Тема урока: Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д.И. Менделеева

Цельурока: Расширить и углубить полученные знания построению атомов химических элементов из курса химии 8-гокласса.

Научить составлять план характеристики химического элемента, исходя из его положения в Периодической системе и строения атома.

Ход урока:

1. Организационный момент.

2. Повторение структуры ПСХЭ.

Закономерности изменения свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам

Химические свойства элементов (а уж тем более их соединений!) напрямую зависят от

Памятка!!! Не надо учить наизусть химические свойства каждого атома, не надо зазубривать химические реакции... ответ на любой вопрос по химии находится в .

3. Изучение нового материала.

Химические элементы в Периодической системе – это герои, и им, как и любым героям, нужно давать определенные характеристики. За основу их характеристики нужно брать Периодическую систему химических элементов Д.И. Менделеева. Описывать химический элемент нужно будет по 7 пунктам: во-первых необходимо указать Положение элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева и строение его атома, затем характер простого вещества, т.е. металлом или неметаллом является этот химический элемент, сравнить свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами, а также сравнить свойства простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами, только после этого определить состав высшего оксида и его характер (основный, кислотный, амфотерный), а на основании оксида и состав высшего гидроксида, его характер (кислородсодержащая кислота, основание, амфотерный гидроксид), а для неметаллов ещё указать состав летучего водородного соединения.

Для атомов химических элементов в группах сверху вниз увеличивается заряд ядра атомов, который численно равен порядковому номеру элемента, радиус атомов тоже увеличивается, т.к. увеличивается число энергетических уровней, а число энергетических уровней определяется номером периода, при этом число электронов остается неизменным, электроны все дальше и дальше отдаляются от ядра, поэтому их становится легче отдать и восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают. При этом высшая степень окисления остается неизменной и равна номеру группы, низшая степень окисления тоже не изменяется и равна №группы – 8. В периодах слева направо заряд ядра тоже увеличивается, а радиус, наоборот, уменьшается, т.к. увеличивается число электронов на внешнем уровне, которое определяется по номеру группы и электроны крепче связаны с ядром, число энергетических уровней при этом остается неизменным. Поэтому, восстановительные свойства ослабевают, а усиливаются окислительные. Высшая степень окисления изменяется от +1 до +8: в первой группе ‒ +1, во второй ‒ +2, в третьей ‒ +3, в четвертой ‒ +4, в пятой ‒ +5, а низшая от изменяется -4 до -: в четвертой группе она равна -4, в пятой -3, в шестой -2, а в седьмой -1.

Что касается простых веществ, то металлические свойства в группах сверху вниз усиливаются, а в периодах слева направо ослабевают. Неметаллические свойства, наоборот, в группах сверху вниз ослабевают, а в периодах слева направо усиливаются.

Для соединений химических элементов характерно то, что в группах сверху вниз усиливаются основные свойства, а кислотные ослабевают. Например, в первой группе, основные свойства оксида калия выражены сильнее, чем у оксида лития, а в четверной группе у оксида кремния (IV ) кислотные свойства выражены сильнее, чем у оксида свинца (IV ). В периодах слева направо усиливаются кислотные свойства, а ослабевают основные. Например, у оксида магния основные свойства выражены сильнее, чем у оксида алюминия, у оксида углерода (IV ) кислотные свойства выражены сильнее, чем у оксида бора.

Охарактеризуем металл натрий по всем признакам. Порядковый номер натрия, т.е. клетка, в которой он стоит – 11. Массовое число – 23. Значит, заряд его ядра равен +11, Z = +11 (заряд ядра атома равен порядковому номеру элемента, числу протонов и числу электронов). Поэтому в атоме 11 электронов (11 ē), а число нейтронов определяется по формуле N = A – Z , т.е. 23 – 11 = 12, значит в атоме 12 нейтронов (12 n ).

Натрий находится в 3-ем периоде, значит, у него будет 3 энергетических уровня, на которых будут располагаться все его электроны. На первом уровне 2 электрона (это максимально), на втором – 8, на третьем, значит, – 1 электрон.

Т.к. у натрия 1 электрон на внешнем уровне, то этот элемент относится к металлам. В реакциях он будет отдавать 1 электрон, проявляя восстановительные свойства, и получать степень окисления +1.

Теперь нужно охарактеризовать натрий как простое вещество. Раз натрий – это металл, то для него характерна металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Поэтому, как и для любого металла для него характерны такие физические свойства, как металлический блеск, пластичность, тепло и – электропроводность.

Теперь нужно сравнить свойства натрия со свойствами его соседей по группе: металлические свойства натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия, т.к. в группе сверху вниз увеличивается радиус атома и электроны больше отдаляются от ядра и их становится легче оторвать.

А теперь сравнить нужно свойства натрия со свойствами его соседей по периоду: металлические свойства натрия выражены сильнее, чем у магния, т.к. в периодах, слева направо радиус атомов уменьшается, а число электронов на внешнем уровне увеличивается, электроны крепче связаны с ядром, поэтому их становится тяжелее оторвать, чем присоединить.

Теперь нужно составить формулу оксида натрия и определить его характер. Т.к. натрий – металл I A группы, то ему соответствует оксид натрия – Na 2 O , значит, это основный оксид и он проявляет все свойства, характерные для этих оксидов: он реагирует с кислотами и кислотными оксидами, с водой с образованием щёлочи.

Гидроксид натрия – это NaOH , он является щёлочью – растворимым в воде основанием. Для него будут характерны следующие свойства: реакции с кислотами и кислотными оксидами, реакции с солями.

Если натрий – металл, но он не образует летучих водородных соединений.

Охарактеризуем фосфор. Фосфор находится в клетке номер 15, т.е. порядковый номер его – 15, значит, заряд ядра его атома будет +15, а число протонов, как и число электронов равно 15: (р = 15, ē = 15). Массовое число фосфора – 31, поэтому число нейтронов будет равно 16, т.к. если мы от массового числа отнимем число протонов, то будет 16 (31 – 15 = 16). Фосфор находится в третьем периоде, значит, у него три энергетических уровня, на первом уровне 2 электрона, на втором – 8, а на третьем будет пять: (2ē, 8ē, 5ē). Т.о. на внешнем энергетическом уровне у фосфора 5 электронов.

Фосфор – это неметалл, значит, он может быть как окислителем, так и восстановителем. Как окислитель, он может присоединить 3 электрона до завершения внешнего уровня, получая при этом степень окисления -3 (Р 0 + 3 ē → Р -3 ), а как восстановитель, он может отдать 3 или 5 электронов и получить степень окисления +3 или +5 (Р 0 - 3 ē → Р +3 , Р 0 - 5 ē → Р +5 .

Фосфор – неметалл. Для него характерно явление аллотропии, как и для серы. Т.е. он может образовывать несколько простых веществ, отличающихся своими свойствами. Например, белый фосфор имеет белый цвет и молекулярную кристаллическую решетку, молекула имеет вид тетраэдра, а красный фосфор представляет собой полимер, черный фосфор является полупроводником и имеет металлический блеск.

Теперь нужно сравнить свойства фосфора и его соседей. Неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у мышьяка, но слабее, чем у азота, т.к. радиус у азота меньше, чем у фосфора. По сравнению с соседями по периоду, свойства фосфора выражены сильнее, чем у кремния, но слабее, чем у серы.

Осталось составить формулу оксида и гидроксида фосфора. Высший оксид фосфора – P 2 O 5 . Это кислотный оксид, который проявляет свойства, характерные для этих оксидов: он реагирует с основными оксидами, основаниями и водой с образованием соответствующей кислоты.

Высший гидроксид фосфора – это фосфорная кислота, или ортофосфорная – H 3 PO 4 , она проявляет свойства, характерные для всех кислот: реагирует с металлами, основаниями и основными оксидами, с солями.

Фосфор – неметалл, поэтому имеет летучее водородное соединение – РН 3 – фосфин.

4. Закрепление: выполнение задания на стр. 9, упр. 4 – 6, индивидуальная работа по карточкам.

5. Рефлексия и подведение итогов:

Выберите из нижепредложенных утверждений, соответствующее вашему мнению и настроению, и закончите фразу согласно вашему выбору. Очередные 45 драгоценных минут моей не менее драгоценной жизни:

а) потеряны безвозвратно, так как …;

б) прошли с пользой, так как …

6. Домашнее задание: §1, составить план характеристики химического элемента с атомным номером 17, упр. 2, 7, 10.

Характеристика химического элемента.

План характеристики химического элемента по его положению в периодической системе.

Положение элемента в периодической системе. Период, группа, подгруппа. Порядковый номер, заряд ядра, количество протонов, количество электронов, количество нейтронов. Электронное строение атома. Возможные валентные состояния атома. Металл, неметалл, амфотерный металл. Высший оксид элемента, его характер. Гидроксид элемента, его характер. Пример формул солей. Водородные соединения.

Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в периодической системе.

Рассмотрим характеристику химического элемента-металла по его положению в периодической системе на примере лития.

Литий Ї это элемент 2 периода главной подгруппы I группы периодической системы, элемент IA или подгруппы щелочных металлов. Строение атома лития можно отразить так: 3Li Ї 2з, 1з. Атомы лития будут проявлять сильные восстановительные свойства: легко отдадут свой единственный внешний электрон и получат в результате степень окисления (с. о.) +1. Эти свойства атомов лития будут слабее выражены, чем у атомов натрия, что связано с увеличением радиусов атомов: Rат (Li) < Rат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня. Литий Ї простое вещество, представляет собой металл, а, следовательно, имеет металлическую кристаллическую решетку и металлическую химическую связь. Заряд иона лития: не Li+1 (так указывают с. о.), а Li+. Общие физические свойства металлов, вытекающие из их кристаллического строения: электро - и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск и т. д. Литий образует оксид с формулой Li2O Ї это солеобразующий, основной оксид. Это соединение образовано за счет ионной химической связи Li2+O2-, взаимодействуют с водой, образуя щелочь. Гидроксид лития имеет формулу LiOH. Это основание Ї щелочь. Химические свойства: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями. В подгруппе щелочных металлов отсутствует общая формула "Летучие соединения". Эти металлы не образуют летучих водородных соединений. Соединения металлов с водородом Ї бинарные соединения ионного типа с формулой M+H.

Генетический ряд металла

Признаки генетического ряда металла:

Один и тот же химический элемент-металл; разные формы существования этого химического элемента: простое вещество и соединения Ї оксиды, основания, соли; взаимопревращения веществ разных классов.

В итоге можно записать генетический ряд лития:

Характеристика химического элемента-неметалла на основании его положения в периодической системе.

Рассмотрим характеристику химического элемента-неметалла по его положению в периодической системе на примере фосфора.

Фосфор Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы V группы периодической системы, или VA группы. Строение атома фосфора можно отразить с помощью такой записи: 15Р 2з, 8з, 5з. Отсюда следует, что атомы фосфора, а также простые вещества, образованные этим элементом, могут проявлять как окислительные свойства, получая в результате с. о. –3 (такие соединения будут иметь общее название "фосфиды"), так и восстановительные свойства (с фтором, кислородом и другими более электроотрицательными элементами), получая при этом с. о., равную +3 и +5. Например, формулы хлоридов фосфора (III) РСl3. Фосфор более сильный окислитель, чем кремний, но менее сильный, чем сера, и, наоборот, Ї как восстановитель. Фосфор более сильный восстановитель, чем , но менее сильный, чем мышьяк, и, наоборот, по отношению к окислительным свойствам. Фосфор образует несколько простых веществ, т. е. этот элемент обладает свойством аллотропии. Фосфор образует высший оксид с формулой P2O5. Характер этого оксида Ї кислотный и, соответственно, химические свойства: взаимодействие со щелочами, основными оксидами и водой. Фосфор образует еще один оксид P2O3. Высший гидроксид фосфора Н3РО4 является типичной кислотой. Их общие химические свойства: взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями и солями. Фосфор образует летучее водородное соединение фосфин РНз.

Генетический ряд неметалла

Признаки генетического ряда неметалла:

один и тот же химический элемент-неметалл;

разные формы существования этого элемента: простые вещества (аллотропия) и соединения: оксиды, основания, соли, водородные соединения;

взаимопревращения веществ разных классов.

По итогам этого обобщения можно записать генетический ряд фосфора:

P→Mg3P2→PH3→P2O5→H3PO4→Na3PO4

Характеристика переходного элемента на основании его положения в периодической системе. Амфотерность. Понятие об амфотерности и переходных металлах.

Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства – и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.

Например, у цинка: Zn(OH)2 = H2ZnO2, и, соответственно, записывается соль состава Na2ZnO2.

Записывать формулы комплексов мешает отсутствие знаний о них и сложность формул, а формулу метаалюминия NaAlO2 сознание того, что соль с такой формулой образуется только при сплавлении твердых щелочей и оксида или гидроксида . Предлагаем записывать просто: Al(OН)3 = H3AlO3 и, соответственно, формулу ортоалюмината Na3AlO3.

Характеристика алюминия по его положению в периодической системе

Алюминий Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы III группы или IIIA группы. Строение атома алюминия можно отразить с помощью такой записи: 13Al 2e, 8e, 3e. Отсюда следует, что атомы алюминия, так же как и алюминий Ї простое вещество, проявляют сильные восстановительные свойства, получая в результате с. о. +3. Восстановительную способность и металлические свойства в сравнении с соседями по периоду и групп можно отразить с помощью записей:

Металлические и восстановительные свойства уменьшаются

Неметаллические и окислительные свойства усиливаются

Алюминий Ї простое вещество, это металл. Следовательно, для него характерны металлическая кристаллическая решетка (и соответствующие физические свойства) и металлическая химическая связь, схему образования которой можно записать так: Al0 (атом) Ї 3з ↔ Al3+ (ион). Ион Ї заряженная частица, образующаяся при отдаче или принятии электронов атомом или группой атомов. Оксид алюминия Al2O3 Ї это солеобразующий амфотерный оксид. Соответственно, взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами, со щелочами и основными оксидами, но не с водой. Гидроксид алюминия Al(OH)3 = H3AlO3 Ї это нерастворимый амфотерный гидроксид. Соответственно, он разлагается при нагревании, взаимодействует с кислотами и со щелочами.

Генетический ряд алюминия

Al→Al2O3→Al(OH)3→AlСl3

У атомов металлов на внешнем электронном уровне малое количество электронов, поэтому для них характерно проявление восстановительных свойств. Генетический ряд металла: металл → основный оксид → основание → соль. У атомов неметаллов на внешнем электронном уровне большее количество электронов, чем у атомов-металлов, поэтому в большинстве соединений и превращений они проявляют окислительные свойства. Генетический ряд неметалла: неметалл → кислотный оксид → кислота → соль. Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства Ї и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.

Конспект урока химии

Тема 1:

Характеристика химического элемента на основании его положения в ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Цель урока: изучить характеристику химического элемента, опираясь на ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Задачи:

Образовательные:

Познакомить учащихся с планом характеристики химического элемента;

Вспомнить закономерности изменения свойств атомов, простых веществ и соединений в главных п/группах и периодах ПСХЭ Д.И. Менделеева;

Научить давать полную характеристику, опираясь на план, некоторых металлов(на примере магния) и неметаллов(на примере серы);

Раскрыть понятие «Генетический ряд металлов и неметаллов».

2. Развивающие:

Развивать у учащихся умение самостоятельно работать с текстом учебника, извлекая из них нужную информацию;

Формировать у учащихся умение осуществлять основные мыслительные операции и излагать их в устной и письменной форме;

Развивать воображение, память и внимание;

Развивать у учащихся ориентирование в ПСХЭ Д.И. Менделеева.

3. Воспитательные:

Воспитывать у учащихся бережное отношение к своему здоровью и здоровью окружающих;

Продолжить формирование интереса учащихся к научным знаниям;

Формирование мировоззрения у учащихся и расширение их кругозора.

Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, учебник, плакат.

Понятия урока: план характеристики химического элемента, характеристика элемента-металла, характеристика элемента-неметалла, генетические ряды металла и неметалла.

Тип урока: комбинированный.

Вид урока: традиционный.

Ход урока.

1. Организационный момент.

Знакомство с классом, литературой, по которой будем работать, изложить требования к ведению тетрадей для домашних заданий, самостоятельных, практических и контрольных работ.

Проведение вводного инструктажа по ТБ при работе в кабинете химии.

2. Изучение нового материала.

Как вы знаете из курса химии за 8 класс систематизация(т.е. упорядочение) химических элементов в соответствии с электронным строением атомов приведена в ПСХЭ Д.И. Менделеева и сформулирована в виде периодического закона(Кто из вас вспомнит и назовет формулировку периодического закона? ).

Периодический закон гласит: свойства химических элементов, а также свойства и формы соединений, образованных данными элементами, находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Иными словами: свойства веществ простых и сложных изменяются периодически от величины заряда ядра.

Для характеристики химических элементов нам необходимо обращаться к ПСХЭ Д.И. Менделеева, поскольку все основные знания о элементах систематизированы и изложены в ней. Скажите, какое важное составляющее необходимо для составления характеристики элемента?(пример литература). Правильно план, на основании которого она будет проводиться. Открываем учебники на странице 3. Здесь изложен план описания химического элемента, записываем в тетрадь.

План характеристики химического элемента:

Положение элемента в ПСХЭ Д.И. Менделеева и строение его атомов(сюда входит порядковый номер, период, ряд, группа, п/группа; если изучать строение атома,- то заряд ядра, число протонов, нейтронов, общее число электронов, электронных слоев и т.д. ).

Характер простого вещества(металл, неметалл ).

Сравнение свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по п/группе элементами.

Сравнение свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных по периоду элементами.

Состав высшего оксида, его характер(основный, кислотный, амфотерный ).

Состав высшего гидроксида, его характер(кислородсодержащая кислота, основание, амфотерный гидроксид ).

Состав летучего водородного соединения(для неметаллов ).

В изложенном плане понятия: переходные металлы, амфотерные оксиды и гидроксиды вам пока неизвестны, будете изучать их на следующем уроке.

Итак, рассмотрим характеристики металла и неметалла пользуясь приведенным выше планом. Но для начала нам необходимо вспомнить основные закономерности изменения свойств атомов простых веществ и соединений, образованных химическими элементами главных п/групп и периодов ПСХЭ Д.И. Менделеева. Открываем стр. 4 учебника, где изображена таблица №1.

Закономерности изменения свойств атомов, простых веществ и соединений, образованных химическими элементами, в пределах главных п/групп и периодов ПСХЭ Д.И. Менделеева.

В периодах

Атомы

Заряд ядра

увеличивается

увеличивается

Число заполняемых энергетических уровней

Увеличивается

Li +3

Na +11

Не изменяется и равно номеру периода

Li Be B C

Число электронов на внешнем энергетическом уровне

Не изменяется и равно номеру группы

Н 1s 1

Li 1s 2 2s 1

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Увеличивается

Li 1s 2 2s 1

Be 1s 2 2s 2

B 1s 2 2s 2 2p 1

C 1s 2 2s 2 2p 2

Радиус атома

Увеличивается

Li +3

Na +11

Уменьшается

Восстановительные свойства

Усиливаются

Ослабевают

Окислительные свойства

Ослабевают

Усиливаются

Высшая степень окисления

Постоянная и равна № группы

Увеличивается от +1 до +7

Низшая степень окисления

Не изменяется и равна № группы

Увеличивается от -4 до -1

Простые вещества

Металлические свойства

Усиливаются

Ослабевают

Неметаллические свойства

Ослабевают

Усиливаются

Соединения элементов

Характер химических свойств высшего оксида и высшего гидроксида

Усиление основных свойств и ослабевание кислотных свойств

Основный Амфотерный Кислотный

Усиление кислотных свойств и ослабевание основных

Щелочь нерастворимое основание Амфотерный гидроксид

Кислота

Конкретно: по периоду основные свойства гидроксидов, образованных элементами ослабевают, усиливаются кислотные свойства. Происходит изменение свойств от сильно основных(Na OH) через амфотерные(AL (OH ) 3 ) к кислотным(H 2 SO 4 ).По группе – основные усиливаются, а кислотные ослабевают. Металлические свойства связывают с тем, насколько легко атом отдает электроны(тем самым окисляется и является восстановителем, а металлы - типичные восстановители). Способность отдавать электроны зависит от радиуса атома и величины заряда ядра. Правило: чем больше радиус, тем меньше сила притяжения электрона к ядру, тем легче он их отдает, проявляя восстановительные свойства. Чем больше заряд, тем больше сила притяжения м/у электроном и ядром, а чем меньше заряд, тем меньше сила притяжения м/у электроном и ядром.

Теперь приступим к характеристике металла на примере магния.

Положение элемента в периодической системе

А) Магний имеет порядковый номер 12 (Z =12) и атомную массу 24(Ar = 24). Соответственно заряд ядра его атома +12, число нейтронов равно: N =Ar – Z = 24-12=12. Т.к. атом электронейтрален, то число электронов равно числу протонов = -12.

Б) Элемент магний находится в 3 периоде ПСХЭ, значит все электроны атома располагаются на трех энергетических уровнях. Строение электронной оболочки атома магния можно отобразить с помощью схемы:

Mg +12 12 Mg 2e; 8е; 2е

Исходя из строения атома можно предсказать и ст. окисления магния в его соединениях. В химических реакциях атом магния дает 2 внешних электрона, проявляя восстановительные свойства, следовательно ст.окисления = +2. если рассматривать ряд:

Be +4

Mg +12

Ca +20

то видно, что восстановительные свойства у магния выражены более сильно, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция. Это связанно с увеличением радиусов атомов при переходе от Be к Ca . Соответственно в ряду:

Be +4

Mg +12

Ca +20

два внешних электрона все более удаляются от ядра, ослабевает их связь с ядром, и они легче покидают атом, который при этом переходит в ион Mg + .

Для магния простого вещества характерна металлическая кристаллическая решетка и металлическая химическая связь, а отсюда все типичные свойства для металлов(вспомните, какие ):

металлы – восстановители;

взаимодействие с неметаллами, образование бинарных соединений: оксидов, галогенов, сульфидов;

взаимодействие с водой, образование щелочи;

взаимодействие с кислотами, образование солей;

взаимодействие со щелочами.

Металлические свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция. Как вы думаете, почему, учитывая, что металлические свойства определяются в первую очередь способностью отдавать электроны?

Металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия(объясните, почему ). Способность терять электроны уменьшается(у натрия заряд ядра меньше, чем у магния и алюминия; поэтому натрий легче теряет электроны.

Оксид магния MgO является основным оксидом и проявляет все свойства оснований(какие? ).

В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH ) 2 , которое проявляет все характерные свойства оснований. Напомните мне, какие.

Т. к. магний – металл, то он не образует летучего соединения.

Характеристика неметалла(на примере серы)

Сера – элемент VI группы 3 периода, порядковый номер равен 16(Z =16), атомная масса – 32(Ar =32). Соответственно, число нейтронов равно: N=Ar- Z=32-16=16. Т.к. атом электронейтрален, то число электронов равно числу протонов= - 16.

S +16 16 S 2e; 8е; 6е

Атомы серв проявляют как окислительные свойства(принимают недостающие для завершения энергетического уровня 2 е, получая при этом степень окисления – 2: в соединениях с Ме или менее э. о. НеМе(Н)); так и восстановительные свойства(отдают 2.4 е или все 6 внешних е более э. о. элементам, например, кислороду, приобретая при этом ст. окисления +2+4+6).

О +8

S +16

Sе +34

Сера – менее сильный окислитель, чем кислород, но более сильный, чем селен. Что связано с увеличением радиуса атома от кислорода к селену. По этой же причине восстановительные свойства усиливаются при переходе от кислорода к селену. Дайте объяснение указанных изменений окислительных и восстановительных свойств .

2. Сера – простое вещество, типичный НеМе. Сере свойственно явление аллотропии(разные простые вещества, образованные химическим элементом серой, имеют различные свойства, т.к. различно кристаллическое строение). Например у ромбической серы молекулярная кристаллическая решетка состоит из циклических молекул состава S 8, а у пластической серы молекулы представляют собой длинные открытые цепи атомов:

3. НеМе свойства серы выражены слабее, чем у кислорода, но сильнее, чем у селена.

НеМе свойства серы выражены сильнее, чем у фосфора, но слабее, чем у хлора.

Высший оксид серы имеет формулу SO 3 . Это кислотный оксид, проявляющий все основные свойства кислотных оксидов(Напомните ).

Высший гидроксид серы хорошо вам известен как серная кислота, раствор которой проявляет типичные свойства кислот(Назовите ).

Сера образует летучее соединение – сероводород H 2 S.

Итак, мы с вами составили 2 характеристики на металл и неметалл по изложенному выше плану. Данный план пригодится вам в дальнейшем для составления характеристик химических элементов главных п/групп.

На основании характеристик, изложенных на сегодняшнем уроке можно составить генетические ряды металлов и неметаллов. Давайте их составим на примере магния и серы:

Металл основной оксид основание соль

( простое вещество )

Mg MgO Mg ( OH ) 2 MgSO 4

Неметалл кислотный оксид кислота соль

S SO 3 H 2 SO 4 MgSO 4

3. Закрепление изученного материала.

Ребята, сегодня на уроке мы познакомились с планом характеристики химических элементов, составили характеристику 2-х элементов(металла и неметалла). Давайте вспомним:

Назовите основные положения плана, которые нужно учитывать при составлении характеристики элемента.

Как изменяется заряд ядра атомов и их радиус в группах и в периодах.

На какие свойства химических элементов влияют данные изменения.

Почему магний проявляет слабые восстановительные свойства, чем кальций, но более сильные, чем берилий.

Почему металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия.

Как вы думаете, почему у серы выражены более слабые окислительные свойства, чем у кислорода, но более сильные, чем у селена.

Составьте генетический ряд кальция и фосфора.

Домашнее задание

§ 1, упражнения

Решить задачу.

При взаимодействии 800 мг 30%-ного раствора едкого натра с избытком раствора медного купороса (сульфата меди ( II )) было получено 196 мг осадка. Каков его выход в % от теоретически возможного?

1. Дайте характеристику элементов: а) фосфора; б) калия.

2. Запишите уравнения химических реакций, и характеризующие свойства: Уравнения реакций с участием электролитов запишите также в ионной форме.

3. Дайте характеристику магния - простого вещества. Какой тип связи наблюдается в нем? Какие физические свойства имеет металл магний? Запишите уравнения реакция магния со следующими веществами: а) кислородом; б) хлором Cl2; в) серой; г) азотом N2; д) соляной кислотой. Рассмотрите их с позиций процессов окисления-восстановления.

Магний— простое вещество, дня него характерна металлическая кристаллическая решетка; он обладает металлическим блеском, электропроводностью.

4. Что такое аллотропия? Какой тип химической связи реализуется в молекулах состава: a) S8; б) H2S? Какие физические свойства имеет наиболее устойчивая модификация серы — ромбическая сера? Запишите уравнения реакций серы со следующими веществами: а) натрием; б) кальцием; в) алюминием; г) кислородом; д) водородом; е) фтором F2. Рассмотрите их с позиций процессов окисления-восстановления.

Аллотропия — явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам (так называемых аллотропных форм).

5. Сравните свойства простого вещества кремния со свойства-ми простых веществ, образованных химическими элементами — соседями кремния по периоду.

Неметаллические свойства кремния выражены слабее, чем у фосфора, но сильнее, чем у алюминия.

6. У высшего оксида какого химического элемента наиболее выражены кислотные свойства: а) азота или фосфора, б) фосфора или серы?

а) У азота кислотные свойства выражены сильнее, чем у фосфора, т. к. в группах сверху вниз происходит усиление основных и ослабление кислотных свойств.

б) У серы кислотные свойства выражены сильнее, чем у фосфора, т. к. в периодах слева направо происходит усиление кислотных и ослабление основных свойств.

7. Вычислите объем воздуха (примите объемную долю кислорода в нем равной 0,2), который потребуется для сжигания 120 мг образца магния, содержащего 2% негорючих примесей.

8. Вычислите объем оксида серы (IV) (н. у.), который может быть получен при сжигании 1,6 кг серы, если выход продукта составляет 80% от теоретически возможного.

9. Можно ли утверждать, что высшему оксиду серы SO3 соответствует сернистая кислота H2SO3? Почему?

10. Используя метод электронного баланса, определите коэффициенты в схемах химических реакций:

Конспект урока по химии

в 9 классе

«Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева.

Тема урока: Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева. (1 слайд)

Цели урока: актуализировать знания о структуре периодической системы,

систематизировать знания о составе и строении атома элемента,

уметь характеризовать элемент на основании его положения в периодической системе,систематизировать знания о составе и свойствах соединений, образуемых металлами (2 слайд)

Оборудование: Таблица Д. И. Менделеева. Простые вещества - ме-таллы и неметаллы, компьютер, проектор, презентация по теме.

Ход и содержание урока

I . Организационный момент

Приветственное слово учителя. Поздравление ребят с началом нового учебного года.

П. Повторение основных теоретических вопросов программы 8 класса

Основным вопросом про-граммы 8 класса является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Она же является базой для изучения курса химии 9 класса.

Напоминаю, что таблица Д. И. Менделеева представ-ляет собой «дом», в котором живут все химические элементы. Каждый элемент имеет номер (порядковый), который можно сравнить с номером квартиры. «Квартира» расположена на определенном «этаже» (т. е. периоде) и в определенном «подъезде» (т. е. группе). Каждая группа в свою очередь делится на подгруппы: главную и побочную. Пример: элемент магний Mg имеет порядковый номер (№) 12 и распо-ложен в третьем периоде, в главной подгруппе второй группы.

Свойства химического эле-мента зависят от его положения в таблице Д. И. Менделеева. Поэтому очень важно научиться характеризовать свойства химических элементов на основании их положения в Периодической системе.

III . План характеристики химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева

Алгоритм характеристики: (3-5 слайды)

1.Положение элемента в ПС

а)порядковый номер химического элемента

б)период (большой или малый).

в)группа

г)подгруппа (главная или побочная)

д)относительная атомная масса.

2.Состав и строение атома элемента

а) число протонов (р +), нейтронов (n 0 ), электронов (е -)

б) заряд ядра

в ) число энергетических уровней в атоме

г) число электронов на уровнях

д) электронная формула атома

е) графическая формула атома

ж) семейство элемента.

Три последних пункта, для хорошо подготовленных классов.

3. Свойства атома

а) способность отдавать электроны (восстановитель)

б) способность принимать электроны (окислитель).

Записать в виде схем-уравнений. Сравнить с соседними атомами.

4. Возможные степени окисления.

5. Формула высшего оксида, его характер.

6. Формула высшего гидроксида, его характер.

7. Формула летучего водородного соединения, его характер.

Обратить внимание: При рассмотрении пунктов 5 и 7 все формулы высших оксидов и летучих водородных соединений помещены внизу таблицы Д. И. Менделеева, что фактически является «законной шпаргалкой».

Так как в начале, при характеристике элементов ребята могут испытывать определенные трудности, поэтому им полезно пользовать-ся «законными шпаргалками» - табл. 1 и др. Потом, по мере накопления опыта и знаний, эти помощникиуже не потребуются.

Задание: Охарактеризуйте химический элемент натрий на основании его положения в периодической системе Д.И. Менделеева. (слайд 6)

Работает весь класс, записи поочередно ведут обучающиеся на доске.

Образец ответа. (слайд 7)

Na – натрий

1) 11, 3 период, малый, 1 группа, А

2) 11 р + ,12n 0 , 11 е -

+ 112-8-1

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 - s - элемент

3) Na 0 – 1 e > Na +

восстановитель

R a: Li Mg

по группепо периоду

Ме св-ва: Li < Na < K Na > Mg

по группепо периоду

4) Na :0, +1

5) Na 2 O – основный оксид

6) NaOH – основание, щелочь.

7) Не образует

IV . План характеристики простого вещества.

Каждый химический элемент образует простое вещество, обладающее определенным строением и свойствами. Простое вещество характеризуют по следующим параметрам:(слайд 8)

1) Тип связи.

2)Тип кристаллической решетки.

3) Физические свойства.

4) Химические свойства (схема).

Образец ответа :(слайд 9)

Металлическая связь[ Na 0 – 1 e > Na + ]

- Металлическая кристаллическая решетка

- Твердое вещество, мягкий металл (режется ножом), белого цвета, блестящий, тепло-и электропроводен.

Металл продемонстрировать. Отметить, что в связи с высокой химической активностью, его хранят под слоем керосина.

- Na 0 – 1 e > Na + > взаимодействует с веществами-окислителями

восстановитель

Неметаллы+ оксиды металлов (менее активные)

Кислоты+ соли

Вода

Задание : Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства простого вещества натрия. Рассмотрите уравнения с позиций окислительно-восстановительных процессов.(слайд 10)

Пять учащихся по желанию работают у доски.

Ответ:

1) 2 Na + Cl 2 > 2 NaCl

Na 0 – 1 e > Na +

Cl 2 0 + 2 e > 2 Cl - ¦1окислитель -восстановление

2) 2 Na + 2 HCl > 2 NaCl + H 2

Na 0 – 1 e > Na + ¦2 восстановитель - окисление

2 H + + 2 e > H 2 0 ¦1окислитель -восстановление

3) 2 Na + 2 H 2 O > 2 NaOH + H 2

Na 0 – 1 e > Na + ¦2 восстановитель - окисление

2 H + + 2 e > H 2 0 ¦1окислитель -восстановление

4) 2 Na + MgO > Na 2 O + Mg

Na 0 – 1 e > Na + ¦2 восстановитель - окисление

Mg 2+ + 2 e > Mg 0 ¦1окислитель -восстановление

5) 2 Na + CuCl 2 (расплав) > 2 NaCl + Cu

Na 0 – 1 e > Na + ¦2 восстановитель - окисление

Cu 2+ + 2 e > Cu 0 ¦1окислитель -восстановление

V . План характеристики соединений.

Для каждого химического элемента характерно образование сложных веществ различных классов – оксиды, основания, кислоты, соли. Основными параметрами характеристики сложного вещества являются: (слайд 11)

Формула соединения.

Вид связи.

Характер соединения.

Химические свойства соединения (схема).

Образец ответа:

I . Оксид (слайд 12)

1) Na 2 O

2) Ионная связь

3) Солеобразующий, основный оксид.

4) Химические свойства:

· основный оксид + кислота > соль и вода

· основный оксид + кислотный оксид > соль

· основный оксид + Н 2 О>щелочь

(растворимый оксид)

II. Гидроксид (слайд 13)

1) NaOH

2) Ионная связь

3) Основание, щелочь.

4) Химические свойства:

основание (любое)+кислота=соль+вода

щёлочь+соль=новое основание+новая соль

щёлочь+оксиднеметалла=соль+вода

Самостоятельная работа.

Задание: Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства оксида и гидроксида. Уравнения рассмотритес позиций окислительно-восстановительных процессови ионного обмена. (слайд 14)

Образец ответов.

Оксид натрия:

l ) Na 2 O + 2 HC 1 = 2 NaCl + Н 2 О (реакция обмена)

2) Na 2 O + SO 2 = Na 2 SO 3 (реакция соединения)

3) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH (реакция соединения)

Гидроксид натрия:

1)2 NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2Н 2 О (реакция обмена)

2 Na + + 2ОН - + 2Н + + SO 4 2- = 2 Na + + SO 4 2- + 2Н 2 О

ОН - + Н + = Н 2 О

2)2 NaOH + СО 2 = Na 2 CO 3 + Н 2 О (реакция обмена)

2 Na + + 2ОН-+ СО 2 = 2 Na + + СО 3 2- + Н 2 О

3) 2NaOH + CuSO 4 = Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2 (реакция обмена )

2Na + + 2 ОН - + Cu 2+ + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2- + Cu (OH) 2

2 OH - + Cu 2+ = Cu (OH ) 2

Вспомнить условия протекания реакций обмена до конца (образова-ние осадка, газа или слабого электролита).

Для натрия, как и для всех металлов, характерно образование генетического ряда: (слайд 15)

Металл >основный оксид > основание (щелочь) > соль

Na > Na 2 O > NaOH > NaCl (Na 2 SO 4 , NaNO 3 , Na 3 PO 4)

Домашнее задание (слайд 16)

§ 1,упр. 1 (б), 3;составить уравнения реакций для генетического ряда Na