Практическая работа № 2 «Получение и свойства соединений металлов», химия 9 класс

План-конспект урока химии 9 класс.

Тема: Практическая работа №2 Получение и свойства соединений металлов

 

Место урока: 9 класс. Тема II. Металлы

 

Тип урока: практическая работа

 Цель  работы: Образовательные:

— получение соединений металлов экспериментальным путем;

-применение теоретических знаний в решении экспериментальных задач;

— совершенствование навыков проведения реакций ионного обмена;

— повторить свойства и некоторые способы получения основных классов химических веществ;

Развивающие – способствовать развитию логического мышления, развитию наблюдательности, умения объяснять, анализировать, сопоставлять, проводить химический эксперимент;

Воспитательная – воспитание интереса к предмету.

Оборудование:  приборы-пробирки, держатель для пробирок, мерная ложка, стеклянная палочка, спиртовка.

  Материалы  -хлорид алюминия, гидроксид натрия, хлорид кальция, карбонат натрия, нитрат серебра, железные стружки, соляная кислота, серная кислота, хлорид железа (III), сульфат меди, сульфат натрия.

Ход урока

1.Организационный момент.

2.Актулизация знаний

  Сегодня у нас необычный урок — практическая работа. В математике действует правило: От перестановки мест слагаемых сумма не меняется. Как вы думаете, действует ли это правило в химии?

II. Постановка целей и задач урока . Мотивация учебной деятельности.

Какова тема практической работы?

Чем мы будем заниматься на уроке? Сформулируйте цель практической работы. ( Рассмотреть свойства соединений металлов и выяснить действует ли в химии математическое правило)

III. Формирование навыков на основе применения их в стандартных условиях.

 Откроем учебники  и посмотрим, какие опыты мы будем проводить ( изучение инструкции проведения опытов).

Определяя план действий.

Какая перед нами стоит задача?

Какие необходимы приборы и материалы для проведения опытов?

Какие правила техники безопасности мы должны соблюдать при выполнении работы?

 

IV. Формирование дифференцированных обобщенных умений.

Под руководством учителя формулируют тему  и цель практической работы ( на основании инструкции) и записывают в тетради.

V. Анализ задачи.

Учащиеся получают таблицы для записей наблюдений:

При проведении практической работы мы должны заполнить таблицу

 

Действия (названия опытов, выполняемые операции)	Наблюдения	Уравнения химических реакций, условия реакций	Объяснения наблюдаемых явлений.  Выводы.
Опыт № 1 «Получение гидроксида алюминия»
Используя  одинаковые объемы исходных ве­ществ: сначала к раствору одного из исходных веществ (реагенту) прибавляли по каплям раствор другого ре­агента, затем поменяли последовательность введения и реакцию реагентов.
Опыт № 2 «Подтверждение качественного состава хлорида кальция»
Провели реакции, подтверждающие качественный состав хлорида кальция   А) В пробирку с раствором CaCL2 добавили несколько капель раствора Na2CO3   Б) В пробирку с раствором CaCL2 добавили несколько капель раствора AgNO3
Опыт № 3 «Осуществление цепочки превращений »
Осуществили превращения согласно следующей схе­ме Fe—> FeCl2—>Fe(ОН)2.   А) к железным стружкам прибавили раствор HCL   Б)к раствору FeCL3 прибавили раствор NaOH
Опыт № 4 «Получение сульфата железа »
А) к раствору  Fe(OH)3 прилили раствор H2SO4   Б) к железным опилкам прилили раствор H2SO4   В) к раствору CuSO4  добавили железные опилки.   Г) к железным опилкам добавили раствор Na2SO4

 

 

VI. Выполнение практической работы

Задание 1  В химии данное правило не справедливо. Результат реакции часто определяется порядком сливания реагентов и их соотношением. Докажем это.

1) В пробирку с раствором хлорида алюминия добавим по каплям раствор щелочи:

А1С1₃ + 3NaOH(недостаток) = 3NaCl + Al(OH)

3↓

Al³⁺ + 3Сl_— + 3Na⁺ + 3ОН^— = А1(ОН)₃↓ + 3Na⁺ + 3Сl^—

А1³⁺ + 3ОН^— = Al(OH)3↓

Наблюдаем образование белого осадка гидроксида алюминия.

2) В другую пробирку с раствором щелочи добавим раствор

хлорида алюминия. В данном случае, щелочь присутствует в избытке, поэтому А1(ОН)₃ в начале не образуется, идет образование алюмината натрия:

А1С1₃ + 4NaOH(избыток) = NaA1О₂ + 3NaCl + 2Н₂О

А1³⁺ + 3Сl^— + 4Na⁺ + 40Н^— = Na⁺ + А1О₂^— + 3Na⁺ + 3Сl^— + 2Н²О

А1³⁺ + 4ОН^— = А1О₂^— + 2Н₂О

Только, после добавления избытка А1С13 выпадет осадок А1(ОН)3.

3) Докажем амфотерный характер А1(ОН)₃. Для этого, полученный осадок А1(ОН)₃ разделим на 2 пробирки. В одну из пробирок добавим раствор любой сильной кислоты, в другую — раствор щелочи (избыток). В обоих случаях наблюдаем растворение осадка гидроксида алюминия:

А1(ОН)₃ + 3НС1 = А1С1₃ + 3Н₂О

А1(ОН)₃ + 3Н⁺ + 3Сl^— = А1³⁺ + 3Сl^— + 3Н₂О

А1(ОН)₃ + 3Н⁺ = А1³⁺ + 3Н₂О

А1(ОН)₃ +NaOH = NaA1О₂ + 2Н₂О

А1(ОН)₃ + Na⁺ + ОН^— = Na⁺ +А10₂^— + 2Н₂О

А1(ОН)₃ + ОН^— = А1О₂^— + 2Н₂О

Таким образом, гидроксид алюминия растворяется, как в кислотах, так и в щелочах, поэтому он амфотерен.

Задание 2

Для доказательства качественного состава СаС1₂ проведем реакции, характерные для катиона кальция и хлорид-аниона. Для этого раствор СаС1₂ разольем на 2 пробирки.

В одну из них добавим раствор карбоната натрия:

Na₂CО₃ + СаС1₂ = CaCО₃↓ + 2NaCl

2Na⁺ + СО₃^2- + Са²⁺ + 2Сl^— = СаСО₃↓ + Na⁺ + 2Сl^—

Са²⁺ + СО₃^2- = CaCО₃↓

Наблюдаем выделение белого осадка карбоната кальция СаСО₃

В другую пробирку прильем раствор нитрата серебра

СаС1₂ + 2AgNО₃ = Ca(NО₃)₂ + 2AgCl↓

Са²⁺ + 2Сl^— +^{2Ag+ + 2NО₃—}

= Ca²⁺+ 2NО₃^— + 2AgCl↓

Сl^— +^{Ag+ = AgCl↓}

Наблюдаем выделение белого творожистого осадка.

Задание 3

Необходимо осуществить следующие превращения:

Fe → FeCI₂ → FeCl₃

В пробирку с железными опилками добавим раствор соляной кис­лоты. Наблюдаем растворение железа и выделение газообразного водорода:

Fe⁰ + 2Н⁺С1 = Fe²⁺Cl₂ + Н₂⁰↑

Fe⁰— 2е = Fe²⁺         2 1 восстановитель

2Н⁺ +2е = Н₂⁰       2 1 окислитель

Докажем наличие ионов железа (II). Для этого, добавим в пробирку раствор красной кровяной соли:

Качественная реакция на ион железа (II):

K₃[Fe⁺³(CN)₆] + Fe⁺²C1₂ = 2КС1 + KFe⁺³[Fe⁺²(CN)₆]

красная кровяная соль турнбулева синь

3К⁺ + Fe²⁺ + 2Сl^— + [Fe(CN)₆]^3- = KFe [Fe(CN)₆]↓ + 2K⁺ + 3Сl^—

K⁺ + Fe²⁺ + [Fe(CN)₆]³— = KFe [Fe(CN)₆]↓

Наблюдаем, образование темно-синего осадка турнбулевой сини, сле­довательно, ионы Fe²⁺ получены.

Для осуществления второго превращения используем хлорную воду, которая представляет собой раствор хлора в воде, т. е. являет­ся реагентом С1₂.

2Fe²⁺Cl₂ + С1₂⁰ = 2Fe³⁺Cl₃

Fe²⁺ -le= Fe³⁺            2  восстановитель

Cl₂° +2e = 2Сl^—       1 окислитель

2Fe²⁺ +CI₂° = 2Fe³⁺ + 2Сl^—

Цвет раствора изменяется.

Докажем наличие ионов железа (III). Для этого можно провести одну из предлагаемых реакций:

Качественные реакции на ион железа (III):

а) Прильем к пробирке раствор желтой кровяной соли:

K₄[Fe⁺²(CN)₆] + Fe⁺³C1₃ = 3KCI + KFe⁺³lFe⁺²(CN)₆]↓

желтая кровяная соль берлинская лазурь

4К⁺ + Fe³⁺ + 3Сl^— + [Fe(CN)₆]^4- = KFe [Fe(CN)₆]↓ + 3K⁺ + 3Сl^—

К⁺ + Fe³⁺ + [Fe(CN)₆]^4- = KFe [Fe(CN)₆]↓

Наблюдаем, образование темно-синего осадка берлинской лазури, значит, в растворе присутствуют ионы железа (III).

б) Добавим в пробирку с раствором FеС1₃ роданид аммония или натрия: Fe⁺³CI₃ + NaNCS = [FeNCS]Cl₂ + NaCI

роданид натрия

Fe³⁺ + NCS^— = FeNCS²⁺

Задание 4

Необходимо получить FeSO₄ тремя различными способами:

В пробирку с железными опилками прильем разбавленный раствор сер­ной кислоты. Наблюдаем растворение железа и выделение водорода:

Fe° + H₂⁺‘S0₄ -» Fe⁺²S0₄ + H₂°↑

Fe° — 2e = Fe²⁺     1   восстановитель

2H⁺ +2e = H₂°      1   окислитель

В результате реакции образуется сульфат железа.

В пробирку с раствором медного купороса добавим железо. Наблю­даем, изменение окраски раствора, из голубого раствор становится светло-зеленым, который быстро желтеет и мутнеет. В результате реакции выделяется красная медь.

Cu²⁺SO₄ + Fe° = Fe⁺²SO₄ + Cu⁰↓

Голубой светло-зеленый красный

Fe° -2е= Fe²⁺             1  восстановитель

Cu²⁺ +2е = Cu°         1  окислитель

Для получения FeSО₄ осуществим следующие превращения: FeCl₂→ Fe(OH)₂ → FeSО₄

К раствору хлорида железа прильем раствор щелочи:

FeCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Fe(OH)₂↓

Fe²⁺ + 2Сl^— + 2Na⁺ + 2ОH^— = 2Na⁺ + 2Сl^— + Fe(OH)₂↓

Fe²⁺ + 2ОH^— = Fe(ОH)₂↓

В результате реакции образуется осадок гидроксида железа (II) бе­лого цвета.

К полученному, в предыдущем опыте осадку Fe(OH)₂ добавим раствор серной кислоты:

Fe(OH)₂ + H₂SО₄ = FeSО₄ + 2Н₂О

Fe(OH)₂ + 2Н⁺ + SО₄²— = Fe²⁺ + SО₄^2- + 2H₂О

Fe(OH)₂ + 2H⁺ = Fe²⁺ + 2H₂О

Задание 5

Для доказательства качественного состава FeSО4 разольем раствор сульфата железа в 2 пробирки. В одну из них добавим раствор красной кровяной соли:

K3[Fe+3(CN)6] + FeS04 = K2S04 + KFe [Fe(CN)6]↓

красная кровяная соль турнбулева синь

Наблюдаем, образование темно-синего осадка турнбулевой сини, значит, в растворе присутствуют ионы железа — Fe2+.

В другую пробирку, добавим раствор хлорида бария:

FeSO4 + ВаС12 = FeCl2 + BaS04↓

Fe2+ + SO42- + Ba2+ + 2Сl- = Fe2+ + 2Сl- + BaSO4↓

Ba2+ + SO42- = BaSO4↓

Наблюдаем, выделение белого осадка сульфата бария BaSО4, значит, в растворе присутствуют сульфат-ионы SО₄^2-.

 

VII. Самоконтроль выполнения работы.

Обучающиеся заполняют таблицу и делают выводы по каждому опыту

VIII. Итоги урока. Рефлексия.

Математическое правило От перестановки мест слагаемых сумма не меняется в химии не действует. Иногда итог реакции зависит от порядка сливания растворов, как в случае с хлоридом алюминия и гидроксида натрия.

IX. Домашнее задание: закончить оформление практической работы в тетради

 

 

 

Практическая работа № 2. Получение и свойства соединений металлов

Практическая работа № 2. Получение и свойства соединений металлов

Муниципальное бюджетное учреждение города Иркутска СОШ № 16

Мелещенко Надежда Григорьевна

• Научиться применять теоретические знания при проведении эксперимента на примере получения соединений металлов

Цель урока:

• — Получить соединения металлов экспериментальным путем;
• — закрепить навыки записи реакций ионного обмена;
• — вспомнить химические свойства и некоторые способы получения основных классов неорганических соединений;
• —  продолжить развивать умение рассуждать, логически мыслить, наблюдать, объяснять, анализировать, сопоставлять и делать выводы. проводить эксперимент;
• учиться  аккуратно и бережно относиться к оборудованию реактивам, помнить о правилах ТБ.

Задачи:

• Опишите происходящие с веществами изменения.
• Напишите уравнения соответствующих реакций.
• Рассмотрите первое уравнение с точки зрения окисления — восстановления, второе запишите в молекулярной и ионной формах.
• Объясните изменения, происходящие с конечным продуктом последней реакции.
• Запишите соответствующее уравнение реакции.

Осуществите следующие превращения: Fe → FeCI 2 → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3

• Формирование навыков на основе применения их в стандартных условиях.
• Откроем учебники и посмотрим, какие опыты мы будем проводить ( изучение инструкции проведения опытов).
• Определяя план действий.
• Какая перед нами стоит задача?
• Какие необходимы приборы и материалы для проведения опытов?
• Какие правила техники безопасности мы должны соблюдать при выполнении работы?

Реакция соляной кислоты с железом

Получение гидроксида железа II и изучение его свойств

Что делали.

Что наблюдали.

В пробирку с железными опилками добавляется раствор соляной кислоты.

Уравнения реакций. Вывод.

Добавим к полученному хлориду железа (II) щелочи.

Оставим осадок на несколько минут.

Что делали.

Что наблюдали.

В пробирку с железными опилками добавляется раствор соляной кислоты.

Уравнения реакций. Вывод.

Наблюдается растворение железа, изменение окраски раствора и выделение газообразного водорода:

Добавим к полученному хлориду железа (II) щелочи.

При добавлении к хлориду железа щелочи выпадает зеленоватый студенистый осадок.

Оставим осадок на несколько минут.

Осадок приобретает бурый цвет.

Что делали.

Что наблюдали.

В пробирку с железными опилками добавляется раствор соляной кислоты.

Наблюдается растворение железа, изменение окраски раствора и выделение газообразного водорода:

Уравнения реакций. Вывод.

Добавим к полученному хлориду железа (II) щелочи.

Fe 0 + 2Н +1 Сl -1 = Fe +2 Cl -1 2 +Н 2 0↑

При добавлении к хлориду железа щелочи выпадает зеленоватый студенистый осадок.

Оставим осадок на несколько минут.

Fe0 — 2е = Fe +2 2 1 восстановитель

FeCl 2 + 2NaOH = 2NaCl + Fe(OH) 2 ↓

Осадок приобретает бурый цвет.

2Н +1 + 2е = Н 2 0 2 1 окислитель

Fe 2+ +2Сl — +2Na + +2ОH — = 2Na + +2Сl — + Fe(OH) 2 ↓

На воздухе гидроксид железа (II) превращается в гидроксид железа(III).

Хлорид железа (II) можно получить в результате реакции замещения , при действии соляной кислоты на порошок железа.

Fe 2+ + 2ОH — = Fe(ОH) 2 ↓

4Fe(OH) 2 + 2Н 2 О + О 2 = 4Fe(OH) 3

• Помните! Какие реакции называются качественными?
• Вам могут помочь в выполнении заданий таблицы: таблица растворимости и
• таблица, показывающая качественные реакции на катионы и анионы.

СаСI 2

Задание 2 ( 8 минут) Проведите реакции, подтверждающие качественный состав хлорида кальция. Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

СаСI 2

Определение ионов кальция

Качественная реакция на хлорид — ионы

Что делали.

В одну из них добавляется раствор карбоната натрия

Что наблюдали.

Уравнения реакций. Вывод.

Наблюдается выделение белого осадка. карбоната кальция СаСО3.

В другую пробирку приливается раствор нитрата серебра.

Na 2 CО 3 + СаС1 2 = CaCО 3 ↓ + 2NaCl

Наблюдается выделение белого творожистого осадка.

2Na + +СО 3 2- +Са 2+ +2Сl — = СаСО 3 ↓+2Na + +2Сl —

СаС1 2 + 2AgNО 3 = Ca(NО 3 ) 2 + 2AgCl↓

Са 2+ + СО 3 2- = CaCО 3 ↓

Са 2+ + 2Сl — +2Ag + +2NО 3 — = Ca 2+ +2NО 3 — +2AgCl↓

Выделение белого осадка карбоната кальция СаСО3 доказывает наличие катиона кальция.

Сl — + Ag + = AgCl↓

Выделение белого творожистого осадка – это качественная реакция на хлорид-анион .

Задание 3 (8 минут) Получите сульфат железа (II) не менее чем тремя способами. Уравнения реакций ионного обмена запишите в молекулярной и ионной формах, а реакции замещения рассмотрите с точки зрения окисления-восстановления.

Чтобы осуществить эти превращения надо знать химические свойства веществ.

Помните!

Что соли получаются соли:

• при взаимодействии металла с неметаллом;
• оксида металла с кислотой,;
• основания с кислотой;
• соли с кислотой;
• основания с солью ;
• соли с металлом).

Проделайте соответствующие заданию реакции. Каждый способ получения должен проходить в одну стадию. При необходимости воспользуйтесь нагреванием. Твердые вещества берите в небольших количествах.

 

Взаимодействие серной кислоты с железом

Взаимодействие сульфата меди с железом

Получение гидроксида железа II и изучение его свойств

Что делали.

1 . В пробирку с железными опилками приливается разбавленный раствор H 2 SО 4

Что наблюдали.

Уравнения реакций. Вывод.

Наблюдается растворение железа, окрашивание раствора и выделение водорода.

2 . В пробирку с раствором медного купороса добавляется железо.

Fe° + H 2 +1 S0 4 =Fe +2 S0 4 + H 2 °↑

3 . В пробирку с гидроксидом железа добавляется H 2 SО 4 .

Наблюдается изменение окраски, из голубого раствор становится светло-зеленым. Порошок становится красным.

Fe 0 — 2е = Fe +2 2 1 восстановитель

Происходит изменение окраски раствора – становится слегка зеленоватым.

• Cu +2 SO 4 + Fe 0 = Fe +2 SO 4 + Cu 0
• Fe 0 — 2е = Fe +2 восстановитель
• Cu +2 +2е = Cu 0 окислитель
• В результате реакции образуется сульфат железа и медь.

2Н +1 +2е = Н 2 0 2 1 окислитель

• Fe(ОН) 2 + H 2 SО 4 = FeSО 4 + H 2 О
• В результате реакции образуется сульфат железа.
• Возможен вариант получения сульфата железа(II) действием на карбонат железа(II) серной кислоты.

В результате реакции образуется сульфат железа.

• Оформить в чистой тетради практические работы, стр.125 задания 2,3,4

Домашнее задание

• Форма отчета о проделанном опыте.
• 1.Название опыта, номер заданиями.
• 2. Цель опыта.
• 3. Порядок выполнения.
• 4. Результаты наблюдений.
• 5. Уравнения реакций .
• 6. Выводы.

Приложения:

• Экспериментальная задача. В математике действует правило — «от перемены мест слагаемых сумма не изменяется». Справедливо ли оно для химии? Проверьте это на примере следующего опыта. Получите гидроксид алюминия по реакции обмена. Для этого вы можете использовать реакцию, уравнение которой AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl
• Проведите эту реакцию в двух вариантах, используя в каждом варианте одинаковые объемы исходных веществ: сначала к раствору одного из исходных веществ (реагенту) прибавляйте по каплям раствор другого реагента, затем поменяйте последовательность введения в реакцию реагентов. Наблюдайте, в каком случае выпадет осадок, а в каком — нет. Объясните результаты и запишите уравнения проведенных реакций в молекулярной форме.

• План эксперимента.
• 1.Взять две одинаковые пробирки.
• 2. В первую пробирку налить раствор хлорида алюминия.
• 3. Во вторую пробирку налить такой же объем гидроксида натрия.
• 4. В первую пробирку добавить несколько капель гидроксида натрия.
• 5. Во вторую пробирку добавить столько же капель хлорида алюминия.
• 6. Наблюдать, какие изменения произойдут в пробирках.
• 7. Найти объяснения изменениям и оформить результаты наблюдений.)

• В пробирку с раствором хлорида алюминия добавляют по каплям раствор щелочи:
• А1С13 + 3NaOH(недостаток) = 3NaCl + Al(OH)3↓
• Наблюдают образование белого осадка гидроксида алюминия. Если же добавить еще гидроксид натрия, то образовавшийся гидроксид алюминия провзаимодействует с ним с образованием алюмината натрия и осадок растворится.
• В другую пробирку с раствором щелочи добавляют раствор хлорида алюминия. В данном случае, щелочь присутствует в избытке, поэтому А1(ОН)3 вначале не образуется, идет образование алюмината натрия:
• А1С13 + 4NaOH (избыток) = NaA1О2 + 3NaCl + 2Н2О
• Алюминат натрия растворим, осадка не образуется.
• Отсюда можно сделать вывод, что гидроксид алюминия можно получить только первым способом. Объясняется это амфотерными свойствами гидроксида алюминия.

Описание опыта:

• 4. Заключительная часть (3минуты)
• Учитель : ( предлагает сдать тетради, напоминает, как будет оцениваться работа) . Оценка за работу будет выставляться с учетом правильности выполнения практической части работы и отчетов по ее выполнению.
• ( дается краткая информация по результатам наблюдений за действиями учащихся, указываются ошибки, собираются тетради, учащиеся убирают рабочее место, сдают халаты) .

Описание опыта:

https :// youtu.be/XL8HZPv3xbo

https :// youtu.be/hLBSwoHS23s

https:// youtu.be/mFEDx-agDZo

https :// youtu.be/1k5HFUWmaik

https://youtu.be/Zbupp_8IDcM

https:// youtu.be/hLBSwoHS23s

Учебник химии Габиелян О.С. 9 класс.Просвещение Дрофа.

Литература и интернет ресурсы:

Свойства переходных металлов и их соединений | Эксперимент

Расширьте знания учащихся о периодической таблице, исследуя переходные металлы и их соединения.

 Исследуйте центральный переходный металл и их соединения в серии тестов, демонстрирующих их уникальные свойства.

Этот эксперимент займет 60 минут.

Оборудование

Аппаратура

• Защита глаз
• Пробирки
• Доступ к стержневому магниту
• Пипетка-капельница

Химикаты

• Образцы некоторых переходных металлов, таких как медь, железо и цинк. (Избегайте никеля и кобальта, поскольку они канцерогенны.)

Доступ к растворам:

• Меди(II) сульфат 0,01 моль дм ^–3
• Железа(III) хлорид 0,1 моль дм ^–3

Прочие соединения с аналогичными степенями окисления:

• Раствор аммиака 2 моль дм ^–3
• Как можно больше твердых образцов соединений переходных металлов в закрытых контейнерах для наблюдения за цветом

Примечания по охране труда и технике безопасности

• Прочтите наше стандартное руководство по охране труда и технике безопасности.
• Всегда надевайте защитные очки.
• Соединения переходных металлов могут быть вредными или раздражающими, как и их растворы, в зависимости от концентрации.
• Пары аммиака раздражают глаза, легкие и дыхательную систему.
• Для получения дополнительной информации о сульфате меди см. CLEAPSS Hazcard HC027c.
• Для получения дополнительной информации о хлориде железа см. CLEAPSS Hazcard HC055b.
• Для получения дополнительной информации об аммиаке см. CLEAPSS Hazcard HC006.

Процедура

1. Проверьте металлические образцы на твердость и способность изгибаться без разрушения. Качественно записывайте свои ответы.
2. Узнайте, какие образцы являются магнитными.
3. Поставьте эксперимент, чтобы узнать, реагируют ли металлы с водой. (Это может потребоваться оставить на некоторое время).
4. Возьмите небольшую пробу раствора сульфата меди(II) (примерно 2 см ³ ), добавьте к ней по несколько капель раствора аммиака.
5. Запишите свои наблюдения.
6. Добавляйте раствор аммиака до тех пор, пока не прекратятся изменения.
7. Повторить с другими растворами соединений переходных металлов.

Notes

Этот эксперимент является хорошей проверкой навыков наблюдения, и на него можно обратить внимание учащихся.

В реакции с водой происходит очень мало, и при образовании комплексов можно пропустить некоторые изменения цвета.

Если учащиеся не использовали воронку с перевернутым фильтром над металлическим образцом с перевернутой пробиркой для сбора образовавшегося газа, может потребоваться некоторое обсуждение.

Вопросы

1. Описать физические свойства переходных металлов.
2. Как переходные металлы реагируют с водой?
3. Какие общие свойства имеют соединения переходных металлов?

Ответы

1. Они твердые, плотные и блестящие. Они являются хорошими проводниками тепла и электричества. Они также податливы и пластичны.
2. Переходные металлы реагируют с водой очень медленно, если вообще реагируют.
3. Помимо перечисленных, они также образуют окрашенные соединения. Они образуют соединения, которые могут иметь более одной формулы.

Дополнительная информация

Этот практический предмет является частью нашей коллекции экспериментов по классической химии.

Свойства металлов Научный урок

Для большинства людей металл — это другое слово, обозначающее железо, сталь или подобное твердое блестящее вещество.

Но соответствует ли это определение истинным свойствам металлов?

Да… и нет.

Прежде чем мы объясним, вы должны знать, что большинство элементов в таблице Менделеева — это металлы.

Металлы находятся в центре и слева в периодической таблице. Их можно дополнительно классифицировать как щелочные металлы, щелочноземельные металлы, переходные металлы и основные металлы.

Урок науки о металлах

Свойства металлов

Элемент — это вещество, состоящее из атомов одного вида; его нельзя разделить на более простые части. Например, элемент гелий (вспомните воздушные шары) состоит исключительно из атомов гелия.

Элементы обычно классифицируются как металлы или неметаллы (хотя некоторые элементы обладают характеристиками обоих; они называются металлоиды ).

Три свойства металлов:

• Блеск: Металлы блестят при резке, царапании или полировке.
• Пластичность: Металлы прочные, но податливые, что означает, что их можно легко согнуть или придать им форму. На протяжении веков кузнецы могли придавать металлическим предметам форму, нагревая металл и отбивая его молотком. Если бы они попытались сделать это с неметаллами, материал бы раскололся! Большинство металлов также пластичный , что означает, что их можно вытягивать для изготовления проволоки.
• Электропроводность: Металлы являются отличными проводниками электричества и тепла. Поскольку они также пластичны, они идеально подходят для электропроводки. (Вы можете проверить это с помощью некоторых предметов домашнего обихода. Продолжайте читать, чтобы узнать, как!)

Дополнительные свойства металлов

Высокая температура плавления : Большинство металлов имеют высокие температуры плавления, и все, кроме ртути, твердые при комнатной температуре.

Звонкий : Металлы часто издают звенящий звук при ударе.

Реакционная способность : Некоторые металлы претерпевают химические изменения (реакции) сами по себе или с другими элементами и выделяют энергию. Эти металлы никогда не встречаются в чистом виде, и их трудно отделить от минералов, в которых они находятся. Наиболее реакционноспособными металлами являются калий и натрий. Они бурно реагируют с воздухом и водой; калий воспламеняется при контакте с водой!

Другие металлы вообще не реагируют с другими металлами. Это означает, что их можно найти в чистом виде (например, золото и платина). Поскольку медь относительно недорога и имеет низкую реакционную способность, ее можно использовать для изготовления труб и электропроводки.

Пять групп металлов:

Благородные металлы встречаются в виде чистых металлов, потому что они нереакционноспособны и не соединяются с другими элементами с образованием соединений. Поскольку они настолько нереактивны, они не подвержены коррозии. Это делает их идеальными для ювелирных изделий и монет. Благородные металлы включают медь, палладий, серебро, платину и золото.

Щелочные металлы очень реакционноспособны. Они имеют низкую температуру плавления и достаточно мягкие, чтобы их можно было резать ножом. Калий и натрий — два щелочных металла.

Щелочноземельные металлы встречаются в соединениях со многими различными минералами. Они менее реакционноспособны, чем щелочные металлы, а также тверже и имеют более высокие температуры плавления. В эту группу входят кальций, магний и барий.

Переходные металлы — это то, о чем мы обычно думаем, когда думаем о металлах. Они твердые и блестящие, прочные и легко поддаются формовке. Они используются во многих промышленных целях. В эту группу входят железо, золото, серебро, хром, никель и медь, некоторые из которых также являются благородными металлами.

Бедные металлы довольно мягкие, и большинство из них не используются сами по себе. Однако они становятся очень полезными при добавлении к другим веществам. К бедным металлам относятся алюминий, галлий, олово, таллий, сурьма и висмут.

Сплавы: сильные комбинации

Свойства этих различных металлов можно комбинировать, смешивая два или более из них вместе. Полученное вещество называют сплавом . Некоторые из наших самых полезных строительных материалов на самом деле являются сплавами. Сталь, например, представляет собой смесь железа и небольшого количества углерода и других элементов; комбинация, которая одновременно сильна и проста в использовании. (Добавьте хром, и вы получите нержавеющую сталь. Проверьте свои кухонные кастрюли и сковородки, чтобы узнать, сколько из них сделано из нержавеющей стали!)

Другие сплавы, такие как латунь (медь и цинк) и бронза (медь и олово), легко поддаются обработке и выглядят красиво. Бронза также часто используется в судостроении, потому что она устойчива к коррозии в морской воде.

Титан намного легче и менее плотный, чем сталь, но такой же прочный; и хотя он тяжелее алюминия, он вдвое прочнее. Он также очень устойчив к коррозии. Все эти факторы делают его отличным сплавом. Титановые сплавы используются в самолетах, кораблях и космических кораблях, а также в красках, велосипедах и даже портативных компьютерах!

Золото как чистый металл настолько мягкое, что его всегда смешивают с другим металлом (обычно серебром, медью или цинком), когда из него делают украшения. Чистота золота измеряется в карат. Самое чистое, что вы можете получить в ювелирных изделиях, составляет 24 карата, что составляет около 99,7% чистого золота. Золото также можно смешивать с другими металлами, чтобы изменить его цвет; белое золото, популярное в ювелирных изделиях, представляет собой сплав золота и платины или палладия.

Металл из руды

Руды – это горные породы или минералы, из которых можно извлечь ценное вещество – обычно металл. Некоторые распространенные руды включают галенит (свинцовая руда), борнит и малахит (медь), киноварь (ртуть) и бокситы (алюминий). Наиболее распространенными железными рудами являются магнетит и гематит (минерал ржавого цвета, образованный железом и кислородом), которые содержат около 70% железа.

Существует несколько процессов рафинирования железа из руды. Более старый процесс заключается в сжигании железной руды с использованием древесного угля (углерода) и кислорода, подаваемого с помощью мехов. Углерод и кислород, включая кислород в руде, соединяются и выходят из железа. Однако железо не нагревается настолько, чтобы полностью расплавиться, и содержит силикаты, оставшиеся от руды. Его можно нагреть и выковать, чтобы сформировать кованое железо .

В более современном процессе используется доменная печь для нагрева железной руды, известняка и кокса (угольный продукт, а не безалкогольный напиток). В результате реакции железо отделяется от кислорода в руде. Этот «чугун» необходимо дополнительно смешать для создания кованого железа. Его также можно использовать для другой важной цели: при нагревании с углеродом и другими элементами он становится более прочным металлом, называемым сталью .

Принимая во внимание процесс, неудивительно, что железо не использовалось примерно до 1500 г. до н.э. Но некоторые чистые металлы — золото, серебро и медь — использовались и раньше, а сплав бронзы, как полагают, был открыт шумерами около 3500 г. до н.э. Но алюминий, один из самых важных металлов в современном использовании, не был открыт до 1825 года нашей эры и не использовался до 20-го века!

Коррозия: обработка и предотвращение

Видели ли вы когда-нибудь кусок серебра, который потерял свой блеск, или железо с красноватой ржавчиной на нем или даже отверстия в нем, вызванные коррозией? Это происходит, когда кислород (обычно из воздуха) реагирует с металлом. Металлы с более высокой реакционной способностью (такие как магний, алюминий, железо, цинк и олово) гораздо более подвержены такому химическому разрушению, или коррозии .

Когда кислород реагирует с металлом, он образует оксид на поверхности металла. Для некоторых металлов, таких как алюминий, это хорошо. Оксид обеспечивает защитный слой, который предотвращает дальнейшую коррозию металла.

Железо и сталь, с другой стороны, имеют серьезные проблемы, если они не обработаны для предотвращения коррозии. Красноватый оксидный слой, который образуется на железе или стали при взаимодействии с кислородом, называется ржавчиной . Слой ржавчины постоянно отслаивается, подвергая коррозию большую часть металла, пока металл не будет проеден насквозь.

Одним из распространенных способов защиты железа является покрытие его специальной краской, которая предотвращает реакцию кислорода с металлом под краской. Другим методом является гальванизация : в этом процессе сталь покрывается цинком. Кислород, молекулы воды и углекислый газ в воздухе реагируют с цинком, образуя слой карбоната цинка, защищающий от коррозии. Осмотрите свой дом, двор и гараж на предмет коррозии, а также оцинковки и других средств защиты металла от ржавчины.

Технология: фейерверк и химия

Если вы посмотрите фейерверк на Четвертое июля, вы увидите красивые сочетания цветов и искр.

Как работает этот удивительный пиротехнический дисплей? Короткий ответ: химия. Более длинный включает в себя повторение свойств металлов.

Одним из ключевых ингредиентов для петард, наземных и воздушных фейерверков (которые взрываются в небе) является черный порох , изобретенный китайцами около 1000 лет назад. Это смесь нитрата калия (селитры), древесного угля и серы в соотношении 75:15:10. Черный порох используется для запуска антенн, а также вызывает взрывы, необходимые для создания специальных эффектов, таких как шум или цветной свет.

В бенгальских огнях черный порох смешивается с металлическим порошком и другими химическими соединениями в форме, которая будет медленно гореть сверху донизу. В простых ракетах для фейерверков черный порох находится в трубке вокруг взрывателя. Когда горит, порох создает силу, которая приводит к равной и противоположной реакции, отталкивая фейерверк от земли, а затем вызывая взрыв соединений внутри него в воздухе.

Более сложные снаряды для фейерверков запускаются из миномета, трубки с черным порохом, который при поджигании вызывает реакцию отрыва. Затем взрыватель снаряда фейерверка загорается, когда он поднимается в воздух, и в нужный момент взрыв внутри снаряда приводит к разрыву зарядов спецэффектов.

Яркая, красочная часть фейерверка вызвана «возбужденными» электронами в атомах различных соединений металлов и солей. Эти соединения находятся в маленьких шариках, называемых звездочками , и сделаны из соединения, похожего на то, из которого работает бенгальский огонь.

Металлы как красители

Различные металлы горят разными цветами; например, если зажечь соединение меди, его пламя будет сине-зеленого цвета. Кальций горит красным, а калий — фиолетовым. В фейерверках металлы объединяются для создания разных цветов.

Когда звездные соединения внутри фейерверка нагреваются, возбужденные атомы выделяют световую энергию. Этот свет делится на две категории: накаливания и люминесценции. Лампа накаливания — это свет, создаваемый теплом: в фейерверках химически активные металлы, такие как алюминий и магний, вызывают вспышку очень яркого света, когда они нагреваются — иногда при температуре более 5000 ° F!

Менее реакционноспособные соединения не так сильно нагреваются, что приводит к более тусклым искрам.