2019-2020年高一化學《幾種重要的金屬》復習教案.doc

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2019-2020年高一化學《幾種重要的金屬》復習教案 【教學重點】 1、金屬的一些共同的物理性； 2、鎂和鋁的性質和用途； 3、合金的概念和特性用途； 4、鎂、鋁、Al(OH)3的兩性及有關計算； 5、明礬的凈化原理。 6、了解鐵的原子結構與常見的化合價； 7、掌握鐵、鐵的氧化物、鐵的氫氧化物的性質； 8、掌握Fe、Fe2+、Fe3+之間的相互轉化規(guī)律； 9、掌握Fe2+和Fe3+的檢驗方法. 知識網(wǎng)絡： 一、金屬和合金 1.金屬 (1)金屬的分類； (2)金屬的共性：具有金屬光澤(多數(shù)為銀白色)，不透明，容易導電、導熱。有延展性等等，是由金屬的結構所決定。 2.合金 (1)定義：兩種或兩種以上的金屬(或金屬跟非金屬)熔合而成的具有金屬特性的物質叫合金。 (2)合金的特性：合金比 它的成分金屬具有良好的物理的、化學的或機械的等方面的性能；合金有固定的熔點。一般地說，合金的熔點比其各成分金屬的熔點都低。鎂鋁可和其它金屬和非金屬形成合金，其強度和硬度都大于鎂鋁。 二、鎂和鋁 1.鎂和鋁都是銀白色金屬，具有金屬通性。由于鋁原子半徑比鎂的小，且價電子比鎂多，導致鋁中金屬鍵比鎂單質中金屬鍵強，所以鋁的熔、沸點比鎂高，硬度也比鎂大，導致其金屬性 Mg>Al。 2.鎂和鋁同在第3周期，分屬ⅡA族和ⅢA族，容易失去價電子形成Mg2+和A13+，在化學反應中都是強還原劑，但還原性鎂比鋁強。 (1)與O2反應。常溫下與空氣中的O2反應生成一層致密的氧化物薄膜，所以鎂、鋁都有抗腐蝕的性能。鎂、鋁都能在空氣中燃燒。鎂在空氣中燃燒時有三個反應發(fā)生： (2)與鹵素單質、硫等反應。 (3)與酸反應置換出H2。其中鋁在冷、濃 H2SO4，冷、濃硝酸中發(fā)生鈍化現(xiàn)象。 (4)能將許多金屬從其氧化物中還原出來，其中鋁熱劑發(fā)生鋁熱反應有很強的實用價值。 (5)與H20反應。Mg、A1和冷水都不反應，但在加熱條件下與水反應生成氫氧化物和 H20 (6)鋁有兩性，但此兩性不是既顯酸性又顯堿性，而是既顯金屬性又顯非金屬性，從鋁與稀酸反應放出H2，說明鋁具有金屬性，從鋁與強堿溶液反應生成含氧酸鹽(Al02-的中心原子為 Al，其它多數(shù)含氧酸根離子如SO42-、N03-、PO43-等的中心原子均為非金屬原子)，說明鋁顯非金屬性。Al與NaOH溶液反應表示為 2Al+2NaOH+6H20=2NaAl02+4H20+3H2↑，水是氧化劑，鋁是還原劑，鋁遇冷的濃硫酸或冷的濃硝酸時會鈍化，加熱時活化而反應，所以可用鋁貯存冷的濃硫酸或濃硝酸。 3.鎂、鋁的性質的相似性和差異性： (1)鎂鋁都是活潑的金屬，具有強還原性； (2)鎂只能與酸反應產(chǎn)生H2，而鋁既能與酸又能與強堿溶液反應產(chǎn)生H2； (3)鎂能與冷的濃硫酸和濃硝酸反應，而鋁在冷的濃硫酸或濃硝酸中產(chǎn)生鈍化現(xiàn)象。 三、鎂和鋁的重要化合物 1.氧化物：(1)MgO和A1203，均是白色粉末，質輕、熔點高，是優(yōu)良的耐火材料。A12O3還用于電解法冶煉單質鋁。 2Al2O3(熔融)吳4Al+302↑ (2)MgO是堿性氧化物。Al2O3則屬兩性氧化物，可溶于強堿、強堿，Al2O3+6H’：2Al3++3H，Al2O3+20H 2A102-+H20 2.氫氧化物 (1)Mg(OH)2是難溶于水的堿，溶解度比 MgCO3還小。Al(OH)3，也是難溶于水的白色物質，屬于三元弱堿和一元弱酸，可溶于酸和強堿溶液。 四、鐵的結構和單質的性質： 1、鐵原子結構及在周期表中的位置： 原子結構示意圖： 位于第四周期第Ⅷ族. 在反應中除了容易失去 最外層電子顯+2價外，還能進一步失去次外層上的1個電子而顯+3價. 2、鐵的物理性質： ⑴純鐵是光亮銀白色金屬；⑵純鐵的抗蝕力相當強；⑶鐵有延展性、導熱性和導電性；⑷鐵具有鐵磁性，能被磁鐵吸引，在磁場的作用下，自身也能產(chǎn)生磁性. 3、鐵的化學性質： ⑴Fe Fe2+ ⑵Fe Fe3+ 五、鐵的化合物 1、鐵的氧化物 鐵的氧化物 氧化亞鐵 氧化鐵 四氧化三鐵 化 學 式 FeO Fe2O3 Fe3O4 溶 名 鐵紅 磁性氧化鐵 色 態(tài) 黑色粉末 紅棕色粉末 黑色晶體 化 合 價 +2 +3 +2，+3 水 溶 性 不 溶 ⑴跟酸反應： ①與非氧化性酸如HCl、稀H2SO4等反應： ②與氧化性酸反應如濃H2SO4、HNO3等反應： ③與還原性酸反應如HI等：Fe2O3+6HI = 2FeI2+I2+3H2O Fe3O4+8HI = 3FeI2+I2+4H2O ⑵氧化亞鐵不穩(wěn)定性：6FeO+O2 △ 2Fe3O4 ⑶具有氧化性：能被H2、CO、Al等還原劑還原.FexOy+yCO △ xFe+yCO2 8Al+3Fe3O4 高溫 4Al2O3+9Fe 注意：Fe3O4是復雜氧化物，在組成可看成1/3鐵呈+2價，2/3鐵呈+3價，因此Fe3O4可寫成FeOFe2O3 2、鐵的氫氧化物 名 稱 氫 氧 化 亞 鐵 氫 氧 化 鐵 化 學 式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 顏 色 白色 紅褐色 水 溶 性 不溶 不溶 與酸反應 Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O 3Fe(OH)2+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3+NO↑+8H2O Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O 2Fe(OH)3+6HI=2FeI2+I2+6H2O 加熱分解 6Fe(OH)2+O2 △ 2Fe3O4+6H2O 2Fe(OH)3 △ Fe2O3+3H2O 還 原 性 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 制 法 Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓ Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓ 3、Fe2+與Fe3+的轉化： ⑴Fe2+Fe3+⑵Fe 3+Fe2+ 4、Fe2+與Fe3+的檢驗： ⑴Fe2+的檢驗：①與KSCN溶液作用不顯紅色，再滴加氯水振蕩則變?yōu)榧t色. ②滴加NaOH溶液，首先生成白色絮狀沉淀，該沉淀迅速轉變?yōu)榛揖G色，最后變?yōu)榧t 褐色. ⑵Fe3+的檢驗：①滴加KSCN溶液，立即變紅色.②滴加NaOH溶液，生成紅褐色沉淀. 1、 Fe、Fe2+、Fe3+的三角相互關系 2、知識小結： 物理性質 與非金屬反應：與O2、Cl2、S等的反應 化學性質 與H2O蒸氣的反應：3Fe+4H2O(g) 高溫 Fe3O4+4H2↑ 鐵單質 與酸的反應：與非氧化性酸：Fe+2H+=Fe2++ H2↑ 與氧化性酸：Fe+4HNO3(稀)=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O 制法：Fe2O3+3CO高溫 2Fe+3CO2 FeO 氧化物的種類： Fe2O3 氧化物 Fe3O4 鐵 氧化物的性質 Fe(OH)2 種類：Fe(OH)3 氫氧化物 性質：與酸的反應： 鐵的化合物 加熱分解 制法 Fe2++2OH－=Fe(OH)2↓ Fe3++3OH－=Fe(OH)3↓ 亞鐵鹽： 鹽 鐵 鹽： Fe2+、Fe3+的鑒別 六、重要知識歸納 1.金屬活動順序表的應用 ①氫以前的金屬能置換非氧化性酸中的氫。 ②氫以后的金屬不能跟非氧化性酸反應，只能與強氧化性酸反應。 ③氫以前金屬與氧化性酸反應的產(chǎn)物與金屬活潑性、酸的濃度、溫度等多種因素有關。 2．判斷金屬與鹽溶液反應的產(chǎn)物 ①除活潑金屬(K、Ca、Na、Ba等)，前面金屬能將后面的金屬從其鹽溶液中置換出來。②后面的金屬也可以和前面金屬元素的高價陽離子發(fā)生非置換反應。如2Fe3++Cu=2Fe2++ Cu2+③其它情況：如3Zn+2FeCl3+6H20=2Fe(OH)3↓+3ZnCl2+3H2↑ 3.判斷金屬與H20反應的產(chǎn)物 ①K、Ca、Na遇冷水迅速反應生成堿和H2。 ②Mg在冷水中緩慢反應，在沸水中能較快反應生成堿和H2。 ③Al在冷水中不反應，在沸水中微弱反應生成堿和H2。 ④Zn、Fe、Sn、Pb能在紅熱條件下與水蒸氣反應生成氧化物和H2。 如： 3Fe+4H20(氣)=Fe304+4H2。 ⑤氫以后金屬不與H20反應。 4.判斷原電池的電極和電極反應 相對活潑的金屬作負極，發(fā)生氧化反應。 5.判斷電解時陽離子放電順序 與金屬活動順序相反 Ag+>Fe3+>Hg2+ >Cu2+> Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+> (H+)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 6.判斷硝酸鹽受熱分解產(chǎn)物 ①K→Na.硝酸鹽→亞硝酸鹽+O2↑ ②Mg→Cu：硝酸鹽→氧化物+NO2↑+O2↑ ③Hg→Ag：硝酸鹽→金屬單質+N02+O2↑