Характеристика свойств хрома и его соединений
план-конспект урока по химии (11 класс) на тему

Урок –лекция : Характеристика свойств  хрома и его соединений

Урок-лекция проводится для учеников, изучающих химию по углубленной программе. Работа на лекции состоит из следующих моментов: вводная часть (мотивация, актуализация опорных знаний и навыков); изложение основного материала; «обратная связь». Программа предназначена для школьников, углубленно изучающих не только химию, но и биологию, поэтому значительное место в курсе уделено межпредметным связям, формированию биохимических знаний (например, акцентируется биологическая роль различных химических элементов, их соединений и т. п.).

Цель. Показать особенности строения атома хрома как представителя d-элементов, особенности свойств соединений хрома в различных степенях окисления.

Задачи: 1) Образовательные

- Расширить представления учащихся о соединениях хрома;

- Познакомить со свойствами и применением соединений хрома;

- Совершенствовать умения составлять уравнения химических реакций.

          2) Воспитательные

- Воспитание организованности при выполнении лабораторных опытов;

- Воспитание положительной мотивации

           3) Развивающие

- Совершенствовать навыки  химического эксперимента;

- Способствовать развитию исследовательских навыков;

- Совершенствовать умения обобщать и делать выводы.

Оборудование и реактивы. На демонстрационном столе - набор простых веществ: хром, бихромат аммония (твердый); растворы хромата калия, бихромата калия, соли хрома (III), соли хрома (II), серной кислоты, гидроксида калия; предметный столик; спиртовка, спички, стеклянная палочка.

Оформление доски.

Тема урока.

       Понятия: электронная конфигурация, оксид, гидроксид, окислитель, восстановитель; хроматы, дихроматы, пирофорность.

Литература.

План лекции (на обратной стороне):

история открытия элемента хрома;

биологическая роль хрома;

физические свойства хрома, получение и применение;

        химические свойства простого вещества (хром -восстановитель).

Свойства соединений хрома:

       Сг+2 — восстановительные и основные;

       Сг+3 — амфотерные и окислительно-восстановительные;

       Сг+6 — кислотные и окислительные;
      Сг+2        —   Сг+3          —  Сг+6

Усиление кислотных и окислительных свойств.

ХОД УРОКА .

1.   Опорные вопросы лекции

Для предварительной ориентации учащихся задать эти вопросы.

1. Каков порядок заполнения электронами подуровней в атомах элементов побочных подгрупп?

    2. В каких случаях сходство свойств соединений d- и р-элементов, находящихся в одних и тех же группах, проявляется сильнее: при низших или высших степенях окисления?

3. Как изменяется характер оксидов и гидроксидов d-элементов при переходе от соединений элементов с низшими степенями окисления к средним и высшим степеням окисления?

II. Введение

История открытия

Хром был открыт в период бурного развития химико-аналитических исследований солей и минералов. В 1766 г. профессор химии И.Г.Леманн в Петербурге впервые исследовал «красный сибирский минерал». Сейчас этот минерал называют крокоитом, его состав РЬСг04. В то время он послужил причиной разногласия среди ученых. Спорили о его составе более 30 лет, пока французский химик Луи Воклен в 1797 г. не выделил из него металл. Независимо от Воклена хром получил также М.Клапрот.

Название элемента происходит от греческого слова chroma, что означает цвет, краска, т. к. многие соединения хрома ярко окрашены.

(Демонстрация растворов, содержащих ионы  СrO42-,  Cr2O72-, Cr3+,  Cr2+.)

Наиболее распространен минерал – хромит  FеСг204. В чистом виде хром был выделен в 1854 г. немецким физиком Р.Бунзеном при электролизе хлорида хрома СгС13.

(Демонстрация металлического хрома.)

III. Изложение основного материала

Биологическая роль элемента хрома

В человеческом организме хром содержится в крови, мышечной и костной тканях; входит в состав ферментов, принимающих участие в клеточном дыхании и процессах пищеварения.

Соединения хрома — хромовые кислоты и оксид хрома Сг03 — ядовиты: вызывают поражение кожи, глаз и дыхательных путей.

Физические свойства хрома, получение и применение

Хром — серовато-белый блестящий металл. Из металлов — самый твердый, плотность равна 7,2 г/см3; (tпл. = 1855 oС. Природный хром представляет собой смесь четырех стабильных изотопов.

Повторить понятие «изотоп».

Хром используют в антикоррозионных покрытиях, легированных сталях, его соединения — в кожевенной отрасли промышленности для дубления кожи.

Получение:

Cr2O3 + 2А1 → А1203 + 2Сг;

FeCrO4 + 4С → 4СО + Fе + Сг.

 Химические свойства хрома как простого вещества

Школьники должны ответить: почему?

Электронная конфигурация валентных электронов в атоме: 3d5 4s1.

В соединениях проявляет степень окисления, равную +2, +3, +4, +6, из которых +3  -  характерная.

Вызвать ученика к доске для составления электронного уравнения баланса.        

4Сг + 302    203;

восст.   окисл.

2Сг + 3S  →  S3;

 2Сг + ЗС12   2СгС13;

      2Сг + N2 →   2CrN.

восст.   окисл.

Из-за наличия оксидной пленки хром не взаимодействует с водой, но чистый (без оксидной пленки) раскаленный хром реагирует с парами воды:

2Сг + ЗН20 (пар)   Сг203 + ЗН2;

2Сг + 6НС1 (конц.) →  2СгС13 + ЗН2.

С разбавленной соляной кислотой хром взаимодействует при повышенной температуре, с разбавленной серной — при нормальной.

С концентрированными азотной и серной кислотами хром не реагирует, т. к. упрочняется оксидная пленка.

Вывод. Хром проявляет свойства восстановителя.

Свойства соединений хрома

Сг+2 - растворы солей окрашены в голубой цвет.

Сг + 2НС1 (газ)  СгС12 + Н2.

CrO - пирофорный черный порошок (пирофорность — способность в тонкораздробленном состоянии воспламеняться на воздухе), получается окислением амальгамы хрома на воздухе.

СrO + 2НС1 →  Сг + С12 + Н20.

Cr +2 – сильный восстановитель:

4СгС12 + 4НС1 + 02 → 4СгС13 + 2Н20.

На воздухе при нагревании выше 100oС СrO превращается в Cr2O3:

4СrO + 02 → 2Сг203.

Сг(ОН)2 — желтый, нерастворимый в воде осадок, образующийся по схеме:

Сг+2 + 20Н-(р-р) → Сг(ОН)2.

Вывод делают учащиеся.

Вывод. В низшей степени окисления (+2) хром проявляет основные и восстановительные свойства.

 Все соединения хрома (II) довольно неустойчивы и легко окисляются в соединения хрома (III):

4Сг(ОН)2 + 02 + 2Н20    Сг(ОН)3.

Сг+3 — соли окрашены в зеленый цвет.

Сг203 — порошок, нерастворим в воде, растворах кислот и оснований. Используется для изготовления зеленых красок, полировки (по твердости близок к корунду).

Сг203(тв.) + 2КОН (тв.) 2КСrO2(тв.) + Н2О.

                                                         хромит калия

Хромиты - нестойкие вещества, на воздухе гидролизуются:

КСrO2+2H2O→ КОН + Сг(ОН)3↓.

                                         (серо-зеленый)

Сг203, как и А1203, - амфотерен.

В лаборатории Сг203 получают реакцией разложения дихромата аммония.

(Демонстрация реакции: (NH4 )2 Cr2O7→ Сг203 + N2+ 4Н20.)

Сг203 с водой не взаимодействует, но ему соответствует гидроксид, студенистый осадок:

Сг+3 + ЗОН- → Сг(ОН)3.

2Сг(ОН)3 + ЗН2SO4 → Сг2(SO4)3 +6H2O.

Эксперимент проводится на семинарском занятии.

Сг(ОН)3 + 3КОН(изб.) → К3[Сг(ОН)6 ]

Соли подвергаются гидролизу по схеме:

Сг+3 + H2O     CrOH2+ + H+.

Уравнение реакции составляет ученик у доски.

Вывод. Сг+3 — промежуточная степень окисления, т.к. проявляются восстановительные, окислительные и амфотерные свойства.

Сг+6 — представляет наибольший интерес.

Сг03 — темно-красное кристаллическое вещество, получается по реакции:

Сr2O3 + 4KOH + O2 → 2K2СrО4 + H2O.

                                            хромат калия

К2Сг207 + Н2SO4 = 2Сг03↓ + К2SO4+ Н20.

При нагревании CrO3 разлагается:

               2500 оС

4СrO3  → 2Cr2 O3 + 3O3.

СrO3 — хромовый ангидрид, кислотный оксид, легко растворяется в воде:

Сг03 + Н20 (изб.) → Н2СrO4.

                                   хромовая кислота (желтая)

Сг03(конц., изб.) + Н20 → Н2Сг207.

                                              двухромовая  кислота (оранжевая)

Двухромовая кислота при разбавлении легко переходит в хромовую:

Н2Сг207+ Н20 → 2Н2СrO4.

Хромовые кислоты существуют только в водных растворах, однако их соли весьма устойчивы.

СrO3+ 2КОН → К2СrO4+ Н20.

                              хромат калия

СrO3+ВаО → ВаСrO4.

                            хромат(желтый)

2Сг03 + ВаО → ВаСг207.

                          дихромат (оранжевый).

(Демонстрация превращения желтой окраски в оранжевую:

 СrO42- + 2H+      Сг2072- + Н20.)

     (желтый)           (оранжевый)

Сг+6 —  сильный окислитель, особенно в кислой среде:

 К2Сг207 + НС1→ С12 + СгС13 + КС1 + Н20.

Ученики должны закончить уравнение реакции, расставить коэффициенты с помощью метода полуреакций.

Вывод. Сг+6 обладает кислотным характером и ярко выраженными окислительными свойствами.

Таким образом, в ряду:

Сг+2 – Cr+3 – Сг+6,

наблюдается усиление кислотных и окислительных свойств.

IV. Первичная проверка знаний

Устное задание.

Какие основные характеристики хрома и его соединений мы рассмотрели сегодня на лекции?

Записать на доске варианты ответов учеников.

Письменное задание.

Раздать таблицы для заполнения.

                                                                                                                    Таблица

Характеристика хрома и его соединений

V. Домашнее задание

Доработать таблицу для тех, кто полностью не ответил на вопросы и допустил ошибки.

Подготовиться к семинару.

 Базовый уровень:

 Осуществить цепочку превращений:

Cr → CrCl2 → Cr(OH)2 → Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 → Cr

(Ответ: Cr CrCl2 Cr(OH)2 Cr(OH)3 Cr2(SO4)3 Cr.)

Углубленное изучение:

    1.        К водному раствору с содержанием хлорида хрома (III) 3,17 г прилили  

              раствор с массой сульфида калия, равной 3,85 г.  Какое вещество выпадет  

               в осадок?  Определите массу осадка.

                       (Ответ: 2,06г Cr(ОН)3.)

2.               Закончить уравнение реакции, расставить коэффициенты с помощью

          метода полуреакций:

К2Сг207 + NaNO2 + H2SO4 → …

     (Ответ: К2Сг207 + 3NaN02 + 4Н2SO4 = Cr2 (SO4)3 + 3NaNO3 + K2SO4 + 4H2O.)

Литература

1. О.С. Габриелян  «Химия». Профильный уровень. 11 класс. Учебник.  – М.: Дрофа, 2013.
2. О.С. Габриелян  «Химия». Профильный уровень. 11 класс. Методическое пособие- М.: Дрофа, 2012.
3. О.С. Габриелян и др. «Химия». Профильный уровень. Контрольные и проверочные работы.11 класс. Учебно-методическое пособие- М.: Дрофа, 2012.
4. О.С. Габриелян, И.Г.Остроумов, А.Г.Введенская «Общая химия в тестах, задачах, упражнениях» . 11 класс. Учебное  пособие- М.: Дрофа, 2012.
5. О.С. Габриелян, И.Г.Остроумов «Химические эксперименты в школе». Учебное  пособие- М.: Дрофа, 2012.
6. «Химия». 11 класс. Мультимедийное приложение к учебнику. CD-ROM- М.: Дрофа, 2012.