Кальций. Свойства кальция

Кальций располагается в четвертом большом периоде, второй группе, главной подгруппе, порядковый номер элемента - 20. Согласно периодической таблице Менделеева, атомный вес кальция - 40,08. Формула высшего оксида - СаО. Кальций имеет латинское название cal­ci­um , поэтому символ атома элемента - Са.

Характеристика кальция как простого вещества

При обычных условиях кальций - это металл серебристо-белого цвета. Имея высокую химическую активность, элемент способен образовывать множество соединений разных классов. Элемент представляет ценность для технических и промышленных химических синтезов. Металл широко распространен в земной коре: его доля составляет около 1,5 %. Кальций относится к группе щелочноземельных металлов: при растворении в воде он дает щелочи, но в природе встречается в виде множественных минералов и . Морская вода содержит кальций в больших концентрациях (400 мг/л).

Чистый натрий

Характеристики кальция зависят от строения его кристаллической решетки. У этого элемента она бывает двух типов: кубическая гранецентрическая и объемноцентрическая. Тип связи в молекуле - металлический.

Природные источники кальция:

• апатиты;
• алебастр;
• гипс;
• кальцит;
• флюорит;
• доломит.

Физические свойства кальция и способы получения металла

В обычных условиях кальций находится в твердом агрегатном состоянии. Металл плавится при 842 °С. Кальций является хорошим электро- и теплопроводником. При нагревании он переходит сначала в жидкое, а затем в парообразное состояние и теряет металлические свойства. Металл является очень мягким и режется ножом. Кипит при 1484 °С.

Под давлением кальций теряет металлические свойства и способность к электропроводимости. Но затем металлические свойства восстанавливаются и проявляются свойства сверхпроводника, в несколько раз превышающего по своим показателям остальные .

Кальций долго не удавалось получить без примесей: из-за высокой химической активности этот элемент не встречается в природе в чистом виде. Элемент был открыт в начале XIX века. Кальций как металл впервые синтезировал британский химик Гемфри Дэви. Ученый обнаружил особенности взаимодействия расплавов твердых минералов и солей с электрическим током. В наши дни электролиз солей кальция (смеси хлоридов кальция и калия, смеси фторида и хлорида кальция) остается самым актуальным способом получения металла. Кальций также извлекают из его оксида с помощью алюминотермии - распространенного в металлургии метода.

Химические свойства кальция

Кальций - активный металл, вступающий во многие взаимодействия. При нормальных условиях он легко реагирует, образуя соответствующие бинарные соединения: с кислородом, галогенами. Нажмите , чтобы узнать больше о соединениях кальция. При нагревании кальций реагирует с азотом, водородом, углеродом, кремнием, бором, фосфором, серой и другими веществами. На открытом воздухе мгновенно взаимодействует с кислородом и углекислым газом, поэтому покрывается серым налетом.

Бурно реагирует с кислотами, при этом иногда воспламеняется. В солях кальций проявляет интересные свойства. Например, пещерные сталактиты и сталагмиты - это карбонат кальция, постепенно образовавшийся из воды, углекислого газа и гидрокарбоната в итоге процессов внутри подземных вод.

Из-за высокой активности в обычном состоянии кальций хранится в лабораториях в темной герметичной стеклянной посуде под слоем парафина или керосина. Качественная реакция на ион кальция - окрашивание пламени в насыщенный кирпично-красный цвет.

Кальций окрашивает пламя в красный цвет

Идентифицировать металл в составе соединений можно по нерастворимым осадкам некоторых солей элемента (фторид, карбонат, сульфат, силикат, фосфат, сульфит).

Реакция воды с кальцием

Кальций хранят в банках под слоем защитной жидкости. Чтобы провести , демонстрирующий, как происходит реакция воды и кальция, нельзя просто достать металл и отрезать от него нужный кусочек. Металлический кальций в лабораторных условиях проще использовать в виде стружки.

Если металлической стружки нет, а в банке есть только большие куски кальция, потребуются пассатижи или молоток. Готовый кусочек кальция нужного размера помещают в колбу или стакан с водой. Кальциевую стружку кладут в посуду в марлевом мешочке.

Кальций опускается на дно, и начинается выделение водорода (сначала в месте, где находится свежий излом металла). Постепенно с поверхности кальция выделяется газ. Процесс напоминает бурное кипение, одновременно образовывается осадок гидроксида кальция (гашёная известь).

Гашение извести

Кусок кальция всплывает, подхваченный пузырьками водорода. Примерно через 30 секунд кальций растворяется, а вода из-за образования взвеси гидроксида становится мутно-белой. Если реакцию проводить не в стакане, а в пробирке, можно наблюдать выделение тепла: пробирка быстро становится горячей. Реакция кальция с водой не заканчивается эффектным взрывом, но взаимодействие двух веществ протекает бурно и выглядит зрелищно. Опыт безопасен.

Если мешочек с оставшимся кальцием вынуть из воды и подержать на воздухе, то через некоторое время в результате продолжающейся реакции наступит сильное разогревание и оставшаяся в марле закипит. Если часть помутневшего раствора отфильтровать через воронку в стакан, то при пропускании через раствор оксида углерода CO₂ получится осадок. Для этого не нужен углекислый газ - можно продувать выдыхаемый воздух в раствор через стеклянную трубочку.

Модульный урок по химии в 9 классе.

Комбинированная дидактическая цель(КДЦ) : изучение свойств металлов IA-IIIA-групп периодической таблицы химических элементов Менделеева.

Интегрирующая дидактическая цель(ИДЦ) : расширить и углубить знания о щелочноземельных металлах и образуемых ими простых и сложных веществах на примере кальция; показать области применения кальция его основных соединений; изучить его физико-химические свойства; учить записывать уравнения химических реакций;

Частные дидактические цели(ЧДЦ):

1.Положение кальция в периодической таблице химических элементов, строение его атома.

2.Нахождение в природе.

3.Получение.

4.Физико-химические свойства.

5.Применение.

6.Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.

7.Решение экспериментальных задач.

Ход урока:

1.Организационный момент:

Постановка целей и задач урока.

Ознакомление учащихся с учебными элементами модуля.

Работа ученика: записать число и тему урока.

2.Учебная деятельность:

Учебный элемент-0(УЭ-0)

Входной контроль:

1. Вспомнить, что такое металлы?

2.Где находятся металлы в ПСХЭ?

3.Кем являются металлы? Окислителями или восстановителями?

4.Характерные химические свойства металлов?

5.Какой тип связи характерен для металлов? Их соединений?

Цель: знать положение кальция в ПСХЭ, схему строения атома, распределение электронов по орбиталям, степень окисления, которую проявляет кальций.

Провести опрос учащихся о ЩЗМ и заполнить таблицу:

Работа ученика:

Цель: знать нахождение кальция в природе.

Рассказ учителя:Кальций принадлежит к числу самых распространённых в природе элементов. В земной коре его содержится приблизительно 3% (масс.). Из-за своей химической активности в чистом виде кальций в природе не встречается, встречается только в виде соединений (солей).

Задание 1: с помощью учебника заполнить таблицу(§41,стр.120)

Задание 2: составьте уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде взаимодействия карбоната кальция с раствором соляной кислоты.

Работа ученика: Из-за высокой химической активности, кальций в природе встречается только в виде соединений:

Промежуточный контроль:

Вызвать ученика к доске по желанию для заполнения таблицы и написания реакций.

Рассказ учителя:

Кальций (его минеральные соли) является основным компонентом костей скелета и зубов животных и человека, обеспечивает правильное развитие костной ткани. Недостаток кальция в организме на фоне нарушения фосфорно-кальциевого обмена приводит к развитию рахита. Из карбоната кальция построен скелет кораллов и моллюсков (раковины). Ионы кальция стимулируют сердечную деятельность. В виде солей лимонной и фосфорной кислот кальций входит в состав сыворотки крови и обеспечивает ее свертываемость. Многие соли кальция плохо растворимы в воде, при старении организма они осаждаются из крови на стенках сосудов, что приводит к развитию различных заболеваний (желчекаменной болезни, катаракты и др.).

Цель: знать получение кальция.

Задание: самостоятельно в учебнике изучить получение кальция (§41,стр.120).

Работа ученика: кальций в промышленности получают путем электролиза расплавов хлоридов.

Цель: знать физико-химические свойства кальция.

Задание: самостоятельно в учебнике изучить физико-химические свойства кальция (§41,стр.120).

Работа ученика: кальций-металл серебристо-белого цвета,очень легкий, плотность=1,555 г/см 3 ,температура плавления=851 о С.

Является сильным восстановителем.

Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет. Как и щелочные металлы хранят под слоем керосина.

Цель: знать применение кальция.

Задание: самостоятельно в учебнике изучить применение кальция (§41, стр.120).

Работа ученика: металлический кальций из-за большой химической активности применяют для восстановления некоторых тугоплавких металлов (титан, цирконий и др.) из их оксидов. Используют также в производстве стали и чугуна.

Промежуточный контроль:

Ответить на вопросы 3-6 стр.125.

Цель: знать важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.

Рассказ учителя:

Оксид кальция. СаО - негашеная известь, жженая известь. Белое тугоплавкое вещество, очень гигроскопичное.

Получают в виде рыхлого аморфного порошка прокаливанием известняка, мрамора:

При температуре: 800°С

СаСОз = СаО + С02|

Типичный основный оксид, взаимодействует с водой, образуя щелочь:

СаО + Н20 = Са(ОН)2 (гашеная известь, известковое молоко, известковая вода)

Как основный оксид, реагирует с кислотными оксидами и кислотами:

СаО + С02| = СаС03; СаО + S03 = CaS04

Сплавление: СаО + Si02 = CaSi03

СаО + 2НС1 = СаС12 + Н20

Практически значимой реакцией является взаимодействие с коксом:

СаО + ЗС = СаС2 + CO2 (карбид кальция СаС2)

СаО, или негашеная известь, применяется для освобождения газов одновременно от воды и С02.

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 - гашеная известь.

Пылеобразный аморфный порошок белого цвета («пушонка»), малорастворимый в воде (1,7 г в 1 л Н20 при 18 °С). Получают растворением жженой извести в воде (гашение извести). Насыщенный раствор Са(ОН)2 в воде называют известковой водой, а взвесь его в воде носит название «известковое молоко. В присутствии солей щелочных металлов, и особенно NH4CI, растворимость Са(ОН)2 увеличивается.

Известковая вода - реактив для обнаружения С02, при пропускании которого раствор сначала мутнеет из-за образования нерастворимого СаСОз, а потом становится прозрачным из-за образования кислой соли Са(НС03)2:

Са(ОН)2 + С02 = СаСОз! + Н20

Гидроксид кальция - сильное основание (щелочь). В растворе практически полностью диссоциирует:

Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОН -

Как сильное основание, проявляет все характерные для этого класса соединений свойства:

1)реагирует с кислотными оксидами:

Са(ОН)2 + С02 = СаС03| + Н20

(избыток карбоната кальция)

Са(ОН)2 + 2С02 = Са(НС03)2 гидрокарбонат кальция

2) реагирует с кислотами:

Са(ОН)2 + H2S04 = CaS04 + 2H20

3) реагирует с растворимыми солями металлов, гидроксиды, которых нерастворимы в Н20, например:

FeCl2 + Са(ОН)2 = Fe(OH)2 + СаС12

Гипс. Различают следующие виды гипса: природный – CaSO4 ∙ 2H2O, жженый(полуводный, алебастр) – (CaSO4)2 ∙ H2O, безводный – CaSO4.

Если смешать порошок алебастра с водой, то образуется полужидкая пластическая масса, которая быстро твердеет. Процесс затвердевания объясняется присоединением воды:

(CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O → 2

Свойство жженого гипса затвердевать используют на практике. Так, например, алебастр в смеси с известью, песком и водой применяют в качестве штукатурки. Из чистого алебастра изготавливают художественные изделия, а в медицине его используют для накладывания гипсовых повязок.

Если природный гипс CaSO4 ∙ 2H2O нагревать при более высокой температуре, то выделяется вся вода:

CaSO4 ∙ 2H2O → CaSO4 + 2H2O

Образовавшийся безводный гипс CaSO4 уже не способен присоединить воду, и поэтому его назвали мертвым гипсом.

Выходной контроль:

4. В какой цвет соединения кальций окрашивают

пламя горелки?

а) зеленый

б) фиолетовый

в) голубой

г) кирпично-красный

Решение экспериментальных задач.

В четырех пробирках для двух вариан­тов даны следующие кристаллические вещества: А. а) хлорид кальция; б) гидроксид натрия; в) карбонат калия; г) хлорид стронция. Б. а) карбонат кальция; б) нитрат стронция; в) сульфат натрия; г) хлорид калия. Опытным путем определите, в какой пробирке находится какое вещество. Пользуясь таблицей 3 (с. 14-15), напишите урав­нения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

2. Проделайте следующие превращения:

а) СаС12 - Са(ОН)2 -* СаСОз - Са(НСОз)2 -* СаСОз -*■ СэС12

Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном, ионном и со­кращенном ионном виде.

Домашнее задание: письменно ответить на вопросы 7-12, задачи 1-2 (стр. 125), §40-41, стр.119-123.

В большинстве случаев пламя камина или костра бывает желто-оранжевым из-за содержащихся в дровах солей. Добавляя определенные химические вещества, можно изменить цвет пламени, чтобы он больше соответствовал особому событию или чтобы просто полюбоваться сменой цветов. Чтобы изменить цвет пламени, вы можете добавить определенные химические соединения непосредственно в огонь, приготовить парафиновые лепешки с химикатами или замочить дрова в специальном химическом растворе. Несмотря на все то удовольствие, которое может подарить вам процесс создания цветного пламени, обязательно соблюдайте особую осторожность, когда работаете с огнем и химическими веществами.

Шаги

Выбор подходящих химикатов

Выберите цвет (или цвета) пламени. Несмотря на то, что у вас есть возможность выбирать среди целого набора различных оттенков пламени, необходимо решить, какие из них вам наиболее важны, чтобы вы могли подобрать подходящие химические вещества. Пламя можно сделать синим, бирюзовым, красным, розовым, зеленым, оранжевым, фиолетовым, желтым или белым.

Определите необходимые вам химические реагенты на основании того цвета, который они создают при горении. Чтобы окрасить пламя в нужный цвет, необходимо подобрать подходящие химикаты. Они должны быть порошковыми и не включать в себя хлораты, нитраты или перманганаты, образующие при горении вредные побочные продукты.

• Чтобы создать синее пламя, возьмите хлорид меди или хлористый кальций.
• Чтобы сделать пламя бирюзовым, используйте сульфат меди.
• Для получения красного пламени возьмите хлорид стронция.
• Для создания розового пламени используйте хлорид лития.
• Чтобы сделать пламя светло-зеленого цвета, используйте буру.
• Чтобы получить зеленое пламя, возьмите квасцы.
• Чтобы создать оранжевое пламя, используйте хлорид натрия.
• Для создания пламени фиолетового цвета возьмите хлористый калий.
• Для получения желтого пламени используйте углекислый натрий.
• Чтобы создать белое пламя, возьмите сернокислый магний.

1. Купите нужные химические вещества. Некоторые из окрашивающих пламя реагентов относятся к широко используемым в хозяйстве веществам, поэтому их можно найти в продуктовом, хозяйственном или садовом магазине. Другие химикаты можно приобрести в специализированных магазинах химических реактивов или купить в интернет-магазинах.

   • Сульфат меди используется в сантехнических целях для уничтожения корней деревьев, которые могут повредить трубы, поэтому его можно поискать в хозяйственных магазинах.
   • Хлорид натрия – это обычная поваренная соль, поэтому ее можно купить в продуктовом магазине.
   • Хлористый калий используется как средство для смягчения воды, поэтому его также можно поискать в хозяйственных магазинах.
   • Бура нередко используется для стирки, поэтому ее можно найти в отделе моющих средств некоторых супермаркетов.
   • Сернокислый магний содержится в соли Эпсома, которую можно поспрашивать в аптеках.
   • Хлорид меди, хлористый кальций, хлорид лития, углекислый натрий и квасцы следует приобретать в магазинах химических реагентов или через интернет-магазины.

Подсыпание химикатов в огонь

Изготовление парафиновых лепешек

1. Растопите парафин на водяной бане. Поставьте термостойкую миску на кастрюлю с медленно кипящей водой. Добавьте в миску несколько кусочков парафина и дайте им полностью растять.

   • Можно использовать покупной кусковой или баночный парафин (или воск) либо остатки парафина от старых свечек.
   • Не топите парафин на открытом пламени, иначе вы можете устроить пожар.

2. Добавьте в парафин химикат и размешайте. Как только парафин полностью растает, снимите его с водяной бани. Добавьте 1–2 столовые ложки (15–30 г) химического реагента и тщательно размешайте до получения однородного состава.

   • Если вы не хотите добавлять химикаты напрямую в парафин, их можно предварительно завернуть в использованный абсорбирующий материал и потом положить полученный сверток в емкость, которую вы собираетесь залить парафином.

3. Дайте парафиновому составу немного остыть и разлейте его по бумажным чашечкам. После приготовления парафиновой смеси с химикатом, дайте ей остыть в течение 5–10 минут. Пока смесь все еще будет жидкой, разлейте ее по бумажным чашечкам для кексов, чтобы приготовить парафиновые лепешки.

   • Для приготовления парафиновых лепешек можно использовать как небольшие бумажные чашечки, так и картонную упаковку от яиц.

4. Позвольте парафину застыть. После того как парафин будет разлит по формам, дайте ему постоять до затвердения. На полное охлаждение уйдет примерно час времени.

   Подбросьте парафиновую лепешку в огонь. Когда парафиновые лепешки застынут, освободите одну из них от упаковки. Подбросьте лепешку в самую жаркую часть костра. По мере того как воск будет плавиться, пламя начнет менять свой цвет.

   • В огонь можно добавлять сразу несколько парафиновых лепешек с разными химическими добавками, только располагайте их в разных местах.
   • Парафиновые лепешки хорошо подходят для костров и каминов.

Обработка древесины химикатами

1. Соберите сухие и легкие материалы для костра. Вам подойдут такие материалы древесного происхождения, как щепки, обрезки пиломатериалов, сосновые шишки и хворост. Также можно использовать скрученные газеты.

   Растворите химикат в воде. Добавьте по 450 г выбранного химиката на каждые 4 л воды, используйте для этого пластиковую емкость. Тщательно размешайте жидкость, чтобы ускорить растворение химиката. Для достижения наилучших результатов добавляйте в воду только один вид химического реагента.

   • Можно также взять стеклянную емкость, но избегайте применения металлической тары, которая может вступить в реакцию с химическими веществами. Соблюдайте осторожность, чтобы не уронить и не разбить используемые стеклянные емкости вблизи от очага костра или камина.
   • Обязательно наденьте защитные очки, маску (или респиратор) и резиновые перчатки, когда будете готовить химический раствор.
   • Лучше всего готовить раствор на открытом воздухе, так как некоторые виды химикатов могут оставлять пятна на рабочей поверхности или выделять вредные испарения.

2. На сутки замочите в растворе древесные материалы. Перелейте раствор в большую емкость, например, в большой пластиковый контейнер. Положите древесные материалы в сетчатый мешок (такие мешки часто используют для хранения лука или картофеля) для последующего погружения в раствор. Придавите мешок кирпичом или иным тяжелым предметом и оставьте древесину в жидкости на 24 часа.

   Выньте сетку с древесными материалами из раствора и оставьте сушиться. Приподнимите сетчатый мешок с древесными материалами над емкостью с раствором, чтобы дать ему немного стечь. Затем положите древесные материалы на газетный лист или подвесьте их в сухом, хорошо проветриваемом месте и дайте просохнуть в течение 24 часов или более.

   • Обязательно используйте защитные перчатки, когда будете вытаскивать древесные материалы из химического раствора.
   • Если вы не дадите древесине высохнуть, то вам будет трудно разжечь костер.

3. Сожгите обработанные древесные материалы в огне. Разведите костер или растопите камин. Когда обычные дрова прогорят и огонь уменьшится, подкиньте в него обработанные древесные материалы. Через несколько минут они загорятся, и вы увидите цветное пламя.

Кальций - элемент 4-го периода и ПА-группы Периодической системы, порядковый номер 20. Электронная формула атома [ 18 Ar]4s 2 , степени окисления +2 и 0. Относится к щелочноземельным металлам. Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде. В природе — шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаС0 3 , СаО, цианамид кальция CaCN 2 и др.). Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно-оранжевый цвет (качественное обнаружение ).

Кальций Са

Серебристо-белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН) 2 .Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод — кальцийтермия ):

Получение кальция в промышленности :

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО

Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Ca 2+ O 2- . Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо- эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН) 2 , СаС 2 и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

Получение СаО в промышленности — обжиг известняка (900-1200 °С):

СаСО3 = СаО + СО2

Гидроксид кальция Са(ОН) 2

Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са 2+ (ОН —) 2 . Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше — в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из-за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са 2+ — пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаС0 3 и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена. Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов — тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Урок №

Подготовила учитель химии

Тема урока: Щелочно - земельные металлы. Нахождение в природе. Кальций и его соединения. Жесткость воды и способы ее устранения.

Цель урока: расширить и углубить знания о щелочно – земельных металлах и образуемых ими простых и сложных веществах на примере кальция; дать определение жесткости воды, ее видов и способах ее устранения.

Задачи:

Образовательная:

Рассмотреть кальций как химический элемент и как простое вещество, его свойства, образуемые соединения;

Сформировать понятие о жесткости воды, её причинах и способах устранения;

Показать необходимость и значение устранения жесткости воды в промышленности и быту.

Развивающая:

Продолжить формировать умения давать характеристику химическому элементу по ПСХЭ, проводить эксперимент, составлять уравнения химических реакций характеризующие химические свойства простого вещества – кальция и его соединений;

Развитие навыков самостоятельной работы, коммуникативных способностей учащихся, находить причинно-следственные связи, аргументировать ответ, делать выводы на основе имеющихся теоретических знаний и проделанных опытов.

Воспитательная:

Воспитывать интерес к химии как науке, через примеры связанные жизнью.

Тип урока: урок совершенствования знаний, умений и навыков.

Методы обучения: частично – поисковый, словесный, наглядный.

10. Оксиды и гидроксиды щелочных металлов проявляют ярко выраженные основные свойства.

III Мотивация учебной деятельности учащихся (постановка целей и задач урока)

1. Какие элементы расположены во II А – группе ПСХЭ?

Во II А – группе ПСХЭ расположены бериллий, магний, щелочно – земельные металлы (кальций, стронций, барий) и радий.

2. Сколько электронов находится на внешнем энергетическом уровне элементов II А - группы ПСХЭ?

На внешнем энергетическом уровне элементов II А - группы ПСХЭ находятся 2 электрона.

3. Как вы думаете, что мы сегодня будем изучать на уроке?

Обучающиеся вместе с учителем озвучивают цель урока.

IV Изучение нового материала

Наибольшее практическое значение из элементов II А - группы ПСХЭ имеют магний и кальций.

1. Строение атома.

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – ns2;

2) С увеличением радиуса атома уменьшается энергия ионизации;

3)С возрастанием порядкового номера отдача электронов облегчается, что приводит к закономерному возрастанию металлических свойств, которые более ярко проявляются у щелочноземельных металлов.

2. Нахождение в природе (самостоятельная работа с учебником – стр. 156, таблица 32).

Известняк, мрамор, мел – CaCO3;

Гипс – CaSO4* 2H2O;

Фосфорит и апатит – Ca3(PO4)2;

Доломит – CaCO3*MgCO3;

Магнезит – MgCO3.

3. Физические свойства.

Магний и кальций – металлы серебристо – белого цвета, очень легкие(плотность кальция – 1, 55 г/см3, плотность магния – 1, 74 г/ см3, как и щелочные металлы, но гораздо тверже их и имеют гораздо более высокие температуры плавления.

4. Физкультминутка

Чтобы голова не болела,

Ей вращаем вправо-влево. (Вращение головой)

А теперь руками крутим –

И для них разминка будет. (Вращение прямых рук вперед и назад)

Тянем наши ручки к небу,

В стороны разводим. (Потягивания – руки вверх и в стороны)

Повороты вправо-влево

Плавно производим. (Повороты туловища влево и вправо)

Наклоняемся легко,

Достаем руками пол. (Наклоны вперед)

Потянули плечи, спинки,

А теперь конец разминке. (Дети садятся)

5. Химические свойства.

В химических реакциях металлы IIА - группы отдают валентные электроны и являются сильными восстановителями.

Me0 – 2е = Me+2

1. Me + Cl2 = MeCl2

3. Me + 2HCl = MeCl2 + H2

4. Me +2 H2O = Me(OH)2 + H2

5. Me + H2 = MeH2

6. 2Me + O2 =2 MeO

6. Получение.

Бериллий, магний, кальций получают в основном электролизом расплавов их хлоридов в смеси с NaCl (Be), KCl (Mg, Ca) и CaF2 (Ca). Применяется также восстановление оксидов и фторидов металлов алюминием , магнием, углеродом, кремнием:

4ЭО + 2Al → ЭО·Al2O3 + 3Э (Э – Ca, Sr, Ba),

BeF2 + Mg → MgF2 + Be,

MgO + C → CO + Mg,

2MgO + 2CaO + Si → 2CaO·SiO2 + 2Mg

7. Применение (самостоятельная работа с учебником – стр. 157, составить схему).

Применение магния:

Синтез органических соединений;

В пиротехнике;

Производство легких сплавов.

Применение кальция:

Металлотермическое получение некоторых тугоплавких металлов (титан, цирконий);

Производство стали и чугуна для очистки их от кислорода;

Получение некоторых сплавов (свинцово - кальциевых).

8. Кальций, его соединения в природе (самостоятельная работа с учебником дома – стр. 159 – 160, заполнить таблицу « Важнейшие соединения кальция» ).

.Лабораторный опыт № 12

Распознавание ионов кальция и магния.

Насыпать небольшое количество сульфата кальция и сульфата магния в ложки для сжигания веществ, по очереди внести их в пламя спиртовки. Что наблюдаете?

Вывод: Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично – красный цвет, магния – в ослепительно - белый.

9. Жёсткость воды и способы её устранения (рассказ учителя, с применением таблицы)

Растворимые соли кальция и магния присутствующие в природной воде обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При большом содержании этих солей (100 – 200 мг солей кальция – в 1 л в пересчёте на ионы) вода считается жёсткой. В такой воде мыло плохо пенится, так как соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В жёсткой воде плохо развариваются пищевые продукты, и при кипячении она даёт на стенках паровых котлов накипь. Накипь плохо проводит теплоту, вызывает увеличение расхода топлива и ускоряет изнашивание стенок котла.

Карбонатная жесткость (временная) вызвана присутствием в растворе гидрокарбонатов кальция и магния, а некарбонатная (постоянная) – присутствием хлоридов и сульфатов. Карбонатная и некарбонатная жесткость в сумме образуют общую жесткость воды.

V Закрепление

Составить уравнения реакций, характеризующих способы устранения жесткости воды.

1. Кипячение

Сa(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O

2. Добавление известкового молока

Сa(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O

3. Добавление соды

Сa(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaHCO3

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl

4. Пропускание через ионообменную смолу

CaCl2 + Na2R → CaR + 2NaCl R-частица ионита, несущая отрицательный заряд 2–

Что было самым сложным на уроке? Почему?

Что нового вы узнали?

Как вы считаете, где могут пригодиться вам новые знания?

VII Домашнее задание

Изучить материал §44,45 учебника, составить таблицу «Важнейшие соединения кальция» .