Разработка урокаАлюминий.Железо.

Урок № 15 Тема: Алюминий.Железо. Вид занятия: теория Тип занятия: комбинированный  Количество часов:2 Место проведения занятия:учебная аудитория Обучающийся должен знать:   Характеристику химических элементов побочных подгрупп. ­ ­ Алюминий ­ Железо , их основные соединения,применение. Обучающийся должен уметь: ­   Предсказывать   химические   свойства   данных   соединений   по   степени окисления. ­ Провести качественные реакции на алюминии и железо.   Методическая разработка  теоретического занятия  Методика проведения:объяснительно­илюстрированный Количество часов :2 Место проведения занятия : учебная аудитория Тема: Алюминий .Железо. Цель занятия: Выработать у обучающихся определенные умения и навыки по данной   теме,   предусмотренной   учебной   программой   в   рамках государственного общеобязательного стандарта образования  Задачи занятия:   Образовательная : Углубить и систематизировать знания учащихся о металлах , как химических элементах и простых веществах . Дать представление о химических свойствах металлов алюминия и железо.  Развивающая: Развивать способность обобщать, сделать выводы, работать  самостоятельно.  Воспитательная: Прививать любовь к выбранной профессии. Воспитывать  внимательность, аккуратность. Осуществлять в учебном процессе  экологическое воспитание, ответственное отношение к природе . Оснащение урока : Периодическая система, уровневые задания,карточки.          Межпредметные связи:  биология10 класс  «Химический состав клетки»          Внутрипредметная связь: неорганическая химия 10класс                                                                                  Ход теоретического занятия I. Организационная часть Преподователь     проверяет   присутствующих,готовность обучающихся   и   готовность   аудитории   к   занятию.Приветствие,   проверка посещаемости, подготовки студентов к занятию. здоровается, ІІ. Целевая установка: Сообщение темы и цели занятия. IIІ. Актуализация опорных знаний. Опрос домашнего задания  1.Фронтальный опрос : Устный опрос: 1.В   чем   сходство   и   отличие   по   положению   в   периодической   системе элементов І и ІІ групп главных подгрупп? Ответ:металлы относятся к    ­s , ­р и  d­элементам,содержат мало электронов на внешнем энергетическом уровне и имеют большой радиус атома. 2.Какие   физические   свойства   проявляют   металлы   І   и   ІІ   групп   главных подгрупп? Ответ:металлический блеск,теплопроводность,проводить электрический ток. 3. Какова роль кальция в нашем организме? Са   ­   участвует   в   свёртываемости   крови,   способствует   росту   зубов, образованию   молока   у   кормящих   женщин,   входит   в   состав   скелета. Недостаток К ­ приводит к аритмии, Zn ­ к повреждению кожи, нарушению волосяного покрова, замедлению  полового  созревания, Mg – к повышению возбудимости, а избыток Mg вызывает депрессивное состояние 2.Письменная работа: .  Тест по теме: «Металлы» Вариант 1. 1. Какие из указанных ниже веществ реагируют с оксидом калия:            а) ZnO ;           б) NaOH ;           в) H2SO4;                  г) SO3 ?            Запишите уравнения реакций в молекулярной и сокращённой ионной  форме.   2.Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить  следующие превращения:             Na2O  →  NaOH  →  NaCl  →  Na ↓                    Cu(OH)2   CuO→ 3.Укажите   формулы   веществ,   с   которыми   при   определённых   условиях реагирует оксид  алюминия:     а) H2O;                     б)K2O;                         в) H2SO4;                    г) NaOH.            Ответ подтвердите уравнениями реакций. 4.Известковая вода используется для обнаружения:                  а) оксида азота (IV);                 б) оксида углерода (II);                  в) оксида углерода (IV);           г) хлорид­ионов.            Ответ подтвердите уравнениями реакций. Ответ: 1.г,2  .,3в,4.в Вариант 2. 1. Какие из указанных ниже веществ реагируют с известковой водой?            а) BaO ;               б) Са(HCO3)2 ;                 в) SO3 ;                   г) Na2CO3.            Запишите уравнения реакций в молекулярной и сокращённой ионной  форме. 2.Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить  следующие превращения: Na2SO3  →  NaHSO 3   SO→ 2   SO→ 3   Na→ 2SO4  →  CaSO 4 3.Отметьте формулу вещества, которая образуется при сплавлении оксида алюминия и гидроксида калия:           а) К[Al(OH)4];            б) K2AlO2;                   в) KAlO2;              г) Al(OH)3.              Ответ подтвердите уравнением реакции. 4.Соли натрия и калия окрашивают пламя горелки соответственно в цвета:                             а) розовый и малиновый;      б) фиолетовый и голубой;                             в) жёлтый и синий;                г) жёлтый и фиолетовый. Ответ:1в,2... 3.а ,4г Тема: «Металлы» Вариант 3. 1. Запишите уравнения предложенных реакций и укажите,              основным продуктом какой реакции является нормальный оксид  состава Ме2О.                                     а) Li + O2                                      б) Мд + O2   →             в) Ве + O2 →  →            г) Ca + O2  .→ 2.Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить Na2SO3  → следующие превращения:   NaHSO 3   SO→ 2   SO→ 3   Na→ 2SO4  →  CaSO 4 3.Оксид алюминия может взаимодействовать с:           а) оксидом углерода (IV) и сульфатом меди (II);  б) соляной кислотой и сульфатом натрия;           в) водой и серной кислотой;                          г) гидроксидом натрия и азотной кислотой.          Ответ подтвердите уравнениями реакций. 4.Для обнаружения в растворе катионов бария можно использовать  раствор:                          а) гидроксида натрия             в) сульфата калия                          б) азотной кислоты                г) хлорида кальция.           Ответ подтвердите уравнениями реакций. Ответ:1.а,2...,3в,4в Вариант 4. 1. Запишите уравнения реакций взаимодействия с водой калия и лития.      2.Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно  осуществить следующие превращения: Li2O  →  LiOH  Li → 2SO3   Li→ 2SO4  LiCl  → →  LiNO 3 3.Формулы веществ, которые образуются при взаимодействии алюминия и избытка водного раствора гидроксида натрия, ­ это:                  а) Al(OH)3 и Н2;                               б) Al2O3 и Н2;                  в) Na[Al(OH)4] и Al(OH)3;              г) Na[Al(OH)4] и Н2.            Ответ подтвердите уравнением реакции. 4.Твёрдый гидроксид калия нельзя хранить в открытом сосуде, потому что  он реагирует с:             а) кислородом ;                  в) водородом;           б) углекислым газом;        г) азотом.             Ответ подтвердите уравнением соответствующей реакции. Ответ:1...,2 ...,    3г,4а       IIІ. Объяснение   учебного материала: Алюминий —   элемент   III   периода   главной   подгруппы   III   группы. Принадлежит   к   семейству   р­элементов.   Валентные   электроны   алюминия располагаются   на   s­   и   р­подуровнях   внешнего   электронного   слоя.   для алюминия обычна степень окисления +3. В некоторых соединениях он имеет степени окисления +2 и +1. Земная кора содержит 8,8% алюминия по массе. По распространенности в природе он занимает четвертое место среди всех элементов (после кислорода, водорода   и   кремния)   и   первое   среди   металлов.   Важнейшие   природные соединения алюминия — алюмосиликаты, бокситы, корунд и криолит.   как   абразивный Бокситы — горная порода, состоящая главным образом из гидратированного оксида   алюминия   и   оксидов   железа,которые   придают   им   красный   цвет. Содержат   от   30   до   60%   Аl2O3.   Из   бокситов   получают   алюминий. Корунд   —   минерал   состава   Аl2О3,   обладает   большой   твердостью,   его применяют материал. 2.   Физические   свойстваЧистый   алюминий представляет   собой   легкий серебристо­белый   металл   (плотность   2,7   г/см3   —   почти   в   три   раза   легче железа), очень пластичный, ковкий и тягучий, температура плавления 660°С, температура 2452°С.  После   серебра   и   меди   металлический   алюминий   —   лучший   проводник электричества тепла. Алюминий легко поддается обработке: прокатывается в фольгу, вытягивается в тонкую проволоку, отливается, легко образует сплавы. При 600°С алюминий становится хрупким и его можно истолочь в зерна или в порошок. кипения   и     —       3. Химические свойстваПо химическим свойствам алюминий принадлежит к числу весьма активных металлов, обладающих амфотерными свойствами. В ряду напряжений он стоит за щелочноземельными металлами. 1.Взаимодействие с водой: 2Al+6Н2О=2Аl(ОН)3+3H2О 2. В растворе щелочи алюминий вытесняет из воды водород, образуя соль алюминиевой кислоты — алюминат натрия (или калия), в котором он играет роль комплексообразователя: 2Аl+2NaOH+6Н2O=2Na[Al(OH)4]+3H2О Из кислоты алюминий вытесняет водород: 2Аl+6НСl=2АlСl3+3H2О 3. Алюминий легко реагирует с галогенами: 2Аl+3Сl2=2АlСl3 4. При высоких температурах (700­2000°С) взаимодействует с серой, азотом, углеродом, образуя сульфид Al2S3, нитрид AlN и карбид алюминия Аl4С3 соответственно:  2Al+3S=Al2S3 2Аl+N2=2AlN 4Аl+3С=Аl4С3 5.Алюминий, введенный в пламя в виде стружки или порошка, ярко горит, выделяя большое количество энергии: 4Аl+3О2= 2Аl2О3 4. Оксид алюминия O=Al­O­Al=O    Глинозем,   корунд,   окрашенный   ­   рубин   (красный),   сапфир   (синий).    Сесквиоксид   алюминия   представляет   собой   белую   очень   тугоплавкую   и нерастворимую в воде массу. Природный Al2O3 (минерал корунд), а также получаемый искусственно и затем сильно прокаленный, отличается большой твёрдостью и нерастворимостью в кислотах. Химические   свойства:В   растворимое   состояние   сесквиоксид   алюминия можно перевести сплавлением со щелочами Al2O3 + 2 NaOH = H2O + 2 NaAlO2      Амфотерный   оксид   с   преобладанием   основных   свойств;   с   водой   не реагирует. 1) Реагирует с кислотами и растворами щелочей: Как основной оксид: Al2O3 + 6HCl ­­> 2AlCl3 + 3H2O Как кислотный оксид:Al2O3 + 2NaOH + 3H2O ­­> 2Na[Al(OH)4] 2) Сплавляется со щелочами или карбонатами щелочных металлов: Al2O3 + Na2CO3 ­­> 2NaAlO2(алюминат натрия) + CO2 Al2O3 + 2NaOH ­­> 2NaAlO2 + H2O алюминия.Амфотерность   (двойственность   свойств) 5. Гидроксиды  гидроксидов    элементов проявляется в образовании ими двух типов солей.  а) 3H2O б) 2Al(OH)3  + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O   Al2(SO4)3 2Al(OH)3 3SO3 +     =   + 2Al(OH)3   +   Na2O   =   2NaAlO2   +   3H2O   (в  а) б) 2Al(OH)3  + 2NaOH(т) = 2NaAlO2 + H2O (в расплаве) расплаве) Примеры   молекулярных   уравнений   реакций   Al(NO3)3 + 4NaOH(избыток) = Na[Al(OH)4] + 3NaNO3 этого   типа: 6. Соли алюминия  Из гидроксида алюминия можно получить практически все соли алюминия.  Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде; плохо растворяется в  воде фосфат алюминия 7. Применение  соединений  алюминия. Сульфат   алюминия   Al2(SO4)3•18Н2O   применяется   как   коагулянт   при очистке   водопроводной   воды,   а   также   в   производстве   бумаги.Широко используются   двойные   соли   алюминия   —   квасцы   KAl(SO4)2•12H2O, NaAl(SO4)2•12H2O,   NH4Al(SO4)2•12H2O   и   др.   —   обладают   сильными вяжущими   свойствами   и   применяются   при   дублении   кожи,   а   также   в медицинской практике как кровоостанавливающее средство.          Железо. Побочная подгруппа восьмой группы периодической системы охватывает три  триады d­элементов. Первую триаду образуют элементы железо,  кобальт и никель, вторую триаду — рутений, родий и палладий и третью  триаду — осмий, иридий и платина. Большинство элементов рассматриваемой подгруппы имеют два электрона в  наружном электронном слое атома; все они представляют собой металлы.  Кроме наружных электронов, в образовании химических связей принимают  участие также электроны из предыдущего недостроенного слоя. Для этих  элементов характерны степени окисленности, равные 2, 3, 4. Более высокие  степени окисленности проявляются реже. В периодической системе железо  находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе VIII группы. Химический знак — Fе (феррум). Порядковый номер — 26, электронная  формула 1s22s22p63s23p63d64s2. Электронно­графическая формула: Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном  слое (4s2) и предпоследнем (Зd6). В химических реакциях железо может  отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и +6. Железо (Ferrum). Нахождение в природе. Железо—самый  распространенный после алюминия металл на земном шаре: оно           составляет 4% (масс.) земной коры. Встречается железо в виде различных  соединений: оксидов, сульфидов, силикатовК важнейшим рудам железа  относятся магнитный железняк Fe3O4, красный железняк Fe2O3, бурый  железняк2Fe2O3•3H2Oи шпатовый железняк FeСОз. Встречающийся в  больших количествах пирит, или железный колчедан,   Физические свойства железа. В виде простого вещества Fе — серебристо­белый металл. В соответствии с  усилением вклада ковалентной связи (за счет 3d­, 4d­ и 6d­электронов  соответственно) в ряду Fе—Ru—Оs теплота сублимации, температуры  плавления и кипения заметно возрастают.                 ­Feα                     ­ β Fe                         Химические свойства железа. Соединения железа. Железо­ металл средней химической активности. В отсутствие влаги в обычных условиях пассивируется, но во влажном воздухе легко окисляется и покрывается ржавчиной. При нагревании (в особенности в мелкораздробленном состоянии) взаимодействует почти со всеми неметаллами. При этом в зависимости от условий и активности неметалла образуются твердые растворы( с  C, Si, N, B, P, H), металлоподобные ( Fe3C,Fe3Si, Fe4N, Fe2N) или солеподобные ( FeF3, FeCI3, FeS) соединения. Чистое железо получают различными методами. Наибольшее значение имеют  метод термического разложения пентакарбонила железа и электролиз водных  растворов его солей. ЗFе + 202 + 2Н2О = Fез04 • nН2О Железо растворяется в соляной кислоте любой концентрации: Fе + 2НС1 = FеС12 + Н2 ↑      Аналогично происходит растворение в разбавленной серной кислоте:                                                               Fe+H2SO4=FeS04+H2 ↑ В концентрированных растворах серной кислоты железо окисляется до  железа(III):2Fе + 6Н2S04 = Fе2(SO4)3 + 3SO2   ↑  + 6Н2О В разбавленных и умеренно концентрированных растворах азотной кислоты  железо растворяется: Fе + 4НNОз = Fе(NOз)з + N0   ↑  + 2Н20 При высоких концентрациях НNОз растворение замедляется и железо  становится пассивным. Для железа характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и  соединения железа (III). Первые отвечаютоксиду железа(II), или  закиси железа, FеО, вторые—оксиду железа (III), или окиси железа, Fе2О3.  Кроме того, известны соли железной кислоты Н2Fе04, в которой степень  окисленности железа равна +6. Соединения железа(II). Соли железа(II) образуются при растворении железа в  разбавленных кислотах, кроме азотной. Важнейшая из них—сульфат  железа(\), или железный купорос,FeSO4•7H2O , образующий светло­зеленые  кристаллы, хорошо растворимые в воде. На воздухе железный купорос  постепенно выветривается и одновременно окисляется с поверхности,  переходя в желто­бурую основную соль железа (III). Сульфат железа (II) получают путем растворения обрезков стали в 20—30%  ­пой серной кислоте: Fе + Н2S04 = FеS04 + Н2 ↑ 2FеS04 == Fе2О3 + S02 ↑  + S0з↑ При взаимодействии раствора соли железа (II) со щелочью выпадает белый  осадок гидроксида железа(II) Fе(ОН)2, который на воздухе вследствие  окисления быстро принимает зеленоватую, а затем бурую окраску, переходя в гидроксид железа(III) Fе(ОН)з:     4Fе(ОН)2 + О2 + 2Н2О = 4Fе(ОН)3 Безводный оксид железа(\) FеО можно получить в виде черного легко  окисляющегося порошка восстановлением оксида железа(III) оксидом  углерода (II) при500°С: Fе2О3 + СО == 2FеО + C02 Соли железа (II) легко могут быть переведены в соли железа(III) действием  различных окислителей—азотной кислоты, перманганата калия, хлора,  например: +4H↑ 2O                       6FeSO4+2HNO3+3H2SO4=3Fe2(SO4)3+2NO                      10FeSO4+2KMnO4+8H2SO4=5Fe2(SO4)3 +K2SO4+2MnSO4+8H2O При действии щелочей на растворы солей железа (III) выпадает красно­ бурый гидроксид железа(III) Fе(ОН)з, нерастворимый в избытке щелочи. Гидроксид железа(III)—более слабое основание, чем гидроксид железа (II);  это выражается в том, что соли железа(III) сильно гидролизуются, а со  слабыми кислотами (например, с угольной, сероводородной) Fе(ОН)з солей не образует. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей железа (III):  несмотря на то, что ион Fе3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окра­ шены в желто­бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов  железа или молекул Fе(ОН)з, которые образуются благодаря гидролизу:                       Fe3++H2O  2+ + H+ ↔ +                      FeOH2+ + H2O   Fe(OH) ↔ + + H2O                      Fe(OH)2  Fe(OH) Цианистые соединения железа. При действии на растворы солей железа (II)  растворимых цианидов, например цианида калия, получается белый осадок  цианида железа (II); 2 + H+ 3 + H+  FeOH ↔ Fе2+ + 2СN­ == Fе(СN)2↓ В избытке цианида калия осадок растворяется вследствие образования  комплексной соли K4[Fе(СN)6]—гексациано­(II)феррата калия   Fe(CN)2 + 4KCN=K4[Fe(CN)6] Fe(CN)2 + 4CN­ = [Fe(CN)6]4­ Гексациано­(II)феррат калия К4[Fе (СN)6] • 3Н2О кристаллизуется в виде  больших светло­желтых призм. Эта соль называется также желтой кровяной солью. При растворении в воде соль диссоциирует на ионы калия и  чрезвычайно устойчивые комплексные ионы [Fе (СN) 6]4­. Практически такой  раствор совершенно не содержит ионов Fе3+ и не дает реакций, характерных  для железа(II), Гексациано­(II) феррат калия служит чувствительным реактивом на ионы  железа (III), так как ионы [Fе (СМ) 6]4­, взаимодействуя с ионами Fе3+ ,  образуют нерастворимую в воде соль гекса­циано­(II)феррат железа (III)  Fе4[(Fе(СN)6]3характерного синего цвета; эта соль получила  название берлинской лазури:                                             4Fе + 3[Fе(СN)6]4­ = Fе4[Fе(СN)6]3  Берлинская лазурь применяется в качестве краски. При действии хлора или  брома на раствор желтой кровяной соли анион ее окисляется, превращаясь в  ион [Fе(СN) 6]3­ : 2[Fе(СN)6]4­ + СI2 = 2[Fе(СN)6]3­ + 2СI­ Соответствующая этому аниону соль К3[Fе (СN)6] называется гексациано­ (III) феррaтом калия, или красной кровяной солью. Она образует красные  безводные кристаллы. Если подействовать гексациано­(III)ферратом калия на раствор соли железа  (II), то получается осадок гексациано­(III)феррата железа (II) {турнбулева  синь}, внешне очень похожий на берлинскую лазурь, но имеющий иной состав  *: ЗFе2+ + 2[Fе(СN)6]3+ = Fе3 [Fе(СN)6]2 С солями железа(III) Кз[Fе(СN)6] образует зеленовато­бурый раствор.              Биологическая роль железа, применение его соединений вмедицине.                           В организме человека содержится 5г железа. Большая часть его  сосредоточена в гемоглобине крови (70%). Железо входит также в состав  ферментов, например цитохромо, каталазы, пероксидазы и др. В связанной  форме железо находится в некоторых белках, которые выполняют в  организме роль переносчиков железа.    Одним из наиболее важных внутрикомплексных соединений, которые  создала природа является гемоглобин. Это сложный по составу белок,  содержащий и небелковую(простетическую) группу­ ген, на долю которой  приходится около 4% гемоглобина.              Гемоглобин взаимодействует с углеродом монооксидом, который в  быту известен, как угарный газ. При этом образуется макроциклический  комплекс с железом­ карбонилгемоглобин:  [Hb Fe2+ ] + СО             [Hb Fe2+  •  СО]  константа этого комплекса приблизительно в 100 раз больше, чем  комплекса железа с кислородом в геме. Поэтому  при вдыхании углерода  монооксиде большая часть гемоглобина переходит в карбонилгемоглобин, что и нарушает перенос кислорода от легких к тканям и вызывает отравление  организма.            В организме железо может транпортироваться в виде аминокислотных  комплексов, которые образуются за счет  координационной связи железа с  азотом пептидных групп. Образование таких бионеорганических комплексов  делает возможным прохождение  ионов через клеточные мембраны. Как  известно, пептидный слой оболочки клетки затрудняет прохождение ионов  металлов в виде акваионов. А если ион металла находится в окружении  органических легандов, то он достаточно легко проходит через клеточную  мембрану.         Железо также транспортируется в виде железосодержащих белков,  например, транссерринов.  В механизме действия транссеррина многое  остается дискуссионным, но доказано, что транссеррин отдает железо в виде  Fe3+ . Функция транссеррина заключается в транспорте ионов железа в  ретикулоциты, в которых осуществляется синтез гемоглобина. ҮІ. Обобщение и закрепление нового материала. Устный опрос: 1.   Как выдумаете, каково распространение железа в природе? Железо – один из самых распространенных элементов в природе. В земной коре его массовая доля составляет 5,1%, по этому показателю оно уступает только кислороду, кремнию и алюминию. Много железа находится и в небесных телах, что установлено по данным спектрального анализа. В образцах лунного грунта, которые доставила автоматическая станция “Луна”, обнаружено железо в неокисленном состоянии. 2. В виде, каких соединений железо встречается в природе? Железо входит в состав большинства горных пород. Для получения железа используют железные руды с содержанием железа 30­70% и более. Основными железными рудами являются: магнетит – Fe3O4 содержит 72% железа 3.Какова роль железа в жизни человека и растений? Биохимики открыли важную роль железа в жизни растений, животных и человека. Входя в состав чрезвычайно сложно построенного органического соединения, называемого гемоглобином, железо обусловливает красную окраску этого вещества, от которого в свою очередь, зависит цвет крови человека и животных. В организме взрослого человека содержится 3 г чистого железа, 75% которого входит в состав гемоглобина. Основная роль гемоглобина – перенос кислорода из легких к тканям, а в обратном направлении – CO2. Железо необходимо и растениям. Оно входит в состав цитоплазмы, участвует в процессе фотосинтеза. Растения, выращенные на субстрате, не содержащем железа, имеют белые листья. Маленькая добавка железа к субстрату – и они приобретают зеленый цвет. Больше того, стоит белый лист смазать раствором соли, содержащей железо, и вскоре смазанное место зеленеет. Письменная работа : Составьте визитную карточку для железа по алгоритму: Порядковый номер: Период: Группа: Подгруппа: Электронная формула: ҮІІ. Выставление оценок (объяснением) ҮІІІ.   Домашнее   задание.       «  Химия»   Г.М.Чернобельская,И.Н.Чертков 252­256 стр Технологическая карта конструирования этапов теоретического занятия Название раздела занятия 1 Организационная часть. 2 Целевая установка занятия.  Временной режим 2 минут 3 минут  3 Актуализация   опорных   знаний,   над   которыми 25 минут обучающиеся    работали дома по теме 4 Изложение нового материала 40 минут Закрепление новой темы 10 минут 5 минут 5 минут 5 6 Выставление оценок 7 Домашнее задание