La posición de los elementos metálicos en la tabla periódica. L.p.ivanova, profesora de química en la escuela secundaria Novinsky (región de Astrakhan)
Objetivos de la lección:
Educativo - considerar la posición de los metales en el sistema de elementos de D.I. Mendeleev, para familiarizar a los estudiantes con las propiedades básicas de los metales, para descubrir qué las causa, para introducir el concepto de corrosión del metal.
Desarrollando - poder encontrar metales en la tabla PSCE, poder comparar metales y no metales, explicar las razones de las propiedades químicas y físicas de los metales, desarrollar el pensamiento teórico de los estudiantes y su capacidad para predecir las propiedades de metales según su estructura.
Educación - promover el desarrollo del interés cognitivo de los estudiantes en el estudio de la química
Tipo de lección: una lección para aprender material nuevo.
Métodos de enseñanza : verbal y visual
Durante las clases:
Duración de la lección.
Momento organizativo (1 min.)
Actualización de conocimientos (3 min)
Aprendiendo nuevo material
1.1. Posición en el sistema periódico. (10 minutos)
1.2. Características de la estructura electrónica de los átomos (10 min)
1.3. Propiedades reductoras de los metales. (10 minutos)
2.1. Enlace metálico. (5 minutos)
4. Descarga emocional 2 min
2.2. Propiedades físicas (10 min)
3. Propiedades químicas. (17 minutos)
4. Corrosión de metales (5 min)
Fijación (15 min)
Tarea (3 minutos)
Resumen de la lección (1 min)
organizando el tiempo
(Saludo mutuo, fijación de los presentes).
Actualización de conocimientos. Al comienzo de la lección, el profesor centra la atención de los alumnos en la importancia de un tema nuevo, determinado por el papel que juegan los metales en la naturaleza y en todas las esferas de la actividad humana.. Industria
El maestro lee el acertijo:
Soy duro, maleable y dúctil,
Brillante, todo el mundo lo necesita, práctico.
ya te di una pista
Entonces, quién soy yo ...? y se ofrece a escribir la respuesta en un cuaderno en forma de tema de lección?
Aprendiendo nuevo material
Plan de lectura.
1. Características del elemento metálico.
1.2. Características de la estructura electrónica de los átomos.
1.3. Propiedades reductoras de los metales.
2. Características de una sustancia simple.
2.1. Enlace metálico.
2.2. Propiedades físicas.
3. Propiedades químicas.
4. Corrosión de metales.
1.1. Posición en el sistema periódico.
El límite convencional entre elementos metálicos y elementos no metálicos corre a lo largo de la diagonal B (boro) - (silicio) - Si (arsénico) - Te (telurio) - As (astato) (trástrelo en la tabla de D. I. Mendeleev) ..
Los elementos iniciales formanel principal subgrupo del grupo I y se denominan metales alcalinos ... Obtuvieron su nombre del nombre de los hidróxidos correspondientes, fácilmente solubles en agua: álcalis.
De los elementos de los principales subgrupos de los siguientes grupos, los metales incluyen: en el grupo IV, germanio, estaño, plomo (32,50,82) (los dos primeros elementos, carbono y silicio, no metales), en el grupo V, antimonio y bismuto (51,83) (los primeros tres elementos - no metales), en el grupo VI solo el último elemento - polonio (84) - un metal pronunciado... En los principales subgrupos VII y VIII de los grupos, todos los elementos son no metales típicos.
En cuanto a los elementos de los subgrupos secundarios, son todos los metales.
Los átomos de los metales alcalinos contienen solo un electrón a nivel de energía externa, que donan fácilmente durante las interacciones químicas, por lo que son los agentes reductores más fuertes. Está claro que, de acuerdo con un aumento en el radio atómico, las propiedades reductoras de los metales alcalinos aumentan de litio a francio.
Siguiendo a los metales alcalinos, los elementos constituyentesel subgrupo principal del grupo II, también son metales típicos con una fuerte capacidad reductora (sus átomos contienen dos electrones en el nivel exterior).De estos metales, el calcio, el estroncio, el bario y el radio se denominan metales alcalinotérreos. ... Estos metales recibieron este nombre porque sus óxidos, que los alquimistas llamaron "tierras", al disolverse en agua forman álcalis.
Los metales también incluyen elementosel subgrupo principal del grupo III, excluyendo el boro.
El grupo 3 incluye metales denominados subgrupo de aluminio.
1.2 Características de la estructura electrónica de los metales.
Los estudiantes, en base a los conocimientos adquiridos, formulan la definición de "metal"
Los metales son elementos químicos cuyos átomos donan electrones a la capa electrónica externa (ya veces preexterna), convirtiéndose en iones positivos. Los metales son agentes reductores. Esto se debe a la pequeña cantidad de electrones en la capa externa, el gran radio de los átomos, como resultado de lo cual estos electrones están débilmente confinados al núcleo.Los átomos de metal tienen tamaños relativamente grandes (radios), por lo tanto, sus electrones externos están significativamente distantes del núcleo y están débilmente unidos a él. Y la segunda característica que es inherente a los átomos de los metales más activos esla presencia de 1-3 electrones en el nivel de energía externo.
Los átomos de metal tienen una estructura similar en la capa externa de electrones, que está formada por una pequeña cantidad de electrones (en su mayoría, no más de tres).
Esta afirmación se puede ilustrar con ejemplos de Na, aluminio A1 y zinc Zn. Elaboración de diagramas de la estructura de los átomos, si lo desea, puede elaborar fórmulas electrónicas y dar ejemplos de la estructura de elementos de largos períodos, por ejemplo, zinc.
Debido al hecho de que los electrones de la capa externa de los átomos metálicos están débilmente unidos al núcleo, pueden "entregarse" a otras partículas, lo que sucede durante las reacciones químicas:
La propiedad de los átomos metálicos de donar electrones es su propiedad química característica e indica que los metales exhiben propiedades reductoras.
1.3 Las propiedades reductoras de los metales.
¿Cómo cambia la capacidad oxidante de los elementos?tercero¿período?
(Las propiedades oxidantes aumentan en períodos y las propiedades reductoras se debilitan. La razón del cambio en estas propiedades es el aumento en el número de electrones en el último orbital).
¿Cómo cambian las propiedades oxidantes de los elementos del grupo 4 del subgrupo principal?(de abajo hacia arriba, aumentan las propiedades oxidantes. La razón del cambio en estas propiedades es una disminución en el radio del átomo (es más fácil aceptar que dar)
Con base en la posición de los metales en la tabla periódica, ¿qué conclusión se puede sacar acerca de las propiedades redox de los elementos metálicos?
(Los metales son agentes reductores en las reacciones químicas, ya que donan sus electrones de valencia)
Los alumnos responden que la fuerza de enlace de los electrones de valencia con el núcleo depende de dos factores:la magnitud de la carga del núcleo y el radio del átomo. .
(registro de la salida en los cuadernos de los alumnos) en los periodos con aumento de la carga nuclear, las propiedades reductoras disminuyen.
Elementos: los metales de los subgrupos laterales tienen propiedades ligeramente diferentes.
El profesor propone comparar la actividad de los elementos del subgrupo lateral.cobre, Agricultura, Au – actividadl elementos - caída de metales. Este patrón también se observa en los elementos del segundo subgrupo lateralzinc, CD, Hg.El aumento de electrones a nivel externo por lo tanto las propiedades reductoras se debilitan
Para elementos de subgrupos secundarios, estos son elementos de 4-7 períodos 31-36, 49-54, con un aumento en el elemento ordinal, el radio de los átomos cambiará poco y la magnitud de la carga nuclear aumenta significativamente, por lo tanto la fuerza del enlace de los electrones de valencia con el núcleo aumenta, las propiedades reductoras se debilitan.
2.1. Enlace metálico.
El enlace metálico se lleva a cabo a través de la atracción mutua de iones atómicos y electrones relativamente libres.
Foto 1.
La estructura de la red cristalina de los metales.
En los metales, los electrones de valencia son retenidos extremadamente débilmente por los átomos y pueden migrar. Los átomos que quedan sin electrones externos adquieren una carga positiva. Forman una red cristalina metálica.
El conjunto de electrones de valencia socializados (gas de electrones), cargados negativamente, contiene iones metálicos positivos en ciertos puntos del espacio: los nodos de la red cristalina, por ejemplo, del metal plata.
Los electrones externos pueden moverse libre y caóticamente, por lo que los metales se caracterizan por una alta conductividad eléctrica (especialmente oro, plata, cobre, aluminio).
El enlace químico involucra un cierto tipo de red cristalina. El enlace químico metálico promueve la formación de cristales con una red cristalina metálica. En los sitios de la red cristalina hay iones de átomos metálicos y, entre ellos, electrones que se mueven libremente. El enlace metálico difiere del enlace iónico porque no hay aniones, aunque hay cationes. También difiere del covalente, ya que no se forman pares de electrones comunes.
alivio emocional
¿La ausencia de qué metal fue descrita por el académico A. E. Fersman?
Habría un horror de destrucción en las calles: no habría rieles, ni carros, ni locomotoras de vapor, ni carros, incluso las piedras del pavimento se convertirían en polvo de arcilla, y las plantas comenzarían a marchitarse y morir sin esto. metal. La destrucción por un huracán tendría lugar en toda la Tierra, y la muerte de la humanidad sería inevitable. Sin embargo, una persona no habría estado a la altura de este momento, porque habiendo perdido tres gramos de este metal en su cuerpo y en su sangre, habría dejado de existir antes de que se hubieran desarrollado los hechos dibujados (Respuesta: Todas las personas habrían muerto , habiendo perdido hierro en la sangre)
Nombra el metal de los falsificadores
El nombre le fue dado al metal por los conquistadores españoles, quienes a mediados del siglo XVI. se reunió por primera vez en América del Sur (en el territorio de la actual Colombia) con un nuevo metal que parece plata. El nombre del metal significa literalmente "pequeña plata", "plata".
Este nombre despectivo se explica por la excepcional refractariedad del metal, que no se prestaba a la refusión, no se utilizó durante mucho tiempo y se valoraba la mitad que la plata. Usaron este metal para hacer monedas falsas.
Hoy en día, este metal, utilizado como catalizador y en joyería, es uno de los más caros.
En su forma pura, no existe en la naturaleza. El platino nativo suele ser una aleación natural con otros metales nobles (paladio, iridio, rodio, rutenio, osmio) y no nobles (hierro, cobre, níquel, plomo, silicio). Para obtenerlo, las pepitas se calientan en calderas con "aqua regia" (una mezcla de ácidos nítrico y clorhídrico) y luego se "traen" mediante numerosas reacciones químicas, calentamiento y fusión.
Así, la red cristalina depende y está determinada por el tipo de enlace químico, pero al mismo tiempo es la razón de ser de las propiedades físicas.
2.2. Propiedades físicas.
El docente enfatiza que las propiedades físicas de los metales están determinadas precisamente por su estructura.
a)dureza - todos los metales excepto el mercurio, sólidos en condiciones normales. Los más leves son el sodio, el potasio. Se pueden cortar con un cuchillo; cromo más duro - raya el cristal
B)densidad. Los metales se dividen en blandos (5g/cm³) y pesados (menos de 5g/cm³).
v)fusibilidad. Los metales se dividen en fusibles y refractarios.
GRAMO)conductividad eléctrica, conductividad térmica metales debido a su estructura. Los electrones que se mueven caóticamente bajo la acción de un voltaje eléctrico adquieren un movimiento direccional, como resultado de lo cual surge una corriente eléctrica.
A medida que aumenta la temperatura, la amplitud del movimiento de los átomos y los iones ubicados en los nodos de la red cristalina aumenta considerablemente, y esto interfiere con el movimiento de los electrones y la conductividad eléctrica de los metales disminuye.
Cabe señalar que en algunos no metales, con un aumento de temperatura, la conductividad eléctrica aumenta, por ejemplo, en el grafito, mientras que con un aumento de temperatura, algunos enlaces covalentes se destruyen y aumenta la cantidad de electrones que se mueven libremente.
mi)lustre metálico - los electrones que llenan el espacio interatómico reflejan los rayos de luz y no se transmiten como el vidrio. Caen sobre los nodos de la red cristalina. Por lo tanto, todos los metales en estado cristalino tienen brillo metálico. Para la mayoría de los metales, todos los rayos de la parte visible del espectro están igualmente dispersos, por lo que tienen un color blanco plateado. Solo el oro y el cobre absorben en gran medida longitudes de onda cortas y reflejan longitudes de onda largas del espectro de luz, por lo que son amarillos. Los metales más brillantes son el mercurio, la plata, el paladio. Todos los metales en polvo, exceptoAlabamaymagnesio, pierden su brillo y son de color negro o gris oscuro.
mi)el plastico
La acción mecánica sobre un cristal con una red metálica solo provoca el desplazamiento de las capas atómicas y no se acompaña de ruptura de enlaces, por lo que el metal se caracteriza por una gran plasticidad.
3. Propiedades químicas.
De acuerdo con sus propiedades químicas, todos los metales son agentes reductores, todos ellos ceden electrones de valencia con relativa facilidad, pasan a iones cargados positivamente, es decir, se oxidan. ... La actividad reductora de un metal en reacciones químicas que tienen lugar en soluciones acuosas refleja su posición en la serie electroquímica de voltajes metálicos (Abierto y compilado por Beketov)
Cuanto más a la izquierda se encuentra el metal en la serie de voltajes electroquímicos de los metales, más fuerte es un agente reductor, el agente reductor más fuerte es el litio metálico, el oro es el más débil y, por el contrario, el ion de oro (III) es el agente oxidante más fuerte, el litio (I) es el más débil.
Cada metal es capaz de reducir de las sales en solución aquellos metales que están en una serie de voltajes después de él, por ejemplo, el hierro puede desplazar al cobre de las soluciones de sus sales. Recuerde, sin embargo, que los metales alcalinos y alcalinotérreos interactuarán directamente con el agua.
Los metales, que se encuentran en la serie de voltajes a la izquierda del hidrógeno, son capaces de desplazarlo de soluciones de ácidos diluidos, mientras se disuelven en ellos.
La actividad reductora de un metal no siempre corresponde a su posición en el sistema periódico, porque al determinar el lugar de un metal en una fila, no solo se tiene en cuenta su capacidad para donar electrones, sino también la energía gastada en la destrucción. de la red cristalina del metal, así como la energía gastada en la hidratación de los iones.
Interacción con sustancias simples.
CONoxígeno la mayoría de los metales forman óxidos - anfóteros y básicos:
4 Li + O 2 = 2 Li 2 Oh,
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 .
Los metales alcalinos, a excepción del litio, forman peróxidos:
2Na + O 2 = na 2 O 2 .
CONhalógenos los metales forman sales de ácidos hidrohálicos, por ejemplo,
Cu + Cl 2 = CuCl 2 .
CONhidrógeno los metales más activos forman hidruros iónicos, sustancias similares a sales en las que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1.
2Na + H 2 = 2NaH.
CONgris los metales forman sulfuros - sales de ácido sulfuroso de hidrógeno:
Zn + S = ZnS.
CONnitrógeno algunos metales forman nitruros, la reacción casi siempre procede cuando se calienta:
3 mg + N 2 = magnesio 3 norte 2 .
CONcarbón Los carburos se forman:
4Al + 3C = Al 3 C 4 .
CONfósforo - fosfuros:
3Ca + 2P = Ca 3 PAGS 2 .
Los metales pueden interactuar entre sí, formandocompuestos intermetálicos :
2Na + Sb = Na 2 Sb,
3Cu + Au = Cu 3 Au.
Los metales pueden disolverse entre sí a altas temperaturas sin interactuar, formando aleaciones.
La proporción de metales a ácidos.
La mayoría de las veces en la práctica química, estos ácidos fuertes se usan como sulfúrico H 2 ENTONCES 4 , clorhídrico HCl y nitrógeno HNO 3 .
ConHCl
Los iones de hidrógeno H + actuar como un agente oxidante, oxidantemetales ubicados en la línea de actividad a la izquierda del hidrogeno ... La interacción procede según el esquema:
Yo + HCl - sal + H 2
2 Alabama + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2
2│Al 0 – 3 mi - → Al 3+ - oxidación
3│2H + + 2 mi - → H 2 - recuperación
El "vodka Tsarskaya" (anteriormente llamado vodka acidulado) es una mezcla de un volumen de ácido nítrico y tres o cuatro volúmenes de ácido clorhídrico concentrado, que tiene una actividad oxidante muy alta. Esta mezcla es capaz de disolver algunos metales de baja actividad que no interactúan con el ácido nítrico. Entre ellos se encuentra el "rey de los metales": el oro. Este efecto de "aqua regia" se explica por el hecho de que el ácido nítrico oxida el ácido clorhídrico con la liberación de cloro libre y la formación de cloróxido de nitrógeno (III), o cloruro de nitrosilo - NOCl:
Las reacciones de oxidación del oro proceden de acuerdo con las siguientes ecuaciones:
Au + HNO3 + 4HCl → H + NO + 2H2O
Si los ácidos pueden interactuar con las bases y los óxidos básicos, y el elemento clave en su composición es un metal, entonces es posible que los metales interactúen con los ácidos. Comprobémoslo experimentalmente.
El magnesio interactúa con el ácido en condiciones normales, el zinc, cuando se calienta, el cobre, no interactúa.
En la práctica se utilizan varios voltajes. para una evaluación comparativa de la actividad química de los metales en reacciones con soluciones acuosas de sales y ácidos y para la evaluación de procesos catódicos y anódicos durante la electrólisis:
Los metales de la izquierda son reductores más fuertes, que los metales ubicados a la derecha:desplazan a estos últimos de las soluciones salinas . Los metales en la fila a la izquierda del hidrógeno desplazan al hidrógeno cuando interactúan con soluciones acuosas de ácidos no oxidantes; los metales más activos (hasta e incluyendo el aluminio) - y cuando interactúan con el agua.
Los metales en la fila a la derecha del hidrógeno no interactúan con soluciones acuosas de ácidos no oxidantes en condiciones normales.
Durante la electrólisis, los metales a la derecha del hidrógeno se liberan en el cátodo; la reducción de metales de actividad moderada va acompañada del desprendimiento de hidrógeno; los metales más activos (hasta el aluminio) no pueden aislarse en condiciones normales a partir de soluciones acuosas de sales.
4. Corrosión de metales - interacción fisicoquímica o química entre el metal (aleación) y el medio ambiente, que conduce a un deterioro de las propiedades funcionales del metal (aleación), el medio ambiente o el sistema técnico que los incluye.
La palabra corrosión proviene del latín "corrodo" - "roer" (latín tardío "corrosio" significa "erosión").
La corrosión es causada por una reacción química de un metal con sustancias ambientales que ocurre en la interfaz entre el metal y el medio. En la mayoría de los casos, se trata de la oxidación del metal, por ejemplo, con oxígeno atmosférico o ácidos contenidos en soluciones con las que el metal entra en contacto. Especialmente susceptibles a esto son los metales ubicados en la fila de voltajes (fila de actividad) a la izquierda del hidrógeno, incluido el hierro.
Como resultado de la corrosión, el hierro se oxida. Este proceso es muy complejo e implica varias etapas. Se puede describir mediante la ecuación de resumen:
4Fe + 6H 2 O (humedad) + 3O 2 (aire) = 4Fe (OH) 3
El hidróxido de hierro (III) es muy inestable, pierde agua rápidamente y se convierte en óxido de hierro (III). Este compuesto no protege la superficie de hierro de una mayor oxidación. Como resultado, el objeto de hierro puede destruirse por completo.
Para frenar la corrosión, se aplican barnices y pinturas, aceites minerales y grasas a la superficie metálica. Las estructuras subterráneas están cubiertas con una gruesa capa de betún o polietileno. Las superficies internas de las tuberías y tanques de acero están protegidas con revestimientos de cemento baratos.
Para productos de acero, los llamados convertidores de óxido que contienen ácido fosfórico (H 3 RO 4 ) y su sal. Disuelven los residuos de óxido y forman una película de fosfato densa y duradera, que puede proteger la superficie del producto durante algún tiempo. Luego, el metal se cubre con una capa de imprimación, que debe adherirse bien a la superficie y tener propiedades protectoras (generalmente se usa plomo rojo o cromato de zinc). Solo entonces se puede aplicar barniz o pintura.
Fijación (15 min)
Profesor:
Ahora, para consolidar, realizaremos una prueba.
Resolver tareas de prueba
1.Seleccione un grupo de elementos que contenga solo metales:
A) Al, As, P;B) Mg, Ca, Si;V) K, Ca, Pb
2. Seleccione un grupo que contenga solo sustancias simples - no metales:
A) k 2 Oh, entonces 2 , SiO 2 ; B) H 2 , Cl 2 , I 2 ; V) Ca, Ba, HCl;
3. Indique lo que es común en la estructura de los átomos de K y Li:
A) 2 electrones en la última capa de electrones;
B) 1 electrón en la última capa de electrones;
C) el mismo número de capas electrónicas.
4. El calcio metálico exhibe propiedades:
A) un agente oxidante;
B) un agente reductor;
B) un agente oxidante o un agente reductor, según las condiciones.
5. Las propiedades metálicas del sodio son más débiles que las de -
A) magnesio; B) potasio; B) litio.
6. Los metales inactivos incluyen:
A) aluminio, cobre, zinc; B) mercurio, plata, cobre;
C) calcio, berilio, plata.
7. ¿Qué propiedad física no es común a todos los metales?
A) conductividad eléctrica, B) conductividad térmica,
B) estado sólido de agregación en condiciones normales,
D) brillo metálico
8. Los metales, cuando interactúan con los no metales, exhiben las siguientes propiedades:
a) oxidativo;
b) restaurador;
c) tanto oxidantes como reductores;
d) no participan en reacciones redox.
9.En la tabla periódica, los metales típicos se ubican
a) arriba
b) el fondo
en la esquina superior derecha
d) esquina inferior izquierda
Parte B. La respuesta a las tareas de esta parte es un conjunto de letras que deben escribirse
Establecer correspondencia.
Con un aumento en el número ordinal de un elemento en el subgrupo principal del grupo II de la Tabla Periódica, las propiedades de los elementos y las sustancias que forman cambian de la siguiente manera:
1) el número de electrones en el nivel exterior
A) aumenta
3) electronegatividad
4) propiedades restauradoras
B) disminuye
C) no cambia
(Respuestas: 1-D, 2-A, 3-C, 4-B, 5-D)
TAREAS PARA EL FONDEO
№1. Complete las ecuaciones de reacciones prácticamente factibles, nombre los productos de reacción
li + h 2 O =
Cu + H 2 O =cobre( OH) 2 + H 2
ba + h 2 O =
magnesio + H 2 O =
Ca + HCl =
2 na +2 H 2 ENTONCES 4 ( A)= N / A 2 ENTONCES 4 + SO 2 + 2H 2 O
HCl + Zn =
H 2 ENTONCES 4 ( A) + Cu =Cu SO 4 + SO 2 + H 2 O
H 2 S + Mg = MgS + H 2
HCl + Cu =
Cosas del hogar: notas en cuadernos, mensajes sobre el uso de los metales.
El maestro sugiere crear un vino sincronizado sobre el tema.
Línea 1: Sustantivo (uno por tema) (Metales)
Línea 2: dos adjetivos
3 línea: tres verbos
4 líneas: cuatro palabras combinadas en una oración
5 línea: una palabra que expresa la esencia de este tema.
Resumen de la lección
Profesor : Y así, examinamos la estructura y propiedades físicas de los metales, su posición en la tabla periódica de elementos químicos de D.I. Mendeleev.
Los metales constituyen la mayor parte de los elementos químicos. Cada período del sistema periódico (excepto el primero) los elementos químicos comienzan con los metales, y con un aumento en el número del período, se vuelven más y más. Si en el segundo período solo hay 2 metales (litio y berilio), en el tercero - 3 (sodio, magnesio, aluminio), entonces ya en el cuarto - 13, y en el séptimo - 29.
Los átomos de metal tienen una estructura similar en la capa externa de electrones, que está formada por una pequeña cantidad de electrones (en su mayoría, no más de tres).
Esta afirmación se puede ilustrar con ejemplos de Na, aluminio A1 y zinc Zn. Elaboración de diagramas de la estructura de los átomos, si lo desea, puede elaborar fórmulas electrónicas y dar ejemplos de la estructura de elementos de largos períodos, por ejemplo, zinc.
Debido al hecho de que los electrones de la capa externa de los átomos metálicos están débilmente unidos al núcleo, pueden "entregarse" a otras partículas, lo que sucede durante las reacciones químicas:
La propiedad de los átomos metálicos de donar electrones es su propiedad química característica e indica que los metales exhiben propiedades reductoras.
Al caracterizar las propiedades físicas de los metales, se deben tener en cuenta sus propiedades generales: conductividad eléctrica, conductividad térmica, brillo metálico, plasticidad, que se deben a un solo tipo de enlace químico: metal y red cristalina metálica. Su característica es la presencia de electrones compartidos que se mueven libremente entre átomos de iones ubicados en los sitios de la red cristalina.
Al caracterizar las propiedades químicas, es importante confirmar la conclusión de que en todas las reacciones los metales exhiben las propiedades de los agentes reductores e ilustrar esto escribiendo las ecuaciones de reacción. Se debe prestar especial atención a la interacción de los metales con ácidos y soluciones salinas; en este caso, es necesario referirse a una serie de voltajes metálicos (una serie de potenciales de electrodo estándar).
Ejemplos de la interacción de metales con sustancias simples (no metales):
Con sales (Zn en la serie de voltajes está a la izquierda de Cu): Zn + CuC12 = ZnCl2 + Cu!
Así, a pesar de la gran variedad de metales, todos tienen propiedades físicas y químicas comunes, lo que se explica por la similitud en la estructura de los átomos y la estructura de las sustancias simples.
Introducción
Los metales son sustancias simples con propiedades características en condiciones normales: alta conductividad eléctrica y conductividad térmica, la capacidad de reflejar bien la luz (que determina su brillo y opacidad), la capacidad de tomar la forma deseada bajo la influencia de fuerzas externas (plasticidad). Hay otra definición de metales: estos son elementos químicos caracterizados por la capacidad de donar electrones externos (valencia).
De todos los elementos químicos conocidos, unos 90 son metales. La mayoría de los compuestos inorgánicos son compuestos metálicos.
Hay varios tipos de clasificación de metales. La más clara es la clasificación de los metales según su posición en la tabla periódica de elementos químicos - clasificación química.
Si, en la versión "larga" de la tabla periódica, dibuja una línea recta a través de los elementos boro y astato, los metales se ubicarán a la izquierda de esta línea y los no metales a la derecha.
Desde el punto de vista de la estructura del átomo, los metales se subdividen en intransitivos y transicionales. Los metales que no son de transición se ubican en los principales subgrupos del sistema periódico y se caracterizan porque sus átomos se llenan secuencialmente con los niveles electrónicos s y p. Los metales de transición incluyen 22 elementos de los principales subgrupos a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb , Bi, Po.
Los metales de transición se ubican en subgrupos laterales y se caracterizan por llenar niveles electrónicos d o f. Los elementos d incluyen 37 metales de subgrupos laterales b: Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo , W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt.
El elemento f incluye 14 lantánidos (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, D y, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) y 14 actínidos (Th, Pa, U, Np, Pu , Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr).
Entre los metales de transición, también se encuentran los metales de tierras raras (Sc, Y, La y lantanoides), metales de platino (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), metales transuránicos (N p y elementos con mayor masa atómica) .
Además de la química, también existe, aunque no generalmente aceptada, pero una clasificación técnica de metales establecida desde hace mucho tiempo. No es tan lógico como uno químico: se basa en una u otra característica prácticamente importante de un metal. El hierro y las aleaciones a base de él se clasifican como metales ferrosos, todos los demás metales se clasifican como no ferrosos. Distinguir entre metales ligeros (Li, Be, Mg, Ti, etc.) y pesados (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb, etc.), así como grupos de refractarios ( Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, R e), metales preciosos (Ag, Au, platino) y radiactivos (U, Th, N p, Pu, etc.). Los metales dispersos (Ga, Ge, Hf, Re, etc.) y raros (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re, etc.) también se distinguen en geoquímica. Como puede ver, no hay límites claros entre los grupos.
referencia histórica
A pesar de que la vida de la sociedad humana sin metales es imposible, nadie sabe con certeza cuándo y cómo una persona comenzó a usarlos por primera vez. Los escritos más antiguos que nos han llegado hablan de primitivos talleres en los que se elaboraba la fundición o el metal y con él se elaboraban productos. Esto significa que el hombre dominó los metales antes que escribir. Excavando asentamientos antiguos, los arqueólogos encuentran herramientas de trabajo y caza que la gente usaba en aquellos tiempos lejanos: cuchillos, hachas, puntas de flecha, agujas, anzuelos y mucho más. Cuanto más antiguos eran los asentamientos, más toscos y primitivos eran los productos de la mano humana. Los productos de metal más antiguos se encontraron durante las excavaciones de asentamientos que existieron hace unos 8 mil años. Se trataba principalmente de joyas hechas de oro y plata, y puntas de flecha y puntas de lanza hechas de cobre.
La palabra griega "metallon" fue originalmente el comienzo de la mina, minas, de ahí el término "metal". En la antigüedad se creía que solo hay 7 metales: oro, plata, cobre, estaño, plomo, hierro y mercurio. Este número se correlacionaba con el número de planetas entonces conocidos: el Sol (oro), la Luna (plata), Venus (cobre), Júpiter (estaño), Saturno (plomo), Marte (hierro), Mercurio (mercurio) (ver el foto)... Según los conceptos alquímicos, los metales se originaron en las entrañas de la tierra bajo la influencia de los rayos de los planetas y mejoraron gradualmente, convirtiéndose en oro.
El hombre primero dominó los metales nativos: oro, plata, mercurio. El primer metal obtenido artificialmente fue el cobre, luego fue posible dominar la producción de una aleación de cobre con salmuera, bronce y solo más tarde, hierro. En 1556, se publicó en Alemania un libro del metalúrgico alemán G. Agricola "Sobre la minería y la metalurgia", la primera guía detallada sobre la producción de metales que nos ha llegado. Es cierto que en ese momento, el plomo, el estaño y el bismuto todavía se consideraban variedades del mismo metal. En 1789, el químico francés A. Lavoisier, en su manual de química, dio una lista de sustancias simples que incluían todos los metales conocidos entonces: antimonio, plata, bismuto, cobalto, estaño, hierro, manganeso, níquel, oro, pl -tinu, plomo, tungsteno y zinc. Con el desarrollo de métodos de investigación química, el número de metales conocidos comenzó a aumentar rápidamente. En el siglo 18. Se descubrieron 14 metales, en el siglo XIX. - 38, en el siglo XX. - 25 metales. En la primera mitad del siglo XIX. se descubrieron satélites de platino, se obtuvieron metales alcalinos y alcalinotérreos por electrólisis. A mediados de siglo se descubrieron mediante análisis espectrales el cesio, el rubidio, el talio y el indio. La existencia de los metales predichos por D.I.Mendeleev sobre la base de su ley periódica (estos son el galio, el escandio y el germanio) ha sido brillantemente confirmada. El descubrimiento de la radiactividad a finales del siglo XIX. implicaba la búsqueda de metales radiactivos. Finalmente, por el método de las transformaciones nucleares a mediados del siglo XX. Se obtuvieron metales radiactivos que no existen en la naturaleza, en particular elementos transuránicos.
Propiedades físicas y químicas de los metales.
Todos los metales son sólidos (excepto el mercurio, que es líquido en condiciones normales); se diferencian de los no metales en un tipo especial de enlace (enlace metálico). Los electrones de valencia están débilmente unidos a un átomo específico, y dentro de cada metal hay un llamado gas de electrones. La mayoría de los metales tienen una estructura cristalina, y el metal puede considerarse como una red cristalina "rígida" de iones positivos (cationes). Estos electrones pueden moverse más o menos alrededor del metal. Compensan las fuerzas repulsivas entre los cationes y, por lo tanto, los unen en un cuerpo compacto.
Todos los metales tienen una alta conductividad eléctrica (es decir, son conductores, a diferencia de los dieléctricos no metálicos), especialmente el cobre, la plata, el oro, el mercurio y el aluminio; la conductividad térmica de los metales también es alta. Una característica distintiva de muchos metales es su ductilidad (maleabilidad), como resultado de lo cual pueden enrollarse en láminas delgadas (lámina) y estirarse en un alambre (estaño, aluminio, etc.), sin embargo, también hay metales bastante frágiles (zinc, antimonio, bismuto).
En la industria, no se suelen utilizar metales puros, sino sus mezclas, denominadas aleaciones. En una aleación, las propiedades de un componente suelen complementar las propiedades del otro. Por lo tanto, el cobre tiene una dureza baja y es de poca utilidad para la fabricación de piezas de máquinas, mientras que las aleaciones de cobre y zinc, llamadas latón, ya son bastante duras y se utilizan ampliamente en ingeniería mecánica. El aluminio tiene buena ductilidad y suficiente ligereza (baja densidad), pero demasiado blando. Sobre esta base, se prepara una aleación de ayuraluminio (duraluminio), que contiene cobre, magnesio y manganeso. El duraluminio, sin perder las propiedades de su aluminio, adquiere una gran dureza y por ello se utiliza en tecnología aeronáutica. Las aleaciones de hierro con carbono (y aditivos de otros metales) son hierro fundido y acero bien conocidos.
Los metales varían mucho en densidad: para el litio es casi la mitad que el agua (0,53 g/cm), y para el osmio es más de 20 veces mayor (22,61 g/cm 3). Los metales también difieren en dureza. Los más suaves: metales alcalinos, se cortan fácilmente con un cuchillo; el metal más duro, el cromo, corta el vidrio. La diferencia en las temperaturas de fusión de los metales es grande: el mercurio es líquido en condiciones normales, el cesio y el galio se funden a la temperatura del cuerpo humano, y el metal más refractario, el tungsteno, tiene un punto de fusión de 3380 °C. Los metales, cuya temperatura de fusión es superior a 1000 ° C, se denominan metales refractarios, a continuación, a los de bajo punto de fusión. A altas temperaturas, los metales son capaces de emitir electrones, que se utilizan en la electrónica y en los generadores termoeléctricos para convertir directamente la energía térmica en energía eléctrica. El hierro, el cobalto, el níquel y el gadolinio, tras colocarlos en un campo magnético, son capaces de mantener constantemente un estado de magnetización.
Los metales también tienen algunas propiedades químicas. Los átomos de metal donan con relativa facilidad electrones de valencia y se transforman en iones cargados positivamente. Por lo tanto, los metales son agentes reductores. Esta, de hecho, es su propiedad química principal y más general.
Evidentemente, los metales como agentes reductores entrarán en reacción con diversos agentes oxidantes, entre los que pueden encontrarse sustancias simples, ácidos, sales de metales menos activos y algunos otros compuestos. Los compuestos de metales con halógenos se denominan haluros, con azufre - sulfuros, con nitrógeno - nitruros, con fósforo - fosfuros, con carbono - carburos, con silicio - siliciuros, con boro - boruros, con hidrógeno - hidruros, etc. Muchos de estos compuestos han encontrado importantes aplicaciones en nuevas tecnologías. Por ejemplo, los boruros metálicos se utilizan en radioelectrónica, así como en tecnología nuclear como materiales para regular la radiación de neutrones y protegerse contra ella.
Bajo la acción de ácidos oxidantes concentrados, también se forma una película de óxido estable sobre algunos metales. Este fenómeno se llama pasivación. Entonces, en ácido sulfúrico concentrado, metales como Be, Bi, Co, Fe, Mg y Nb están pasivados (y no reaccionan con él), y en ácido nítrico concentrado - metales Al, Be, Bi , Co, Cr, Fe , Nb, Ni, Pb, Th y U.
Cuanto más a la izquierda se ubica el metal en esta fila, más propiedades reductoras posee, es decir, se oxida más fácilmente y pasa en forma de catión a una solución, pero es más difícil recuperarlo de un catión a un estado libre.
Un no metal, el hidrógeno, se coloca en una serie de voltajes, ya que esto permite determinar si un metal dado reaccionará con ácidos, agentes no oxidantes en una solución acuosa (más precisamente, será oxidado por cationes de hidrógeno H+). Por ejemplo, el zinc reacciona con el ácido clorhídrico, ya que en la serie de voltajes se encuentra a la izquierda (hasta) el hidrógeno. Por el contrario, la plata no es transferida a la solución por el ácido clorhídrico, ya que se encuentra en la serie de voltajes a la derecha (después) del hidrógeno. Los metales se comportan de manera similar en ácido sulfúrico diluido. Los metales en la serie de tensiones posteriores al hidrógeno se denominan metales nobles (Ag, Pt, Au, etc.)
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Subtítulos de diapositivas:
La posición de los metales en la Tabla Periódica de D.I. Mendeleev. Características de la estructura de los átomos, propiedades.
El propósito de la lección: 1. Sobre la base de la posición de los metales en el PSCE, llegar a comprender las características estructurales de sus átomos y cristales (enlaces químicos de metales y redes cristalinas de metal). 2. Generalizar y ampliar conocimientos sobre las propiedades físicas de los metales y sus clasificaciones. 3. Desarrollar la capacidad de análisis, sacar conclusiones en base a la posición de los metales en la tabla periódica de elementos químicos.
COBRE Voy en moneditas, me gusta tocar campanas, Me levantan un monumento por esto Y saben: mi nombre es….
HIERRO Para arar y construir: puede hacer todo, si el carbón lo ayuda en eso ...
Los metales son un grupo de sustancias con propiedades comunes.
Los metales son elementos de los grupos I-III de los subgrupos principales, y grupos IV-VIII de los subgrupos secundarios I grupo II grupo III grupo IV grupo V grupo VI grupo VII grupo VIII grupo Na Mg Al Ti V Cr Mn Fe
De los 109 elementos del PSCE, 85 son metales: están resaltados en azul, verde y rosa (excepto H y He)
La posición de un elemento en el PS refleja la estructura de sus átomos POSICIÓN DEL ELEMENTO EN EL SISTEMA PERIÓDICO ESTRUCTURA DE SUS ÁTOMOS Número ordinal del elemento en el sistema periódico Carga nuclear del átomo Número total de electrones Número de grupo Número de electrones a nivel de energía externa. Valencia más alta de un elemento, estado de oxidación Número de período Número de niveles de energía. El número de subniveles en el nivel de energía externa
Modelo de átomo de sodio
La estructura electrónica del átomo de sodio.
Tarea 2. Haz tú mismo un diagrama de la estructura electrónica de los átomos de aluminio y calcio en el cuaderno, siguiendo el ejemplo con el átomo de sodio.
Conclusión: 1. Los metales son elementos que tienen de 1 a 3 electrones en el nivel de energía externa, con menos frecuencia de 4 a 6. 2. Los metales son elementos químicos cuyos átomos donan electrones a la capa electrónica externa (ya veces preexterna), convirtiéndose en iones positivos. Los metales son agentes reductores. Esto se debe a la pequeña cantidad de electrones en la capa externa, el gran radio de los átomos, como resultado de lo cual estos electrones están débilmente confinados al núcleo.
Un enlace químico metálico se caracteriza por: - Deslocalización del enlace, porque un número relativamente pequeño de electrones se une simultáneamente a muchos núcleos; - los electrones de valencia se mueven libremente sobre toda la pieza de metal, que generalmente es eléctricamente neutra; - el enlace metálico no tiene direccionalidad y saturación.
Redes cristalinas de metales
Información en video sobre cristales metálicos.
Las propiedades de los metales están determinadas por la estructura de sus átomos. Propiedad del metal Propiedad propiedad dureza Todos los metales, excepto el mercurio, son sólidos en condiciones normales. Los más leves son el sodio, el potasio. Se pueden cortar con un cuchillo; el cromo más duro - raya el cristal. densidad Los metales se dividen en livianos (densidad 5g/cm) y pesados (densidad mayor a 5g/cm). Fusibilidad Los metales se dividen en conductividad eléctrica refractaria y de bajo punto de fusión, conductividad térmica Los electrones que se mueven caóticamente bajo la influencia del voltaje eléctrico adquieren un movimiento direccional, lo que resulta en una corriente eléctrica. brillo metálico Los electrones que llenan el espacio interatómico reflejan los rayos de luz y no transmiten plasticidad como el vidrio. La acción mecánica sobre un cristal con una red metálica solo provoca el desplazamiento de las capas atómicas y no se acompaña de ruptura de enlaces, por lo que el metal se caracteriza por una gran plasticidad.
Verifique la asimilación de los conocimientos en la lección probando 1) Fórmula electrónica de calcio. А) 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 1 B) 1S 2 2S 2 2 Р 6 3 S 2 C) 1S 2 2S 2 2 Р 6 3 S 2 3S 6 4S 1 D) 1S 2 2S 2 2 Р 6 3 S 2 3 R 6 4 S 2
Tareas de prueba 2 y 3 2) La fórmula electrónica 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 tiene un átomo: a) Na b) Ca c) Cu d) Zn 3) Conductividad eléctrica, brillo metálico, plasticidad, densidad de Los metales se determinan: a) la masa de los átomos b) el punto de fusión de los metales c) la estructura de los átomos metálicos d) la presencia de electrones desapareados
Puntos de prueba 4 y 5 4) Los metales que interactúan con los no metales exhiben propiedades a) oxidantes; b) restaurador; c) tanto oxidantes como reductores; d) no participar en reacciones redox; 5) En la tabla periódica, los metales típicos se ubican en: a) la parte superior; b) la parte inferior; en la esquina superior derecha; d) esquina inferior izquierda;
Respuestas correctas Número de tarea Opción de respuesta correcta 1 D 2 B 3 C 4 B 5 D
Avance:
El propósito y los objetivos de la lección:
- Sobre la base de la posición de los metales en el PSCE, lleve a los estudiantes a comprender las características estructurales de sus átomos y cristales (enlaces químicos metálicos y redes metálicas cristalinas), para estudiar las propiedades físicas generales de los metales. Revisar y resumir los conocimientos sobre enlaces químicos y redes cristalinas metálicas.
- Para desarrollar la capacidad de análisis, sacar conclusiones sobre la estructura de los átomos en función de la posición de los metales en el PSCE.
- Desarrollar la capacidad de dominar la terminología química, formular y expresar claramente sus pensamientos.
- Fomentar el pensamiento independiente en el curso de las actividades educativas.
- Generar interés en la futura profesión.
Formulario de lección:
lección combinada con presentación
Métodos y técnicas:
Historia, conversación, demostración en video de los tipos de redes cristalinas de metales, prueba, elaboración de diagramas de la estructura electrónica de los átomos, demostración de una colección de muestras de metales y aleaciones.
Equipo:
- Tabla “Tabla periódica de elementos químicos de D.I. Mendeleiev ";
- Presentación de la lección en medios electrónicos.
- Toma de muestras de metales y aleaciones.
- Proyector.
- Tarjetas con la tabla "Características de la estructura del átomo por posición en el PSCE"
DURANTE LAS CLASES
I. Momento organizativo de la lección.
II. Declaración y anuncio del tema de la lección, sus metas y objetivos.
Diapositiva 1-2
tercero Aprendiendo material nuevo.
Profesor: El hombre ha utilizado los metales desde la antigüedad. Brevemente sobre la historia del uso de los metales.
1 mensaje de estudiante. Diapositiva 3
Al principio hubo una edad de cobre.
A finales de la Edad de Piedra, el hombre descubrió la posibilidad de utilizar los metales para la fabricación de herramientas. El primer metal de este tipo fue el cobre.
El período de difusión de las herramientas de cobre se llama Calcolítico o Calcolítico , que traducido del griego significa "cobre". El cobre se procesaba con herramientas de piedra mediante el método de forja en frío. Las pepitas de cobre se convirtieron en productos bajo fuertes golpes de martillo. Al comienzo de la Edad del Cobre, solo las herramientas blandas, las joyas y los artículos para el hogar estaban hechos de cobre. Fue con el descubrimiento del cobre y otros metales que comenzó a surgir la profesión de herrero.
Más tarde apareció la fundición, y luego la gente comenzó a agregar estaño o antimonio al cobre, para hacer bronce, más duradero, fuerte y fusible.
Mensaje del estudiante 2. Diapositiva 3
Bronce - una aleación de cobre y estaño. Los límites cronológicos de la Edad del Bronce se remontan a principios del tercer milenio antes de Cristo. antes del comienzo del primer milenio antes de Cristo
Mensaje del estudiante 3. Diapositiva 4
El tercer y último período de la era primitiva se caracteriza por la difusión de la metalurgia del hierro y las herramientas de hierro y marca la Edad del Hierro. En su significado moderno, este término fue introducido a mediados del siglo IX por el arqueólogo danés K. Yu. Thomson y pronto se difundió en la literatura junto con los términos “Edad de Piedra” y “Edad de Bronce”.
A diferencia de otros metales, el hierro, a excepción de los meteoritos, casi nunca se encuentra en su forma pura. Los científicos suponen que el primer hierro que cayó en manos del hombre fue de origen meteorito, y no en vano el hierro se llama "piedra celestial". El meteorito más grande encontrado en África, pesaba unas sesenta toneladas. Y en el hielo de Groenlandia encontraron un meteorito de hierro que pesaba treinta y tres toneladas.
Y ahora continúa la Edad del Hierro. De hecho, en la actualidad, las aleaciones de hierro representan casi el 90% de todos los metales y aleaciones de metales.
Profesor.
Oro y plata: los metales preciosos se utilizan actualmente para la fabricación de joyas, así como piezas en la industria electrónica, aeroespacial y de construcción naval. ¿Dónde se pueden utilizar estos metales en el envío? La excepcional importancia de los metales para el desarrollo de la sociedad se debe, por supuesto, a sus propiedades únicas. Nombra estas propiedades.
Demuestre a los estudiantes una colección de muestras de metal.
Los estudiantes nombran propiedades de los metales como conductividad eléctrica y conductividad térmica, brillo metálico característico, plasticidad, dureza (excepto el mercurio), etc.
El profesor hace una pregunta clave a los alumnos: ¿cuál es la razón de estas propiedades?
Respuesta esperada:Las propiedades de las sustancias se deben a la estructura de las moléculas y los átomos de estas sustancias.
Diapositiva 5. Entonces, los metales son un grupo de sustancias con propiedades comunes.
Demostración de presentación.
Profesor: Los metales son elementos de 1-3 grupos de subgrupos principales y elementos de 4-8 grupos de subgrupos secundarios.
Diapositiva 6. Tarea 1 ... Por su cuenta, utilizando PSCE, agregue los representantes de los grupos, que son metales, en el cuaderno.
viii |
|||||||
Escuchar las respuestas de los alumnos de forma selectiva.
Profesor: los metales serán los elementos situados en el ángulo inferior izquierdo del PSCE.
El docente destaca que todos los elementos ubicados debajo de la B - En la diagonal, incluso aquellos con 4 electrones (Ge, Sn, Pb), 5 electrones (Sb, Bi), 6 electrones (Po) en la capa exterior, serán metales en PSCE , ya que tienen un radio grande.
Así, 85 de los 109 elementos de PSChE son metales. Diapositiva número 7
Profesor: la posición del elemento en el PSCE refleja la estructura atómica del elemento. Usando las tablas que recibió al comienzo de la lección, caracterizamos la estructura del átomo de sodio por su posición en el PSCE.
Demostración de la diapositiva 8.
¿Qué es un átomo de sodio? Mira el modelo aproximado del átomo de sodio, en el que puedes ver el núcleo y los electrones moviéndose en órbitas.
Demostración de la diapositiva 9.Modelo de átomo de sodio.
Permítanme recordarles cómo se elabora un diagrama de la estructura electrónica de un átomo de un elemento.
Demostración de la diapositiva 10.Deberías tener el siguiente diagrama de la estructura electrónica del átomo de sodio.
Diapositiva 11. Tarea 2. Haz tú mismo un diagrama de la estructura electrónica del átomo de calcio y aluminio en el cuaderno, siguiendo el ejemplo con el átomo de sodio.
El profesor revisa el trabajo en el cuaderno.
¿Qué conclusión se puede sacar acerca de la estructura electrónica de los átomos metálicos?
En el nivel de energía externa, 1-3 electrones. Recordamos que al entrar en compuestos químicos, los átomos se esfuerzan por restaurar la capa completa de 8 electrones del nivel de energía externo. Para esto, los átomos de metal donan fácilmente 1-3 electrones del nivel externo, convirtiéndose en iones cargados positivamente. Al mismo tiempo, muestran propiedades reparadoras.
Demostración de la diapositiva 12. Rieles - estos son elementos químicos, cuyos átomos donan electrones de la capa electrónica externa (ya veces preexterna), convirtiéndose en iones positivos. Los metales son agentes reductores. Esto se debe a la pequeña cantidad de electrones en la capa externa, el gran radio de los átomos, como resultado de lo cual estos electrones están débilmente confinados al núcleo.
Consideremos sustancias simples: metales.
Demostración de la diapositiva 13.
Primero, resumimos la información sobre el tipo de enlace químico formado por los átomos metálicos y la estructura de la red cristalina.
- un número relativamente pequeño de electrones se unen simultáneamente a muchos núcleos, el enlace está deslocalizado;
- los electrones de valencia se mueven libremente sobre toda la pieza de metal, que generalmente es eléctricamente neutra;
- el enlace metálico no tiene direccionalidad y saturación.
Demostración
Diapositiva 14 " Tipos de redes cristalinas de metales.»
Diapositiva 15 Video de la red cristalina de metales.
Los estudiantes concluyen que de acuerdo con esta estructura particular, los metales se caracterizan por sus propiedades físicas generales.
El docente enfatiza que las propiedades físicas de los metales están determinadas precisamente por su estructura.
Diapositiva 16 Las propiedades de los metales están determinadas por la estructura de sus átomos.
a) dureza - todos los metales excepto el mercurio, sólidos en condiciones normales. Los más leves son el sodio, el potasio. Se pueden cortar con un cuchillo; el cromo más duro - raya el cristal (demo).
b) densidad - Los metales se dividen en ligeros (5g/cm) y pesados (más de 5g/cm) (demostración).
c) fusibilidad - Los metales se dividen en fusibles y refractarios (demostración).
GRAMO) conductividad eléctrica, conductividad térmicametales debido a su estructura. Los electrones que se mueven caóticamente bajo la acción de un voltaje eléctrico adquieren un movimiento direccional, como resultado de lo cual surge una corriente eléctrica.
A medida que aumenta la temperatura, la amplitud del movimiento de los átomos y los iones ubicados en los nodos de la red cristalina aumenta considerablemente, y esto interfiere con el movimiento de los electrones y la conductividad eléctrica de los metales disminuye.
Cabe señalar que en algunos no metales, con un aumento de temperatura, la conductividad eléctrica aumenta, por ejemplo, en el grafito, mientras que con un aumento de temperatura, algunos enlaces covalentes se destruyen y aumenta la cantidad de electrones que se mueven libremente.
mi) lustre metálico- los electrones que llenan el espacio interatómico reflejan los rayos de luz y no los transmiten, como el vidrio.
Por lo tanto, todos los metales en estado cristalino tienen brillo metálico. Para la mayoría de los metales, todos los rayos de la parte visible del espectro están igualmente dispersos, por lo que tienen un color blanco plateado. Solo el oro y el cobre absorben en gran medida longitudes de onda cortas y reflejan longitudes de onda largas del espectro de luz, por lo que tienen luz amarilla. Los metales más brillantes son el mercurio, la plata, el paladio. En el polvo, todos los metales, excepto el AI y el Mg, pierden su brillo y adquieren un color negro o gris oscuro.
f) plasticidad ... La acción mecánica sobre un cristal con una red metálica solo provoca el desplazamiento de las capas atómicas y no se acompaña de ruptura de enlaces, por lo que el metal se caracteriza por una gran plasticidad.
IV. Consolidación del material estudiado.
Profesor: examinamos la estructura y propiedades físicas de los metales, su posición en la tabla periódica de elementos químicos de D.I. Mendeleev. Ahora, para consolidar, sugerimos realizar una prueba.
Diapositivas 15-16-17.
1) Fórmula electrónica de calcio.
- a) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1
- b) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2
- c) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3S 6 4S 1
- d) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2
2) fórmula electrónica 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 tiene un átomo:
- a) na
- b) Ca
- c) u
- d) zinc
3) La conductividad eléctrica, el brillo metálico, la plasticidad y la densidad de los metales están determinados por:
- a) la masa de metal
- b) el punto de fusión de los metales
- c) la estructura de los átomos metálicos
- d) la presencia de electrones desapareados
4) Los metales, cuando interactúan con los no metales, exhiben propiedades
- a) oxidativo;
- b) restaurador;
- c) tanto oxidantes como reductores;
- d) no participar en reacciones redox;
5) En la tabla periódica, los metales típicos se ubican en:
- a) parte superior; VI. Tarea.
La estructura de los átomos de metal, sus propiedades físicas.
Posición de los metales en la tabla periódica.
Si dibujamos una diagonal desde el boro hasta el astato en la tabla de D.I. Los elementos ubicados cerca de la diagonal tienen propiedades duales: en algunos de sus compuestos se comportan como metales; en algunos, como no metales.
La estructura de los átomos de metal.
En periodos y subgrupos principales, existen regularidades en el cambio de propiedades metálicas.
Muchos átomos de metal tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia, por ejemplo:
Na (+ 11): 1S2 2S22p6 3S1
Ca (+20): 1S2 2S22p6 3S23p63d0 4S2
Metales alcalinos (grupo 1, subgrupo principal): ... nS1.
Alcalinotérreo (grupo 2, subgrupo principal): ... nS2.
Las propiedades de los átomos metálicos dependen periódicamente de su ubicación en la tabla de DI Mendeleev.
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a - cobre; b - magnesio; c - α-modificación del hierro
Los átomos de metal tienden a donar sus electrones externos. En una pieza de metal, lingote o producto metálico, los átomos metálicos ceden electrones externos y los envían a esta pieza, lingote o producto, convirtiéndose así en iones. Los electrones "arrancados" se mueven de un ion a otro, se reúnen temporalmente con ellos en átomos, se arrancan de nuevo y este proceso ocurre continuamente. Los metales tienen una red cristalina, en cuyos nodos hay átomos o iones (+); entre ellos hay electrones libres (gas de electrones). El esquema de comunicación en metal se puede visualizar de la siguiente manera:
М0 ↔ nē + Мn +,
átomo - ion
donde norte¿Es el número de electrones externos que participan en el enlace (y Na - 1 e, en Ca - 2 e, en Al - 3 e).
Este tipo de enlace se observa en metales - sustancias simples - metales y en aleaciones.
Un enlace metálico es un enlace entre los iones metálicos cargados positivamente y los electrones libres en la red cristalina de los metales.
El enlace metálico tiene alguna similitud con el enlace covalente, pero también alguna diferencia, ya que el enlace metálico se basa en la socialización de los electrones (similitud), todos los átomos participan en la socialización de estos electrones (diferencia). Por eso los cristales con enlace metálico son dúctiles, eléctricamente conductores y tienen un brillo metálico. Sin embargo, en el estado de vapor, los átomos de metal están unidos por un enlace covalente, los pares de metales están compuestos por moléculas individuales (monoatómicas y diatómicas).
Características generales de los metales.
La capacidad de los átomos para donar electrones (oxidarse) |
← Creciente |
||
Interacción con el oxígeno atmosférico | Se oxida rápidamente a temperatura ambiente | Se oxida lentamente a temperatura normal o cuando se calienta | no oxidar |
Interacción con el agua | A temperaturas normales, se libera H2 y se forma hidróxido. | Cuando se calienta, se libera H2 | H2 no se desplaza del agua |
5interacción con ácidos | Desplazar H2 de ácidos diluidos | No desplaza el H2 de los ácidos diluidos. |
|
Reaccionar con conc. y descomposición. HNO3 y con conc. H2SO4 cuando se calienta | No reaccionar con ácidos. |
||
estar en la naturaleza | Solo en conexiones | En enlaces y en forma libre | Mayormente suelto |
Métodos de obtención | Electrólisis de fundidos | Reducción con carbón, monóxido de carbono (2), alumotermia o electrólisis de soluciones acuosas de sales | |
La capacidad de los iones para unir electrones (recuperar) | Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au |
||
Creciente → |
|||
Serie electroquímica de voltajes metálicos. Propiedades físicas y químicas de los metales.
Propiedades físicas generales de los metales.
Las propiedades físicas generales de los metales están determinadas por el enlace metálico y la red cristalina metálica.
maleabilidad, ductilidad
La acción mecánica sobre un cristal metálico provoca un desplazamiento de las capas de átomos. Dado que los electrones en el metal se mueven por todo el cristal, no se produce la ruptura de los enlaces. La plasticidad disminuye en una fila Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe... El oro, por ejemplo, se puede enrollar en láminas de no más de 0,001 mm de espesor, que se utilizan para dorar diversos artículos. El papel de aluminio apareció relativamente recientemente y antes del té, el chocolate se forjó en papel de estaño, que se llamó estanyol. Sin embargo, Mn y Bi no tienen ductilidad: estos son metales frágiles.
Lustre metálico
Brillo metálico, que en el polvo lo pierden todos los metales, excepto Alabama y magnesio... Los metales más brillantes son Hg(los famosos "espejos venecianos" se hicieron en la Edad Media), Agricultura(ahora los espejos modernos están hechos con la ayuda de la reacción del "espejo plateado"). Por color (convencionalmente), se distinguen los metales ferrosos y no ferrosos. Entre estos últimos, destacaremos los preciosos: Au, Ag, Pt. El oro es el metal de los joyeros. Fue sobre esta base que se hicieron maravillosos huevos de Pascua de Fabergé.
El sonar
Los metales suenan, y esta propiedad se usa para hacer campanas (recordemos la Campana del Zar en el Kremlin de Moscú). Los metales más sonoros son Au, Ag, Ci. Anillos de cobre con un anillo grueso y zumbante: un anillo carmesí. Esta es una expresión figurativa no en honor a la frambuesa, sino en honor a la ciudad holandesa de Malina, donde se fundieron las primeras campanas de la iglesia. Más tarde, en Rusia, los artesanos rusos comenzaron a fundir campanas de mejor calidad, y los residentes de las ciudades y pueblos donaron joyas de oro y plata para que las campanas de las iglesias sonaran mejor. En algunas casas de empeño rusas, la autenticidad de los anillos de oro aceptados para el encargo se determinaba mediante el sonido de un anillo de bodas de oro suspendido del cabello de una mujer (se escucha un sonido agudo muy largo y claro).
En condiciones normales, todos los metales excepto el mercurio Hg son sólidos. El metal más duro es el cromo Cr, que raya el vidrio. Los más blandos son los metales alcalinos, se cortan con un cuchillo. Los metales alcalinos se almacenan con grandes precauciones - Na - en queroseno, y Li - en vaselina por su ligereza, queroseno - en tarro de cristal, tarro - en virutas de asbesto, asbesto - en lata.
Conductividad eléctrica
La buena conductividad eléctrica de los metales se explica por la presencia de electrones libres en ellos que, bajo la influencia de incluso una pequeña diferencia de potencial, adquieren un movimiento direccional del polo negativo al positivo. A medida que aumenta la temperatura, las vibraciones de los átomos (iones) se intensifican, lo que dificulta el movimiento direccional de los electrones y, por lo tanto, conduce a una disminución de la conductividad eléctrica. A bajas temperaturas, el movimiento vibratorio, por el contrario, disminuye considerablemente y la conductividad eléctrica aumenta considerablemente. Los metales exhiben superconductividad cerca del cero absoluto. Ag, Cu, Au, Al, Fe tienen la conductividad eléctrica más alta; peores conductores - Hg, Pb, W.
Conductividad térmica
En condiciones normales, la conductividad térmica de los metales cambia básicamente en la misma secuencia que su conductividad eléctrica. La conductividad térmica se debe a la alta movilidad de los electrones libres y al movimiento vibratorio de los átomos, por lo que se produce una rápida igualación de la temperatura en la masa del metal. La conductividad térmica más alta está en plata y cobre, la más baja está en bismuto y mercurio.
Densidad
La densidad de los metales es diferente. Es menor, menor es la masa atómica del elemento metálico y mayor el radio de su átomo. El metal más ligero es el litio (densidad 0,53 g/cm3), el más pesado es el osmio (densidad 22,6 g/cm3). Los metales con una densidad inferior a 5 g/cm3 se denominan ligeros, el resto se denominan pesados.
Los puntos de fusión y ebullición de los metales son variados. El metal con el punto de fusión más bajo, el mercurio (punto de ebullición = -38,9 ° С), el cesio y el galio, se derriten a 29 y 29,8 ° С, respectivamente. El tungsteno es el metal más refractario (bp = 3390 °C).
El concepto de alotropía de metales en el ejemplo del estaño.
Algunos metales tienen modificaciones alotrópicas.
Por ejemplo, el estaño se distingue en:
· Α-estaño, o estaño gris ("plaga del estaño" - la transformación del β-estaño ordinario en α-estaño a bajas temperaturas provocó la muerte de la expedición de R. Scott al Polo Sur, que perdió todo el combustible, tal como estaba almacenado en tanques sellados de estaño), estable a t<14°С, серый порошок.
· El Β-estaño, o estaño blanco (t = 14 - 161 °C) es un metal muy blando, pero más duro que el plomo, susceptible de fundición y soldadura. Se utiliza en aleaciones como la hojalata (hierro estañado).
Serie electroquímica de voltajes de metales y sus dos reglas.
La disposición de los átomos en una fila según su reactividad se puede representar de la siguiente manera:
Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb,H2 , Cu, Hg, Ag, Pt, Au.
La posición de un elemento en la serie electroquímica muestra la facilidad con que forma iones en una solución acuosa, es decir, su reactividad. La reactividad de los elementos depende de la capacidad de aceptar o donar electrones que intervienen en la formación de un enlace.
1ra regla de una serie de voltajes
Si el metal está en esta fila antes del hidrógeno, puede desplazarlo de las soluciones ácidas, si está después del hidrógeno, entonces no.
Por ejemplo, zinc, magnesio, aluminio dio una reacción de sustitución con ácidos (están en la serie de voltajes hasta H), a cobre no (ella despues H).
2ª regla de una serie de tensiones
Si el metal está en la serie de esfuerzos hasta el metal de la sal, entonces puede desplazar este metal de la solución de su sal.
Por ejemplo, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.
En tales casos, la posición del metal antes o después hidrógeno puede no importar, es importante que el metal que reacciona preceda al metal que forma la sal:
Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu (NO3) 2.
Propiedades químicas generales de los metales.
En las reacciones químicas, los metales son agentes reductores (donan electrones).
Interacción con sustancias simples..
1. Con halógenos, los metales forman sales - haluros:
Mg + Cl2 = MgCl2;
Zn + Br2 = ZnBr2.
2. Los metales forman óxidos con oxígeno:
4Na + O2 = 2 Na2O;
2Cu + O2 = 2CuO.
3. Con azufre, los metales forman sales - sulfuros:
4. Con el hidrógeno, los metales más activos forman hidruros, por ejemplo:
Ca + H2 = CaH2.
5. Con carbono, muchos metales forman carburos:
Ca + 2C = CaC2.
Interacción con sustancias complejas
1. Los metales al inicio de una serie de voltajes (del litio al sodio), en condiciones normales, desplazan hidrógeno del agua y forman álcalis, por ejemplo:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.
2. Los metales ubicados en la serie de voltajes hasta el hidrógeno interactúan con ácidos diluidos (НCl, Н2SO4, etc.), como resultado de lo cual se forman sales y se libera hidrógeno, por ejemplo:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
3. Los metales interactúan con soluciones de sales de metales menos activos, lo que resulta en la formación de una sal de un metal más activo, y el metal menos activo se libera en forma libre, por ejemplo:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.
Metales en la naturaleza.
Encontrar metales en la naturaleza.
La mayoría de los metales se encuentran en la naturaleza en forma de varios compuestos: los metales activos se encuentran solo en forma de compuestos; metales de baja actividad - en forma de compuestos y en forma libre; metales nobles (Ag, Pt, Au...) en forma libre.
Los metales nativos generalmente se encuentran en pequeñas cantidades en forma de granos o inclusiones en las rocas. En raras ocasiones, también hay piezas de metal bastante grandes: pepitas. Muchos metales en la naturaleza existen en un estado ligado en forma de compuestos químicos naturales - minerales... Muy a menudo, estos son óxidos, por ejemplo, minerales de hierro: mineral de hierro rojo Fe2O3, mineral de hierro marrón 2Fe2O3 ∙ 3H2O, mineral de hierro magnético Fe3O4.
Los minerales son parte de las rocas y los minerales. minerales Se denominan formaciones naturales que contienen minerales, en las que los metales están presentes en cantidades tecnológica y económicamente adecuadas para la producción de metales en la industria.
Según la composición química del mineral incluido en la mena, existen óxidos, sulfuros y otras menas.
Por lo general, antes de obtener metales del mineral, se enriquece preliminarmente: roca vacía, las impurezas se separan y, como resultado, se forma un concentrado que sirve como materia prima para la producción metalúrgica.
Métodos de obtención de metales.
La producción de metales a partir de sus compuestos es tarea de la metalurgia. Cualquier proceso metalúrgico es un proceso de reducción de iones metálicos con la ayuda de varios agentes reductores, como resultado de lo cual los metales se obtienen en forma libre. Dependiendo del método para llevar a cabo el proceso metalúrgico, se distinguen la pirometalurgia, la hidrometalurgia y la electrometalurgia.
pirometalurgia Es la producción de metales a partir de sus compuestos a altas temperaturas utilizando diversos agentes reductores: carbono, monóxido de carbono (II), hidrógeno, metales (aluminio, magnesio), etc.
Ejemplos de recuperación de metales
ZnO + C → Zn + CO2;
Monóxido de carbono:
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2;
Hidrógeno:
WO3 + 3H2 → W + 3H2O;
CoO + H2 → Co + H2O;
Aluminio (alumotermia):
4Al + 3MnO2 → 2Al2O3 + 3Mn;
Cr2O3 + 2Al = 2Al2O3 + 2Cr;
Magnesio:
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2.
hidrometalurgia- Es la producción de metales, que consta de dos procesos: 1) el compuesto natural del metal se disuelve en ácido, resultando una solución de la sal del metal; 2) de la solución resultante, este metal es desplazado por un metal más activo. Por ejemplo:
1.2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
2. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.
electrometalurgia- Es la producción de metales por electrólisis de disoluciones o fundidos de sus compuestos. La corriente eléctrica juega el papel de un agente reductor en el proceso de electrólisis.
Características generales de los metales del grupo IA.
Los metales del subgrupo principal del primer grupo (grupo IA) incluyen litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs), francio (Fr). Estos metales se denominan metales alcalinos, ya que ellos y sus óxidos forman álcalis al interactuar con el agua.
Los metales alcalinos son elementos s. En la capa de electrones externa, los átomos de metal tienen un electrón s (ns1).
Potasio, sodio - sustancias simples
Metales alcalinos en ampollas:
a - cesio; b - rubidio; c - potasio; g - sodio
Información básica sobre los elementos del grupo IA
Li litio | Na sodio | K potasio | Rb rubidio | Cs cesio | de francia |
|
Número atómico | ||||||
Estado de oxidación | ||||||
Compuestos naturales básicos | Li2O · Al2O3 · 4SiO2 (espodumeno); LiAl (PO4) F, LiAl (PO4) OH (ambligonita) | NaCl (sal de mesa); Na2SO4 · 10H2O (sal de Glauber, mirabiita); КCl NaCl (silvita) | KCl (silvinita), KCl NaCl (silvinita); K (feldespato potásico, ortogonal); KCl MgCl2 6H2O (carnalita) - se encuentra en las plantas | Como impureza isoamorfa en minerales de potasio - silvinita y carnalita | 4Cs2O · 4Al2O3 · 18 SiO2 · 2H2O (semi-cyt); compañero de minerales de potasio | Α-producto de desintegración del actinio |
Propiedades físicas
El potasio y el sodio son metales plateados blandos (cortados con un cuchillo); ρ (K) = 860 kg/m3, Tm (K) = 63,7 °C, ρ (Na) = 970 kg/m3, Tm (Na) = 97,8 °C. Tienen alta conductividad térmica y eléctrica, pintan la llama en colores característicos: K - en un color púrpura pálido, Na - en amarillo.
https://pandia.ru/text/78/392/images/image005_57.jpg "alt =" (! LANG: Disolución de óxido de azufre (IV) en agua" width="312" height="253 src=">Реакция серы с натрием!}
Interacción con sustancias complejas:
1.2Na + 2H2O → 2NaOH + H2.
2. 2Na + Na2O2 → 2Na2O.
3.2Na + 2НCl → 2NaCl + Н2.
Industria de pulpa y papel "href =" / text / category / tcellyulozno_bumazhnaya_promishlennostmz / "rel =" bookmark "> producción de papel, telas artificiales, jabón, para limpiar oleoductos, en la producción de fibras artificiales, en pilas alcalinas.
Encontrar compuestos metálicosI Agrupos en la naturaleza.
Sal ― NaCl- cloruro de sodio, NaNO3- nitrato de sodio (nitrato chileno), Na2CO3- carbonato de sodio (soda), NaHCO3- bicarbonato de sodio (bicarbonato de sodio), Na2SO4- sulfato de sodio, Na2SO4 · 10H2O- sal de Glauber, KCl- cloruro de potasio, KNO3- nitrato de potasio (nitrato de potasio), K2SO4- sulfato de potasio, К2СО3- carbonato de potasio (potasa) - sustancias iónicas cristalinas, casi todas solubles en agua. Las sales de sodio y potasio exhiben las propiedades de las sales medianas:
2NaCl (sólido) + Н2SO4 (conc.) → Na2SO4 + 2НCl;
КCl + AgNo3 → KNO3 + AgCl ↓;
Na2CO3 + 2HCl → NaCl + CO2 + H2O;
K2CO3 + H2O ↔ KHCO3 + KOH;
СО32- + Н2О ↔ HCO3- + OH - (medio alcalino, pH< 7).
cristales de sal de mesa
Mina de sal
Na2CO3 sirve para la producción de papel, jabón, vidrio;
NaHCO3- en medicina, cocina, en la producción de aguas minerales, en extintores;
К2СО3- para obtener jabón líquido y vidrio;
Potasa - carbonato de potasio
NaNO3, KNO3, KCl, K2SO4- los fertilizantes potásicos más importantes.
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La sal marina contiene un 90-95 % de NaCl (cloruro de sodio) y hasta un 5 % de otros minerales: sales de magnesio, sales de calcio, sales de potasio, sales de manganeso, sales de fósforo, sales de yodo, etc. En total, más de 40 elementos útiles del periódico mesa - todo esto existe en el agua de mar.
Mar Muerto
Hay algo extraordinario, casi fantástico en él. En las tierras orientales, hasta el más mínimo hilo de humedad es fuente de vida, allí florecen los jardines, maduran los cereales. Pero esta agua mata a todos los seres vivos.
Muchos pueblos han visitado estas costas: árabes, judíos, griegos, romanos; cada uno de ellos llamó a este enorme lago en su propio idioma, pero el significado del nombre era el mismo: muerto, peligroso, sin vida.
Estábamos en una orilla desierta, cuya mirada apagada evocaba tristeza: una tierra muerta, sin hierba, sin pájaros. Al otro lado del lago, montañas rojizas se elevaban abruptamente desde el agua verde. Laderas desnudas y arrugadas. Parecía que alguna fuerza arrancó su cubierta natural y los músculos de la tierra quedaron expuestos.
Decidimos darnos un chapuzón, pero el agua resultó estar fría, simplemente nos lavamos con agua espesa, que fluía como una salmuera fría. Después de unos minutos, la cara y las manos se cubrieron con una capa blanca de sal, y quedó un sabor amargo insoportable en los labios, del cual fue imposible deshacerse de él durante mucho tiempo. No puedes ahogarte en este mar: el agua espesa en sí misma mantiene a una persona en la superficie.
A veces, un pez nada desde el Jordán hasta el Mar Muerto. Ella muere en un minuto. Encontramos uno de esos peces varado en tierra. Era tan dura como un palo en una cáscara dura y salada.
Este mar puede convertirse en una fuente de riqueza para las personas. Después de todo, este es un almacén gigantesco de sales minerales.
Cada litro de agua del Mar Muerto contiene 275 gramos de sales de potasio, sodio, bromo, magnesio y calcio. Las reservas minerales se estiman aquí en 43 mil millones de toneladas. El bromo y la potasa se pueden extraer a un precio extremadamente bajo y no hay nada que limite la escala de producción. El país posee enormes reservas de fosfatos, que tienen una gran demanda en el mercado mundial, y se extrae su cantidad insignificante.
Características generales de los elementos del grupo IIA.
Los metales del subgrupo principal del segundo grupo (grupo IIA) incluyen berilio (Be), magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba), radio (Ra). Estos metales se denominan metales alcalinotérreos, ya que sus hidróxidos Ме (ОН) 2 tienen propiedades alcalinas, y sus óxidos МеО son similares en su refractariedad a los óxidos de metales pesados, antes llamados "tierras".
Los metales alcalinotérreos son elementos s. En la capa de electrones externa, los átomos de metal tienen dos electrones s (ns2).
Información básica sobre los elementos del grupo IIA
Ser berilio | magnesio magnesio | California calcio | señor estroncio | Licenciado en Letras bario | Ra radio |
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Número atómico | ||||||
La estructura de las capas externas de electrones de los átomos. |
donde n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n es el número del período |
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Estado de oxidación | ||||||
Compuestos naturales básicos | 3BeO Al2O3 6SiO2 (berilo); Be2SiO4 (fenakita) | 2MgO SO2 (olivino); MgCO3 (magnesita); MgCO3 CaCO3 (dolomita); MgCl2 KCl 6H2O (carnalita) | CaCO3 (calcita), СaF2― fluorita, СaO · Al2O3 · 6SiO2 (anortita); CaSO4 2H2O (yeso); MgCO3 CaCO3 (dolomita), Ca3 (PO4) 2 - fosforita, Ca5 (PO4) 3X (X = F, Cl, OH) - apatita | SrCO3 (cianita de estron), SrSO4 (celestina) | BaCO3 (baterita) BaSO4 (barita, espato pesado) | Como parte de los minerales de uranio |
Tierra alcalina- metales ligeros de color blanco plateado. El estroncio tiene un tono dorado, mucho más duro que los metales alcalinos. El bario es similar en suavidad al plomo. En el aire a temperaturas ordinarias, la superficie de berilio y magnesio está cubierta con una película protectora de óxido. Los metales alcalinotérreos interactúan activamente con el oxígeno atmosférico, por lo que se almacenan bajo una capa de queroseno o en recipientes sellados, como los metales alcalinos.
El calcio es una sustancia simple.
Propiedades físicas
El calcio natural es una mezcla de isótopos estables. El calcio más común es 97%). El calcio es un metal blanco plateado; ρ = 1550 kg/m3, Tm = 839 °C. Colorea la llama naranja-roja.
Propiedades químicas
Interacción con sustancias simples (no metales):
1.Con halógenos: Ca + Cl2 → CaCl2 (cloruro de calcio).
2.Con carbono: Ca+2C → CaC2 (carburo de calcio).
3. Con hidrógeno: Ca + H2 → CaH2 (hidruro de calcio).
Sal: CaCO3 El carbonato de calcio es uno de los compuestos más extendidos en la Tierra: tiza, mármol, piedra caliza. El más importante de estos minerales es la piedra caliza. Él mismo es una excelente piedra de construcción, además, es una materia prima para producir cemento, cal apagada, vidrio, etc.
La piedra triturada con cal fortalece los caminos y el polvo reduce la acidez del suelo.
La tiza natural representa los restos de antiguas conchas de animales. Se utiliza como lápices de colores escolares, en pastas dentales, para la producción de papel y caucho.
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Propiedades físicas
El hierro es un metal blanco plateado o gris, sólido, con alta ductilidad, conductividad térmica y eléctrica, refractario; ρ = 7874 kg/m3, Tm = 1540 °C. A diferencia de otros metales, el hierro es capaz de magnetizarse, tiene ferromagnetismo.
Propiedades químicas
El hierro interactúa con sustancias simples y complejas.
Interacción del hierro con el oxígeno.
a) cuando se calienta (combustión), b) cuando n. en. (corrosión)
propiedades químicas del hierro
Bajo n. en. | cuando se calienta |
|
Reacción | 3FeSO4 + 2K3 = Fe32 ↓ + 3K2SO4 (azul turbuleno - sedimento azul oscuro). | 1. 4FeCl3 + 3K4 = Fe43 ↓ + 12KCl (azul de Prusia - precipitado azul oscuro). 2. FeCl3 + 3NH4CNS ⇆ Fe (CNS) 3 + 3NH4Cl (tiocianato de Fe rojo sangre + amoníaco). |
El papel biológico del hierro
Los bioquímicos revelan el enorme papel del hierro en la vida de las plantas, los animales y los humanos. Como parte de la hemoglobina, el hierro provoca el color rojo de esta sustancia que, a su vez, determina el color de la sangre. El cuerpo de un adulto contiene 3 g de hierro, de los cuales el 75% forman parte de la hemoglobina, por lo que se lleva a cabo el proceso biológico más importante, la respiración. El hierro también es esencial para las plantas. Participa en los procesos oxidativos del protoplasma, durante la respiración de las plantas y en la formación de la clorofila, aunque no forma parte de ella. El hierro se ha utilizado durante mucho tiempo en medicina para tratar la anemia, con agotamiento, pérdida de fuerza.