Рассмотрите уравнения с позиций окислительно-восстановительных процессов.(слайд 10)
Пять учащихся по желанию работают у доски.
Ответ:
1) 2 Na + Cl 2 > 2 NaCl
Na 0 – 1 e > Na +
Cl 2 0 + 2 e > 2 Cl - ¦1окислитель -восстановление
2) 2 Na + 2 HCl > 2 NaCl + H 2
Na 0 – 1 e > Na + ¦2 восстановитель - окисление
2 H + + 2 e > H 2 0 ¦1окислитель -восстановление
3) 2 Na + 2 H 2 O > 2 NaOH + H 2
Na 0 – 1 e > Na + ¦2 восстановитель - окисление
2 H + + 2 e > H 2 0 ¦1окислитель -восстановление
4) 2 Na + MgO > Na 2 O + Mg
Na 0 – 1 e > Na + ¦2 восстановитель - окисление
Mg 2+ + 2 e > Mg 0 ¦1окислитель -восстановление
5) 2 Na + CuCl 2 (расплав) > 2 NaCl + Cu
Na 0 – 1 e > Na + ¦2 восстановитель - окисление
Cu 2+ + 2 e > Cu 0 ¦1окислитель -восстановление
V . План характеристики соединений.
Для каждого химического элемента характерно образование сложных веществ различных классов – оксиды, основания, кислоты, соли. Основными параметрами характеристики сложного вещества являются: (слайд 11)
Формула соединения.
Вид связи.
Характер соединения.
Химические свойства соединения (схема).
Образец ответа:
I . Оксид (слайд 12)
1) Na 2 O
2) Ионная связь
3) Солеобразующий, основный оксид.
4) Химические свойства:
· основный оксид + кислота > соль и вода
· основный оксид + кислотный оксид > соль
· основный оксид + Н 2 О>щелочь
(растворимый оксид)
II. Гидроксид (слайд 13)
1) NaOH
2) Ионная связь
3) Основание, щелочь.
4) Химические свойства:
основание (любое)+кислота=соль+вода
щёлочь+соль=новое основание+новая соль
щёлочь+оксиднеметалла=соль+вода
Самостоятельная работа.
Задание: Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства оксида и гидроксида. Уравнения рассмотритес позиций окислительно-восстановительных процессови ионного обмена. (слайд 14)
Образец ответов.
Оксид натрия:
l ) Na 2 O + 2 HC 1 = 2 NaCl + Н 2 О (реакция обмена)
2) Na 2 O + SO 2 = Na 2 SO 3 (реакция соединения)
3) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH (реакция соединения)
Гидроксид натрия:
1)2 NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2Н 2 О (реакция обмена)
2 Na + + 2ОН - + 2Н + + SO 4 2- = 2 Na + + SO 4 2- + 2Н 2 О
ОН - + Н + = Н 2 О
2)2 NaOH + СО 2 = Na 2 CO 3 + Н 2 О (реакция обмена)
2 Na + + 2ОН-+ СО 2 = 2 Na + + СО 3 2- + Н 2 О
3) 2NaOH + CuSO 4 = Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2 (реакция обмена )
2Na + + 2 ОН - + Cu 2+ + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2- + Cu (OH) 2
2 OH - + Cu 2+ = Cu (OH ) 2
Вспомнить условия протекания реакций обмена до конца (образова-ние осадка, газа или слабого электролита).
Для натрия, как и для всех металлов, характерно образование генетического ряда: (слайд 15)
Металл >основный оксид > основание (щелочь) > соль
Na > Na 2 O > NaOH > NaCl (Na 2 SO 4 , NaNO 3 , Na 3 PO 4)
Домашнее задание (слайд 16)
§ 1,упр. 1 (б), 3;составить уравнения реакций для генетического ряда Na
Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .
Атом углерода имеет 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2р х, а другой, либо 2р у , либо 2р z -орбитали.
Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.
Это явление, как известно, называют sp 3 -гибридизацией, а возникающие функции – sp 3 -гибридными. Образование четырех sp 3 -cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р-р- и одна s-s-связи. Помимо sp 3 -гибридизации у атома углерода наблюдается также sp 2 — и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp 2 — гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp 2 .
При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.
Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит
В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp 2 -гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил. Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода. Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества .
Химические свойства углерода
Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.
При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.
Углерод как восстановитель:
— с кислородом
C 0 + O 2 – t° = CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O угарный газ
— со фтором
С + 2F 2 = CF 4
— с водяным паром
C 0 + H 2 O – 1200° = С +2 O + H 2 водяной газ
— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2
— с кислотами – окислителями:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
— с серой образует сероуглерод:
С + 2S 2 = СS 2 .
Углерод как окислитель:
— с некоторыми металлами образует карбиды
4Al + 3C 0 = Al 4 C 3
Ca + 2C 0 = CaC 2 -4
— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)
C 0 + 2H 2 = CH 4
— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
Нахождение углерода в природе
Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО 3 , доломита – MgCO 3 *CaCO 3 ; гидрокарбонатов – Mg(НCO 3) 2 и Са(НCO 3) 2 , СО 2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.
Неорганические соединения углерода
Ни ионы С 4+ , ни С 4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.
Оксид углерода (II) СО
Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.
Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O 2 = CO 2
2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
Химические свойства
При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.
1) с кислородом
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2) с оксидами металлов
C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2
3) с хлором (на свету)
CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)
4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)
CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)
5) с переходными металлами образует карбонилы
Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4
Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5
Оксид углерода (IV) СO
2
Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO 2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.
Получение
- Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:
CaCO 3 – t° = CaO + CO 2
- Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2
Химические
свойства
СO
2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
NaOH + CO 2 = NaHCO 3
При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0
Качественная реакция
Помутнение известковой воды:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(белый осадок) + H 2 O
Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2
Угольная кислота и её соли
H 2 CO 3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3
Двухосновная:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Cредние соли — карбонаты
Характерны все свойства кислот.
Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3
Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:
CuCO 3 – t° = CuO + CO 2
Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2
Карбиды
Карбид кальция:
CaO + 3 C = CaC 2 + CO
CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .
Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:
2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .
Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются водой с образованием метана:
Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .
В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).
Цианиды
получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:
Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2
Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:
C= O: [:C= N:] –
Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:
2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.
При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды
:
KCN + S = KSCN.
При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Растворы цианидов окисляются до цианатов :
2 KCN + O 2 = 2 KOCN.
Циановая кислота существует в двух формах:
H-N=C=O; H-O-C= N:
В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 при упаривании водного раствора.
Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».
Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота
H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC) 2) используются в ударных воспламенителях.
Синтез мочевины (карбамида):
CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С и 100 атм.
Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.
Карбонаты
Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H 2 CO 3 – слабая кислота (К 1 =1,3·10 -4 ; К 2 =5·10 -11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .
При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:
H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —
CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-
Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na 2 CO 3) используется в производстве стекла.
уметь характеризовать элемент на основании его положения в периодической системе, систематизировать знания о составе и свойствах соединений, образуемых металлами
Просмотр содержимого документа
«Урок 1 характеристика элемента-металла»
Конспект урока по химии
в 9 классе
«Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева.»
Тема урока: Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева. (1 слайд)
Цели урока: актуализировать знания о структуре периодической системы,
систематизировать знания о составе и строении атома элемента,
уметь характеризовать элемент на основании его положения в периодической системе, систематизировать знания о составе и свойствах соединений, образуемых металлами (2 слайд)
Оборудование: Таблица Д. И. Менделеева. Простые вещества - металлы и неметаллы, компьютер, проектор, презентация по теме.
I . Организационный момент
Приветственное слово учителя. Поздравление ребят с началом нового учебного года.
П. Повторение основных теоретических вопросов программы 8 класса
Основным вопросом программы 8 класса является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Она же является базой для изучения курса химии 9 класса.
Напоминаю, что таблица Д. И. Менделеева представляет собой «дом», в котором живут все химические элементы. Каждый элемент имеет номер (порядковый), который можно сравнить с номером квартиры. «Квартира» расположена на определенном «этаже» (т. е. периоде) и в определенном «подъезде» (т. е. группе). Каждая группа в свою очередь делится на подгруппы: главную и побочную. Пример: элемент магний Mg имеет порядковый номер (№) 12 и расположен в третьем периоде, в главной подгруппе второй группы.
Свойства химического элемента зависят от его положения в таблице Д. И. Менделеева. Поэтому очень важно научиться характеризовать свойства химических элементов на основании их положения в Периодической системе.
III . План характеристики химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева
Алгоритм характеристики: (3-5 слайды)
1. Положение элемента в ПС
в) группа
д) относительная атомная масса.
а) число протонов (р +), нейтронов (n 0), электронов (е -)
б) заряд ядра
д) электронная формула атома
е) графическая формула атома
ж) семейство элемента.
Три последних пункта, для хорошо подготовленных классов.
3. Свойства атома
Записать в виде схем-уравнений. Сравнить с соседними атомами.
4. Возможные степени окисления.
5. Формула высшего оксида, его характер.
6. Формула высшего гидроксида, его характер.
7. Формула летучего водородного соединения, его характер.
Обратить внимание: При рассмотрении пунктов 5 и 7 все формулы высших оксидов и летучих водородных соединений помещены внизу таблицы Д. И. Менделеева, что фактически является «законной шпаргалкой».
Так как в начале, при характеристике элементов ребята могут испытывать определенные трудности, поэтому им полезно пользоваться «законными шпаргалками» - табл. 1 и др. Потом, по мере накопления опыта и знаний, эти помощники уже не потребуются.
Задание: Охарактеризуйте химический элемент натрий на основании его положения в периодической системе Д.И. Менделеева. (слайд 6)
Работает весь класс, записи поочередно ведут обучающиеся на доске.
Образец ответа. (слайд 7)
Na – натрий
1) 11, 3 период, малый, 1 группа, А
2) 11 р + , 12n 0 , 11 е -
+ 11 2-8-1
1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 - s - элемент
3) Na 0 – 1 e → Na +
восстановитель
R a: Li Mg
по группе по периоду
Ме св-ва: Li Na K Na Mg
по группе по периоду
4) Na : 0, +1
5) Na 2 O – основный оксид
6) NaOH – основание, щелочь.
7) Не образует
IV
Каждый химический элемент образует простое вещество, обладающее определенным строением и свойствами. Простое вещество характеризуют по следующим параметрам: (слайд 8)
1) Тип связи.
2) Тип кристаллической решетки.
3) Физические свойства.
4) Химические свойства (схема).
Образец ответа : (слайд 9)
Металлическая связь [Na 0 – 1 e → Na + ]
- Металлическая кристаллическая решетка
- Твердое вещество, мягкий металл (режется ножом), белого цвета, блестящий, тепло-и электропроводен.
Металл продемонстрировать. Отметить, что в связи с высокой химической активностью, его хранят под слоем керосина.
- Na 0 – 1 e → Na + → взаимодействует с веществами-окислителями
восстановитель
Неметаллы + оксиды металлов (менее активные)
Кислоты + соли
Задание : Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства простого вещества натрия. Рассмотрите уравнения с позиций окислительно-восстановительных процессов. (слайд 10)
Пять учащихся по желанию работают у доски.
1) 2 Na + Cl 2 → 2 NaCl
Cl 2 0 + 2e → 2Cl - │1 окислитель - восстановление
2) 2 Na + 2HCl → 2 NaCl + H 2
Na 0 – 1e → Na + │2 восстановитель - окисление
3) 2 Na + 2H 2 O → 2 NaOH + H 2
Na 0 – 1e → Na + │2 восстановитель - окисление
2H + + 2e → H 2 0 │1 окислитель - восстановление
4) 2 Na + MgO → Na 2 O + Mg
Na 0 – 1e → Na + │2 восстановитель - окисление
Mg 2+ + 2e → Mg 0 │1 окислитель - восстановление
5) 2 Na + CuCl 2 (расплав) → 2 NaCl + Cu
Na 0 – 1e → Na + │2 восстановитель - окисление
Cu 2+ + 2e → Cu 0 │1 окислитель - восстановление
V
Для каждого химического элемента характерно образование сложных веществ различных классов – оксиды, основания, кислоты, соли. Основными параметрами характеристики сложного вещества являются: (слайд 11)
Формула соединения.
Вид связи.
Характер соединения.
Химические свойства соединения (схема).
Образец ответа:
I . Оксид (слайд 12)
Na 2 O
Ионная связь
Химические свойства:
основный оксид + кислота → соль и вода
основный оксид + кислотный оксид → соль
основный оксид + Н 2 О → щелочь
(растворимый оксид)
II. Гидроксид (слайд 13)
1) NaOH
2) Ионная связь
3) Основание, щелочь.
4) Химические свойства:
основание (любое) + кислота = соль + вода
щёлочь + соль = новое основание + новая соль
щёлочь + оксид неметалла = соль + вода
Самостоятельная работа.
Задание: Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства оксида и гидроксида. Уравнения рассмотрите с позиций окислительно-восстановительных процессов и ионного обмена. (слайд 14)
Образец ответов.
Оксид натрия:
l ) Na 2 O + 2HC 1 = 2NaCl + Н 2 О (реакция обмена)
2) Na 2 O + SO 2 = Na 2 SO 3 (реакция соединения)
3) Na 2 O + H 2 O = 2NaOH (реакция соединения)
Гидроксид натрия:
1) 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2Н 2 О (реакция обмена)
2Na + + 2ОН - + 2Н + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2- + 2Н 2 О
ОН - + Н + = Н 2 О
2) 2NaOH + СО 2 = Na 2 CO 3 + Н 2 О (реакция обмена)
2Na + + 2ОН- + СО 2 = 2Na + + СО 3 2- + Н 2 О
3) 2NaOH + CuSO 4 = Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2 (реакцияобмена)
2Na + + 2 ОН - + Cu 2+ + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2- + Cu (OH) 2
2OH - + Cu 2+ = Cu (OH ) 2
Вспомнить условия протекания реакций обмена до конца (образование осадка, газа или слабого электролита).
Для натрия, как и для всех металлов, характерно образование генетического ряда: (слайд 15)
Металл → основный оксид → основание (щелочь) → соль
Na → Na 2 O → NaOH → NaCl (Na 2 SO 4 , NaNO 3 , Na 3 PO 4 )
(слайд 16)
§ 1, упр. 1 (б), 3; составить уравнения реакций для генетического ряда Na
Просмотр содержимого презентации
«Характеристика элемента-металла»
Урок: «Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева» урок химии, 9 класс
- актуализировать знания о структуре периодической системы,
- систематизировать знания о составе и строении атома элемента,
- уметь характеризовать элемент на основании его положения в периодической системе,
- систематизировать знания о составе и свойствах соединений, образуемых металлами
Алгоритм
характеристики элемента
- Положение элемента в ПС
а) порядковый номер химического элемента
б) период (большой или малый).
в) группа
г) подгруппа (главная или побочная)
д) относительная атомная масса
а) число протонов (р+), нейтронов (n 0), электронов (е -)
б) заряд ядра
в) число энергетических уровней в атоме
г) число электронов на уровнях
д) электронная формула атома
е) графическая формула атома
ж) семейство элемента.
- Свойства атома
а) способность отдавать электроны (восстановитель)
б) способность принимать электроны (окислитель).
- Возможные степени окисления.
- Формула высшего оксида, его характер.
- Формула высшего гидроксида, его характер.
- Формула летучего водородного соединения, его характер.
Задание: Охарактеризуйте химический элемент натрий на основании его положения в периодической системе Д.И. Менделеева.
Mg по группе по периоду Ме св-ва: Li Na K Na Mg по группе по периоду Na: 0, +1 Na 2 O – основный оксид NaOH – основание, щелочь. Не образует" width="640"
- Na – натрий
- 11, 3 период, малый, 1 группа, А
- 11 р +, 12n 0 , 11 е -
- +11 2-8-1
- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 - s - элемент
- Na 0 – 1 e → Na +
- восстановитель
- Ra: Li Na Mg
- по группе по периоду
- Ме св-ва: Li Na K Na Mg
- по группе по периоду
- Na : 0, +1
- Na 2 O – основный оксид
- NaOH – основание, щелочь.
- Не образует
- Тип связи
- Тип кристаллической решетки
- Физические свойства
- Химические свойства (схема)
Образец ответа
- Металлическая связь [ Na 0 – 1 e → Na + ]
- Металлическая кристаллическая решетка
- Твердое вещество, мягкий металл (режется ножом), белого цвета, блестящий, тепло - и электропроводен.
- Na – восстановитель → взаимодействует с веществами-окислителями
Неметаллы + кислоты
Вода + соли
Оксиды металлов (менее активные)
Задание : Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства простого вещества натрия.
Рассмотрите уравнения с позиций окислительно-восстановительных процессов.
- Формула соединения.
- Вид связи.
- Характер соединения.
- Химические свойства соединения (схема)
Образец ответа: Оксид натрия
- Na 2 O
- Ионная связь
- Солеобразующий, основный оксид.
- Химические свойства:
Основный оксид + кислота → соль и вода
Основный оксид + кислотный оксид → соль
Основный оксид + Н 2 О → щелочь
(растворимый оксид)
Гидроксид натрия
- Ионная связь
- Основание, щелочь.
- Химические свойства:
Щёлочь + кислота = соль + вода
Щёлочь + соль = новое основание + новая соль
Щёлочь + оксид неметалла = соль + вода
Самостоятельная работа
Задание: Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства оксида и гидроксида.
Уравнения рассмотрите с позиций окислительно-восстановительных процессов и ионного обмена.
Генетический ряд натрия
Металл → Основный оксид →
→ Основание (щелочь) → Соль
Na → Na 2 O → NaOH → NaCl ( Na 2 SO 4 , NaNO 3 , Na 3 PO 4 )
- упр. 1 (б), 3
- составьте уравнения реакций для генетического ряда Na .
Все многообразие окружающей нас природы состоит из сочетаний сравнительно небольшого числа химических элементов. Так какова же характеристика химического элемента, и чем он отличается от простого вещества?
Химический элемент: история открытия
В различные исторические эпохи в понятие «элемент» вкладывался различный смысл. Древнегреческие философы в качестве таких «элементов» рассматривали 4 «стихии» – тепло, холод, сухость и влажность. Сочетаясь попарно они образовывали четыре «начала» всего на свете – огонь, воздух, воду и землю.
В XVII веке Р. Бойль указал на то, что все элементы носят материальный характер и их число может быть достаточно велико.
В 1787 году французский химик А. Лавуазье создал «Таблицу простых тел». В нее вошли все известные к тому времени элементы. Под последними понимались простые тела, которые не удавалось разложить химическими методами на еще более простые. Впоследствии выяснилось, что в таблицу вошли и некоторые сложные вещества.
К моменту, когда Д. И. Менделеев открыл периодический закон, было известно всего 63 химических элементов. Открытие ученого не только привело к упорядоченной классификации химических элементов, а также помогло предсказать существование новых, еще не открытых элементов.
Рис. 1. А. Лавуазье.
Что такое химический элемент?
Химическим элементом называют определенный вид атомов. В настоящее время известно 118 химических элементов. Каждый элемент обозначают символом, который представляет одну или две буквы из его латинского названия. Например, элемент водород обозначают латинской буквой H и формулой H 2 – первой буквой латинского названия элемента Hydrogenium. Все достаточно хорошо изученные элементы имеют символы и названия, которые можно найти в главных и побочных подгруппах Периодической системы, где все они расположены в определенном порядке.
Cуществует много видов систем, но общепринятой является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева, которая является графическим выражением Периодического закона Д. И. Менделеева. Обычно используют короткую и длинную формы Периодической системы.
Рис. 2. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева.
Что же является главным признаком, по которому атом относят к определенному элементу? Д. И. Менделеев и другие ученые-химики XIX века считали главным признаком атома массу как наиболее стабильную его характеристику, поэтому элементы в Периодической системе расположены в порядке возрастания атомной массы (за немногим исключением).
По современным представлениям, главным свойством атома, относящим его к определенному элементу, является заряд ядра. Таким образом, химический элемент – это вид атомов, характеризующихся определенным значением (величиной) части химического элемента – положительного заряда ядра.
Из всех существующих 118 химических элементов большую часть (около 90) можно обнаружить в природе. Остальные же получены искусственно с помощью ядерных реакций. Элементы 104-107 были синтезированы учеными-физиками в Объединенном институте ядерных исследований в городе Дубне. В настоящее время продолжаются работы по искусственному получению химических элементов с более высокими порядковыми номерами.
Все элементы делятся на металлы и неметаллы. Более 80 элементов относятся к металлам. Однако это деление условное. При определенных условиях некоторые металлы могут проявлять неметаллические свойства, а некоторые неметаллы – металлические свойства.
Содержание различных элементов в природных объектах колеблется в широких пределах. 8 химических элементов (кислород, кремний, алюминий, железо, кальций, натрий, калий, магний) составляют 99% земной коры по массе, все остальные – менее 1%. Большинство химических элементов имеют природное происхождение (95), хотя некоторые из них изначально были выведены искусственно (например, прометий).
Следует различать понятия «простое вещество» и «химический элемент». Простое вещество характеризуется определенными химическими и физическими свойствами. В процессе химического превращения простое вещество утрачивает часть своих свойств и входит в новое вещество в виде элемента. Например, азот и водород, входящие в состав аммиака, содержатся в нем не в виде простых веществ, а в виде элементов.
Некоторые элементы объединяются в группы, такие как органогены (углерод, кислород, водород, азот), щелочные металлы (литий, натрий, калий и т.д.), лантаноиды (лантан, церий и т.д.), галогены (фтор, хлор, бром и т.д.), инертные элементы (гелий, неон, аргон)
