Разработка урока может применяться полностью для проведения урока в 9 классе по теме: «Бериллий, магний и щелочноземельные металлы», а также могут использоваться отдельные ее части, например видео-диктант при проверке домашнего задания, упражнение «Проверь себя» (работа в группах) с помощью которого, осуществляется подготовка учащихся к государственной (итоговой) аттестации, игра «Крестики-нолики» и индивидуальное интерактивное задание на закрепление материала по изучению взаимодействия металлов с кислородом.
Скачать:
Предварительный просмотр:
План-конспект урока.
УЧИТЕЛЬ: Шарапова Лариса Игоревна
КЛАСС: 9
ПРЕДМЕТ: химия
ТЕМА УРОКА: «Бериллий, магний и щелочноземельные металлы»
МЕСТО УРОКА В УЧЕБНОМ ПРОЦЕССЕ: урок по учебному плану.
Цель урока: Дать общую характеристику щелочноземельных металлов в свете общего, особенного и единичного по трем формам существования химических элементов: атомов, простых веществ и сложных веществ.
Задачи:
1. Познакомить обучающихся с группой типичных металлов, в которой наиболее ярко выявляются закономерности в изменении свойств и электронной структуры в зависимости от порядкового номера элемента.
Продолжить обучение учащихся пользоваться периодической системой и электронной теорией при обосновании физических и химических свойств простых и сложных веществ.
Совершенствовать умения составления уравнений химических реакций.
2.Способствовать продолжению развития устойчивого интереса к химической науке и практике.
Продолжить развивать научно-познавательную и коммуникативную компетенции, умения анализировать, выделять самое главное в изучаемом материале, делать выводы.
3. Воспитывать позитивное отношение к учению, прививать любовь к предмету, создавать комфортные отношения между участниками.
Тип урока. Урок изучения нового материала с элементами проверки знаний, с использованием цифровых образовательных ресурсов.
Вид урока. Объяснительно-иллюстративный с элементами контроля знаний учащихся.
Оборудование:
Для учителя: компьютер, мультимедийный проектор и презентация Microsoft PowerPoint, а также спиртовка, спички, напильник, мерный цилиндр, химические стаканы.
Для учащихся: лист самоанализа и самооценки обучающегося, лист с рефлексией, красная и синяя ручка.
Реактивы: кальций, вода, магний и соляная кислота.
Ход урока.
I этап. Организационный момент.
II этап. Сообщение темы, постановка цели и задач урока, мотивация учебной деятельности учащихся.
III этап . Проверка домашнего задания.
Используемые цифровые ресурсы: нет
а) К доске вызываются 4 человека и воспроизводят упражнения домашнего задания на доске.
Воспроизведенные упражнения проверяются по окончании фронтальной проверки.
1-й ученик: Упр.1. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
А) Li Li 2 O LiOH LiCl
Планируемый ответ:
- 4Li + O 2 2Li 2 O
- Li 2 O + H 2 O 2LiOH
- LiOH + HCl LiCl + H 2 O
2-й ученик:
Б) Na Na 2 O 2 Na 2 O NaOH Na 2 SO 4
Планируемый ответ:
1) 2Na + O 2 Na 2 O 2
2) Na 2 O 2 + Na Na 2 O
3) Na 2 O + H 2 O 2NaOH
4) 2NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 +2 H 2 O
3-й ученик: Записать химические свойства калия.
Планируемый ответ:
- 2K + H 2 2KH
- 2K +Cl 2 2KCl
- 2K + S K 2 S
- K 2 O 2 + O 2 K 2 O 2
- K 2 O 2 + 2K 2 K 2 O
- 2K + 2H 2 O 2KOH+ H 2
- 2K +2 HCl (КОНЦ) 2KCl+ H 2
4-й ученик: Записать химические свойства гидроксида калия.
Планируемый ответ:
- KOH+ HCl KCl+ H 2 O
- 2KOH+CO 2 K 2 CO 3 + H 2 O
- 2KOH+CuSO 4 Cu(OH) 2 + K 2 SO 4
б) Фронтальная беседа по вопросам.
- Какие химические элементы относят к семейству щелочных металлов.
- Где встречаются щелочные металлы в природе?
- Как можно распознать соли щелочных металлов?
в) Видео-диктант с самоконтролем и использованием цифровых ресурсов:
- Презентация в формате Microsoft Office PowerPoint
(слайд № 2: «Видеофрагмент "Взаимодействие натрия с водой" (N131756)»; слайд №3: «Видеофрагмент "Алюминотермия" (N131915)»);
г) Проверка видео-диктанта. Учащиеся проверяют друг у друга написанные уравнения химических реакций и оценивают их, а затем сверяют правильность написания со
слайдом №4.
IV этап. Физическая минутка для глаз:
Закрыть глаза, сильно зажмурить и быстро поморгать. Затем открыть и посмотреть, не поворачивая головы налево, направо, вверх, вниз, в окно.
V этап. Актуализация знаний учащихся. Сообщение темы урока.
Используемые цифровые ресурсы: нет.
VI этап. Формирование и совершенствование знаний о простых веществах и элементах второй группы главной подгруппы.
1) «Кальций. Иллюстрация. (N 131846)»;
2) «Натрий. Иллюстрация. (N 131747)»
3) «Изделия из дюралюминия (N 131762)»
4) «Применение соединений кальция (I).Иллюстрация.(131884)».
1) Строение и свойства атомов.
Учитель: Выполните задание. Составьте схемы электронного строения бериллия, магнии, кальция.
а) К доске вызываются 3человека. Остальные учащиеся записывают это задание в тетрадях.
Учитель: Что общего и в чем различие электронного строения этих элементов?
Как это отразится на восстановительных свойствах? (Слайд 6)
А какой химический элемент будет самым слабым восстановителем среди элементов первой и второй группы.
Какие свойства будут проявлять оксиды и гидроксиды элементов второй группы главной подгруппы? (Слайд 7)
2) Физические свойства
Учитель: Попробуйте сравнить физические свойства натрия и кальция. (Слайд 8)
Использование цифровых ресурсов: «Кальций. Иллюстрация. (N 131846)»;
«Натрий. Иллюстрация. (N 131747)»
Планируемый ответ.
Свободных электронов у кальция в два раза больше, чем у натрия, но электрический ток проводить будет хуже. Так как электрический ток есть направленное движение заряженных частиц. Чем больше частиц, тем труднее их движение упорядочить. Блестеть кальций будет лучше, чем больше свободных электронов, тем лучше отражается дневной свет. Пластичность и ковкость будут хуже, им препятствует большее число электронов .
Вывод. Кальций серибристо-белый и довольно твердый металл, с выраженным металлическим блеском.
- Химические свойства металлов . (Слайд 9, 10, 11)
Реагируют с простыми веществами (неметаллами) (Слайд 9)
2М 0 + O 2 0 = 2М +2 O -2 M + S = MS
М + Cl 2 = МCl 2 3М + N 2 = М 3 N 2
М + H 2 = МH 2
Реагируют со сложными веществами: (Слайд 10)
Только Be не взаимодействует с водой.
М + 2НОН = M(OH) 2 + H 2
Mg , Ca способны восстанавливать редкие металлы.)
2Mg + TiO 2 = 2MgO +Ti – магниетермия
5Ca + V 2 O 5 = 5CaO +2V- кальциетермия
Опыт №1. Взаимодействие кальция с водой.
Кусок кальция зачищают напильником, небольшой кусочек кладут в чашку с водой и накрывают цилиндром. Цилиндр целесообразно заполнить водой только на 2/3 объема, чтобы водород перемешался с воздухом и при сгорании был слышен хлопок.
В воду добавляют раствор фенолфталеина, который в растворе стал малиновый, значит среда щелочная.
Ca + H 2 O Ca (OH) 2 + H 2
Вывод.Кальций активный металл, поэтому вытесняет водород из воды.
Мg + H 2 O = MgO + H 2 -видеофрагмент (Слайд 12)
Вывод. Магний вытесняет из воды водород только при нагревании. Менее активен, чем кальций, поскольку в группе стоит выше.
Учитель:
Взаимодействуют ли магний и кальций с кислотами? (Слайд 12)
Опыт № 2. Стружки магния насыпают в пробирку и приливают соляной кислоты, в результате реакции бурно выделяется водород.
Mg +2HCl = MgCl 2 +H 2
Вывод. Магний взаимодействует с кислотами, вытесняя водород, а кальций взаимодействует с водой, которая содержится в растворе кислоты.
- Металлы в природе . (Слайд 13)
Использование цифровых ресурсов: «Применение соединений кальция (I). Иллюстрация.(131884)».
Учитель: Почему щелочноземельные металлы в природе встречаются только в виде соединений?
Планируемый ответ : Щелочноземельные металлы встречаются в природе в виде соединений, так как они очень активны.
- Применение металлов. (Слайд 14)
Магний и кальций применяют для производства редких металлов и легких сплавов. Например, магний входит в состав дюралюминия, а кальций – один из компонентов свинцовых сплавов, необходимых для изготовления подшипников и оболочек кабелей.
Использование цифровых ресурсов: «Изделия из дюралюминия (N 131762)»
VII этап. Воспроизведение знаний на новом уровне (переформулированные вопросы).
Использование цифровых ресурсов: « Интерактивное задание. (№131869) ».
- Задания на установления соответствия.
(Подготовка обучающихся к ГИА по химии часть В).
УСТАНОВИТЕ СООТВЕТСТВИЕ . (Слайд 15)
В1. С увеличением порядкового номера элемента в главной подгруппе II группы Периодической системы свойства элементов и образуемых ими веществ изменяются следующим образом:
СВОЙСТВА ИЗМЕНЕНИЯ
2) радиус атома Б) не изменяется
4) число электронов на внешнем уровне Г) увеличивается
Ответ: А Г В Б
В2. В ряду элементов Na – Mg - Al – Si наблюдается следующее изменение свойств: (Слайд 16)
СВОЙСТВА ИЗМЕНЕНИЕ
1) восстановительные свойства А) усиливаются
2) число энергетических уровней Б) увеличивается
3) электроотрицательность В) уменьшается
4) число валентных электронов Г) не изменяется
Ответ: В Г А Б
- Интерактивное задание. (Слайд 17)
Использование цифровых ресурсов : « Интерактивное задание. Уравнения реакций магния и щелочноземельных металлов с кислородом (№131869) ».
Учитель предлагает одному учащемуся выполнить интерактивное задание
«Уравнения реакций магния и щелочноземельных металлов с кислородом»
На компьютере.
- Крестики - нолики. (Слайд 18)
Металлы, вступающие в реакцию с водой:
Са | ||
Ответ: Са, Zn, Mg
- Мозговой штурм. (Слайд 19)
Учитель: Используя знания по теме металлы, объясните:
- Можно ли хранить кальций на воздухе?
- Почему литий хранят под слоем керосина?
- Какой химический элемент будет самым слабым восстановителем среди элементов первой и второй групп главных подгрупп?
- А если сравнить кальций и калий. Какой из этих химических элементов будет лучшим восстановителем?
VII этап. Подведение итогов урока.
VIII этап. Домашнее задание: (Слайд 20)
Использование цифровых ресурсов: нет.
Для всех:
1.Учебник: повторить § 12.
2. Письменно:
Стр. 67 (учебник)
На «5» выполнить упр.№5 полностью
На «4» выполнить цепочку превращений из упр.№5
На «3» выполнить цепочку превращений упр.№4
По желанию:
3. Подготовить сообщение на тему: «История открытия щелочноземельных металлов» и презентацию на тему «Бериллий».
I X этап. Рефлексия. (Слайд 21)
Использование цифровых ресурсов: нет.
Деятельность учителя | Деятельность ученика |
Выберите нужную букву: А) Получил прочные знания, усвоил весь материал. Б) Усвоил материал частично. В) Мало что понял, необходимо ещё поработать. Вставьте смайлик настроения: Хорошо, безразлично, скучно. Сдайте рабочую тетрадь и листы самоанализа и самооценки. | Заполняют листы самоанализа и самооценки |
МЕТАЛЛЫ II ГРУППЫ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ, МАГНИЙ И БЕРИЛЛИЙ Щелочноземельными являются не все элементы IIА группы, а только начиная с кальция и вниз по группе. Оксиды этих элементов («земли» - по старинной терминологии) взаимодействуют с
ПОЛОЖЕНИЕ В ПСХЭ И СТРОЕНИЕ АТОМОВ Rатома Металлические Восстановительн ые свойства увеличиваются Щелочноземельные металлы Основный характер (искл. Ве – амфотерный) Формула высшего оксида высшего гидроксида …ns 2 с. о. +2 RO R(OH)
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА Be Mg Ca Sr Ba Ra Радиус атома и Заряд ядра ув-тся Максимальна я степень Металлические и окисления восстановительные +2 Щелочноземельные металлы св-ва ув-ся. Основные св-ва Оксидов и Гидроксидов ув-ся. Металлы химически активные, в природе встречаются только в виде соединений 2 Взаимодействуют с водой образуя щелочи. n S
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МАГНИЯ, БЕРИЛЛИЯ И ЩЕЛОЧНО-ЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛОВ серебристо-белые вещества. ковкие и пластичные, довольно мягкие, хотя тверже щелочных. Бериллий отличается значительной твердостью и ножом преимущественно не режутся (исключение - стронций). и хрупкостью, барий при резком ударе раскалывается. Металлическая кристаллическая решетка обуславливает их высокую тепло- и электропроводность. Металлы имеют температуры плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов. Бериллий и магний покрыты прочной оксидной пленкой и не изменяются на воздухе. Щелочно-земельные металлы очень активны, их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или
Физические свойства металлов II А группы плотность Тплавл 1285 850 651 1. 85 770 710 960 3. 76 2. 63 1. 74 Be 6 1. 54 Mg Ca Sr Ba Ra
й и Мягки ый ичн пласт Mg При комн а темп тной ерату покры ре тонча т йш оксид ей н плён ой кой Те м пл пе ав ра 65 ле тур 0 ни а С я ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Be Чист плас ый тичен, но незна чител ьные прим дела еси ют хрупк его им Т ки уго й п t = м ла 1 ета в 28 л 7 л C тлол све, Метал цвета о серог тый покры ей йш тонча ой н оксид й о плёнк
Лёгкий, беловатосерый, Пластичный металл Ca Температура плавления С Из –за достаточной твёрдости невозможно резать ножом, как щелочные металлы
ПОЛУЧЕНИЕ 1. Барий получают восстановлением оксида: 3 Ba. O + 2 Al = 3 Ba + Al 2 O 3 2. Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов: Ca. Cl 2 = Ca + Cl 2 (эл. ток)
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА - ВОССТАНОВИТЕЛИ 1. С неметаллами образуют бинарные соединения Реакция с кислородом. Все металлы образуют оксиды RO, барий может-пероксид – Ba. O 2: Ba + O 2 = Ba. O 2 пероксид Ca + O 2 = Ca. O Ba + S = Ba. S сульфид Ca + H 2 = Ca. H 2 гидрид Ca + 2 C = Ca. C 2 карбид 3 Ba + 2 P = Ba 3 P 2 фосфид Ca + N 2 = Ca 3 N 2 нитрид Ca + Cl 2 = Ca. Cl 2 хлорид
2. Реакция с водой. Образуют щелочи. В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. Ca + 2 H 2 O = Ca(OH)2 + H 2 (при о. у.) Mg + H 2 O = Mg(OH)2 + H 2 (при t)
3. Все металлы растворяются в кислотах: Ca + 2 HCl = Ca. Cl 2 + H 2 4. С особыми кислотами (Be похож на Al) Сa + HNO 3(к) = N 2 O + Ca(NO 3)2 + H 2 O Ca + HNO 3(р) = NH 4 NO 3 + Ca(NO 3)2 + H 2 O (N 2 O, NH 3) Ca + H 2 SO 4(к) = H 2 S + Ca. SO 4 + H 2 O Be с азотной кислотой пассивирует, реакция на холоду не идет в независимости от концентрации кислоты
5. Сa, Mg с оксидами тяжелых металлов Восстанавливают металлы из их оксидов - пирометаллургия (кальцетермия, магнетермия) Ca + Cu. O = Cu + Ca. O (t) 2 Mg + Ti. O 2 → 2 Mg. O + Ti 5 Ca + V 2 O 5 → 5 Ca. O + 2 V 2 Mg + CO 2 → 2 Mg. O + C горение Mg в углекислом газе
6. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета: Ca 2+ - темно-оранжевый Sr 2+- темно-красный Ba 2+ - светло-зеленый
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ ОБОБЩЕНИЕ М Е + Cl 2 Хлорид фосфид Т + P + H 2 + N 2 нитрид А + S Сульфид Л + O 2 Оксид + C карбид Л Ca, Sr, Ba + Н 2 О Ы + кислоты Гидрид Щелочь + Н 2 соли и водород
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ Закончите уравнения реакций, назовите продукты реакций и составте о-в реакции. Ca + H 2 O Sr + H 2 O Ba + Н 2 О
ОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ II ГРУППЫ общая формула оксидов - Me. O и пероксидов - Me. O 2 Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, Ве. О проявляет амфотерные свойства.
СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ Оксиды щелочноземельных металлов Общая МО формула Тип и класс Основный оксид веществ Физические Твердые кристаллические свойства вещества белого цвета Химические МО + Н 2 О = свойства МО + кислотный оксид = МО + кислота =
ПОЛУЧЕНИЕ Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид) Ca + O 2 = Ca. O Термическое разложение нитрата магния или нерастворимых карбонатов Ca. CO 3 → Ca. O + CO 2 t˚C 2 Mg(NO 3)2 → 2 Mg. O + 4 NO 2 + O 2 t˚C
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 1. С кислотным оксидом 3 Ca. O + P 2 O 5 = Ca 3(PO 4)2 2. С водой Ca. O + H 2 O = Ca(OH)2 (кроме Ве. О) 3. С кислотой Ca. O + HCl = Ca. Cl 2 + H 2 O 4. С амфотерным оксидом Ca. O + Zn. O = Ca. Zn. O 2
ОСОБЫЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ 2 Ba. O + O 2 = 2 Ba. O 2 пероксид, только для бария Ве. О проявляет амфотерные св-ва взаимодействует со щелочами: Be. O + 2 Na. OH = Na 2 Be. O 2 + H 2 O сплав Be. O + 2 Na. OH + H 2 O = Na 2 раствор Be. O + Na 2 CO 3 = Na 2 Be. O 2 + CO 2 сплав
Соединения щелочноземельных металлов ГИДРОКСИДЫ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ Общая формула М(ОН)2 Тип и класс веществ Щелочи Физические свойства Химические свойства Твердые кристаллические вещества, белого цвета с ионной кристаллической решеткой М(ОН)2 + соль = М(ОН)2 + кислотный оксид =
ГИДРОКСИДЫ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ - ЩЕЛОЧИ . Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера: Be(OH)2 – амфотерный гидроксид Mg(OH)2 – слабое основание Са(OH)2 - щелочь остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДОВ 1. Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой: Ba + 2 H 2 O Ba(OH)2 + H 2 Ca. O + H 2 O Ca(OH)2 2. Электролиз растворов солей Ca. Cl 2 + H 2 O Ca(OH)2 + Cl 2 + H 2 эл. ток 3. Be(OH)2 и Mg(OH)2 получают с помощью обменных реакций Be. Cl 2 + 2 Na. OH = 2 Na. Cl + Be(OH)2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 1. изменяют цвет индикатора Лакмус – синий Метилоранж – желтый Фенолфталеин - малиновый Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде диссоциируют на
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 2. Реакции с кислотными оксидами: Ca(OH)2 + SO 2 Ca. SO 3 + H 2 O Ba(OH)2 + CO 2 Ba. CO 3 + H 2 O Ca(OH)2 +2 CO 2 CA(HCO 3)2 Ca(OH)2 + CO 2 = Ca. CO 3 + H 2 O Качественная реакция на углекислый газ 3. Реакции с кислотами (нейтрализация) Ba(OH)2 + 2 HNO 3 Ba(NO 3)2 + 2 H 2 O 4. Реакции обмена с солями: Ba(OH)2 + K 2 SO 4 Ba. SO 4+ 2 KOH
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 5. C амфотерными металлами, оксидами, гидроксидами Ca(OH)2 + Bе(OH)2 Ca (раствор) Ca(OH)2 + Be(OH)2 Ca. Be. O 2 + H 2 O (сплав) Ca(OH)2 + Be. O + H 2 O Ca (раствор) Ca(OH)2 + Be. O Ca. Be. O 2 + H 2 O (сплав) Ca(OH)2 + Be Ca + H 2 тетрагидроксобериллиат кальция
ТРИВИАЛЬНЫЕ НАЗВАНИЯ ВЕЩЕСТВ Сa. O – негашеная известь Ca(OH)2 –гашенная известь (известковая вода, молоко) Ca. CO 3 – мел, мрамор, известняк Ca. SO 4 * 2 H 2 O -- гипс Ca(Cl. O)Cl – хлорная известь
СОЛИ ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ МЕТАЛЛОВ Растворимые соли Be и Ba – токсичны, ядовиты! Катион Ba 2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями: Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотами
КАЛЬЦИЙ В ПРИРОДЕ Кальциевые горные породы – известняк, мрамор, мел. Вспомните формулу этих горных пород. В чем их отличие?
МЕЛ, ИЗВЕСТНЯК, МРАМОР НЕ РАСТВОРЯЮТСЯ В ЧИСТОЙ ВОДЕ, НО РАСТВОРИМЫ В КИСЛЫХ РАСТВОРАХ, ДАЖЕ ТАКИХ СЛАБЫХ, КАК ПРИРОДНАЯ ВОДА. При просачивании воды с поверхности земли через залежи известняка происходят процессы: 1. образуются провалы, если порода залегает под тонким слоем почвы
2. Если породы залегают на большой глубине – возникают подземные карстовые пещеры. Как называются отложения, свисающие в виде гигантских сосулек со свода пещеры? А растущие навстречу им со дна пещеры колонны? Какие химические реакции при этом происходят?
ИЗВЕСТНЯК И МРАМОР ИСПОЛЬЗУЮТ В АРХИТЕКТУРЕ И СКУЛЬПТУРЕ При воздействии кислотных дождей строения разрушаются. Какие реакции при этом происходят?
КАЛЬЦИЙ В ОРГАНИЗМЕ ЧЕЛОВЕКА Минерал, содержащий фосфат кальция, играет важную роль в человеческом организме. Он строительным материалом костей человека, входит в состав эмали. В сочетании с другими минералами поддерживает работу сердечно-сосудистой системы, предотвращает возникновение рака толстой кишки, регулирует функции нервов, способствует снижению холестерина. В организме взрослого человека содержатся более 1 кг кальция в виде соединения Ca 3(PO 4)2.
Ca. SO 4 -сульфат кальция, встречается в природе в виде минерала гипса Ca. SO 4*2 H 2 O, представляющего собой кристаллогидрат. Используется в строительстве, медицине для наложения неподвижных гипсовых повязок, для получения слепков. Для этого применяют полуводный гипс 2 Ca. SO 4 -алебастр.
БЕРИЛЛИЙ Бериллий сходствует с алюминием и магнием…Получил своё название потому, что находится в минерале берилле. Металл называют также глицием от греческого слова «сладкий» , потому что соли его имеют сладковатый вкус. Д. И. Менделеев
СОЕДИНЕНИЯ БЕРИЛЛИЯ В ПРИРОДЕ Хризоберилл Be. Al 2 O 4 Изумруд Аквамарин Александрит
«Изумруд капризный, как женщина встречается совсем не там, где его ищут» Благодаря насыщенному зелёному цвету и твёрдости очень популярен у ювелиров, чудесная окраска вызвана наличием ионов хрома или ванадия. «Кажется, что если вглядеться в аквамарин, то увидишь тихое море с водой цвета звёзд» К. Г. Паустовский Такой цвет ему придаёт небольшая примесь двухвалентного железа
МАГНИЙ В ПРИРОДЕ Магний входит в состав активного центра зелёного пигмента растений -хлорофилла Автомобильная, авиационная и ракетная промышленность Магналий -твёрдый и прочный сплав с алюминием - 30 % Mg с добавками цинка,
МАГНИЙ В МЕДИЦИНЕ В медицине карбонат магния и окись магния применяют в качестве средств нейтрализующих соляную кислоту желудка и как легкие слабительные (Гастал, Ренни, Алмагель). Сульфат магния («английская соль») применяется в качестве слабительного, желчегонного и болеутоляющего средства при спазмах желчного пузыря. Раствор сернокислой магнезии вводят в качестве противосудорожного средства при эпилепсии и в качестве антиспастического лекарства при задержке мочеиспускания, бронхиальной астме, гипертонической болезни. органические соли магния используют при изготовлении БАД и лекарственных препаратов с широким спектром лечебно-профилактического действия, таких как
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ Жёсткость воды - совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния (так называемых «солей жёсткости»). Потребление жёсткой или мягкой воды обычно не является опасным для здоровья, есть данные о том, что высокая жёсткость способствует образованию мочевых камней, а низкая - незначительно увеличивает риск сердечно-сосудистых заболеваний. Вкус природной
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ Жёсткая вода при умывании сушит кожу, в ней плохо образуется пена при использовании мыла. Использование жёсткой воды вызывает появление осадка (накипи) на стенках котлов, в трубах и т. п. В то же время, использование слишком мягкой воды может приводить к коррозии труб. Жёсткость природных вод может варьироваться в довольно широких пределах и в течение года непостоянна. Увеличивается жёсткость из-за испарения воды, уменьшается в сезон дождей, а также в период таяния снега и льда.
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ Виды жесткости воды Присутствующие ионы Способы устранения жесткости воды Временная (карбонатная) Ca(2+), Mg(2+) HCO 3(-) 1. Кипячение 2. Добавление соды или Са(ОН)2 Постоянная Ca(2+), Mg(2+) SO 4(2 -) 1. Добавление соды. 2. Использование катионообменников Общая Ca(2+), Mg(2+), HCO 3(-), Cl(-) SO 4(2 -) Сочетание всех вышеуказанных способов.
СТРОНЦИЙ В ПРИРОДЕ Класс Саркодовые – радиолярии, обладают радикально расположенными псевдоподиями. Минеральный скелет, состоящий из кремнезёма или сульфата стронция, принимает форму правильных геометрических фигур (шаров, многогранников, колец), состоящих из отдельных игл.
ПРИМЕНЕНИЕ СОЛЕЙ СТРОНЦИЯ Как коллекционный минерал целестин ценится высоко, но практически не используется в ювелирном деле из-за своей низкой твердости и высокой хрупкости. Характерны образцы целестина голубого, светло-голубого, серо-голубого и чуть голубоватого цветов; целестин может быть и бесцветным, а также белым, желтоватым, синеватозеленым, красноватым, коричневым, порой еле просвечивающим, иногда – с зональной окраской.
ПРИМЕНЕНИЕ СОЛЕЙ СТРОНЦИЯ Соединения стронция использовались в пиротехнике; стоит бросить щепотку соли стронция в пламя – и оно окрасится в красный цвет. Все красные фейерверки и огни сигнальных ракет – все это благодаря стронцию. Соединения стронция используются в стекольной, керамической промышленности для получения глазированных поверхностей,
ТАЙНЫ ЦЕЛЕСТИНА Герр Хайнеман был доволен своей жизнью. Дела его шли хорошо, даже очень хорошо, если сравнить со многими другими эмигрантами, переехавшими в Соединенные Штаты. Его винный заводик на красивом озерном острове процветал, и вот, понадобилось сделать небольшой колодец для нужд производства. Со вчерашнего дня этим занимались его помощники, долбили породу. А сегодня один из них прибежал, мол, лучше ему взглянуть самому. Эх, все приходится делать самому. Герр Хайнеман спустился в подвал, где шли работы. - Ну, что тут у вас? - Вот, смотрите, мистер, долбили камень да наткнулись на пустоту… - Дайте фонарь. Герр Хайнеман спустился в яму в породе – результат работы целого дня. На дне ее и вправду зияла дыра. Он наклонился и посветил фонарем внутрь. И не поверил своим глазам: свет фонаря выхватил стенки обширной пещеры, покрытые огромными голубовато-белыми кристаллами. Герр Хайнеман уже было решил, что это подземная сокровищница троллей из сказок его родины, но ведь в США нет немецких троллей. Герр Хайнеман захихикал, поражаясь своей логике.
ГЕНЕТИЧЕСКИЙ РЯД КАЛЬЦИЯ Са. О Са(ОН) 2 Са. СО 3 Са(НСО 3)2 Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения веществ.
ЦЕПОЧКА ПРЕВРАЩЕНИЙ Ca → Ca. O→ Ca. Cl 2→ Ca(OH)2 →Ca. CO 3 →Ca. O Для реакций составить ионные уравнения и ок-восстановительные балансы.
15. Бериллий, магний и щёлочноземельные металлы
В главную подгруппу II группы входят бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Са), стронций (Sr), барий (Ва) и радий (Ra). Кальций, стронций, барий и радий относятся к щёлочноземельным металлам. Первый элемент этой подгруппы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию, чем к высшим аналогами группы, в которую он входит. Второй элемент этой группы, магний, в некоторых отношениях значительно отличается от щелочноземельных металлов по ряду химических свойствАтомы элементов II группы имеют на внешнем энергетическом уровне два электрона, которые они отдают при химических взаимодействиях, и поэтому являются сильнейшими восстановителями. Во всех соединениях они имеют степень окисления +2.
В окислительно-восстановительных реакциях все металлы подгруппы ведут себя как сильные восстановители, однако несколько более слабые, чем щелочные металлы. Это объясняется тем, что атомы металлов II группы имеют меньшие атомные радиусы. С ростом порядкового номера элемента отдача электронов облегчается, и поэтому металлические свойства возрастают.
Бериллий, магний и щелочноземельные металлы - это простые вещества. Лёгкие серебристо-белые металлы, исключение составляет только стронций, который имеет золотистый оттенок.
Например, кальций – серебристо белый и довольно твердый металл, легкий. Температура плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов. Поскольку у кальция на энергетическом уровне находится 2 электрона, то его степень окисления во всех соединениях всегда равна +2. На воздухе кальций окисляется, поэтому его хранят в закрытых сосудах, обычно в керосине.
Химические свойства данной группы металлов рассмотрим на примере кальция.
С биологической точки зрения, кальций играет немаловажную роль для растений, животных и человека. В нашем организме он входит в состав костей. Кальций придает костям твердость. Например, при обычных условиях кальций реагирует с
галогенами, а с серой, азотом и углеродом – при нагревании. При взаимодействии кальция с хлором образуется хлорид кальция.
Ca + CI 2 = CaCI 2 (кальций плюс хлор два равно кальций хлор два)
При взаимодействии кальция с серой образуется сульфид кальция.
С a + S = CaS
(кальций плюс сера равно кальций эс)
При взаимодействии кальция с азотом образуется нитрид кальция.
(три кальций плюс эн два стрелочка кальций три эн два)
Данные реакции происходят при нагревании.
Кальций ( Ca ) являясь активным металлом вытесняет водород из воды:
С a + 2Н 2 О = Ca (ОН) 2 +Н 2
(кальций плюс два аш два о стрелочка кальций о аш дважды плюс аш два стрелочка вверх)
При этом не все металлы главной подгруппы II группы Периодической системы одинаково реагируют с водой: бериллий практически не взаимодействует с водой, т.к. взаимодействию препятствует защитная пленка на его поверхности, реакция магния с водой протекает довольно медленно, остальные же металлы взаимодействуют с водой аналогично кальцию.
При нагревании на воздухе кальций сгорает, образуя оксид кальция:
2С a + О 2 = 2 Ca О
(два кальций плюс о два равно два кальций о)
При взаимодействии кальций с углеродом образует карбид кальция С aC 2
С a + 2С = Ca С 2
(кальций плюс два це стрелочка кальций це два)
Вследствие своей высокой химической активности в природе щёлочноземельные металлы находятся только в форме соединений.
Оксиды данных металлов твердые белые тугоплавкие вещества, устойчивые к воздействию высоких температур. Проявляют основные свойства. Исключение составляет оксид бериллия, который имеет амфотерный характер.
Рассмотрим оксиды на примере кальция.
Оксид кальция (техническое название: негашеная известь, жженая известь) – это порошок белого цвета.
Оксид кальция энергично взаимодействует с водой с образованием гидроксида кальция:
CaO + H 2 O = Ca ( OH ) 2 + Q
(кальций о плюс аш два о равно кальций о аш дважды плюс ку)
Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением большого количества теплоты и называется гашение извести, а образующийся Ca(OH) 2 - гашёной известью.
Гашеная известь – твердое вещество белого цвета, растворимое в воде. Раствор гашеной извести в воде называется известковой водой. Раствор обладает щелочными свойствами.
Рассмотрим щелочные свойства на примере:
Ca ( OH )2 + CO 2 → CaCO 3↓ + H 2 O
(кальций о аш дважды плюс це о два стрелочка кальций це о три стрелочка вниз плюс аш два о)
При пропускании через известковую воду оксида углерода (IV ) раствор мутнеет
(кальций це о три плюс це о два плюс аш два о две стрелочки направленны противоположно друг другу кальций аш це о три дважды)
При дальнейшем пропускании замечаем, что муть исчезает.
Соли бериллия, магния и щёлочноземельных металлов получают при взаимодействии их с кислотами.
К солям кальция относится карбонат кальция. Карбонат кальция имеет следующую формулу - CaCO 3(кальций це о три)
Он содержится в известняке, меле и мраморе. Мрамор широко применяется в скульптуре и архитектуре, без известняка не обходится ни одно строительство, т.к. он сам является прекрасным строительным камнем и используется для получения таких материалов как стекло, цемент, гашеная и негашеная известь. В природе мел представляет собой остатки раковин древних животных, его можно увидеть в школе (школьные мелки), его используют в зубной пасте, при производстве бумаги, при побелке.
Сульфат кальция встречается в природе в виде минерала гипса - CaSO 4 *2 H 2 О ( кальций эс о четыре умножить два аш два о) .
Обжигом гипса при 150-180С 0 получают белый порошок – жженый гипс или алебастр
CaSO 4*0,5 H 2О( кальций эс о четыре умножить ноль целых пять десятых аш два о).
Если алебастр смешать с водой, то он быстро затвердевает, снова превращается в гипс.
Например,
CaSO 4*0,5 H 2О +1,5 H 2О = CaSO 4* 2 H 2О
(кальций эс о четыре умножить ноль целых пять десятых аш два о плюс одна целая пять десятых аш два о равно кальций эс о четыре умножить два аш два о)
Сульфат кальция широко используют в строительстве для изготовления скульптур и скульптурных элементов, для облицовочных и отделочных работ, в медицине для изготовления гипсовых повязок.
