модульный урок по теме кальций и его соединения
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.
6.Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.
7.Решение экспериментальных задач.
Ход урока:
Постановка целей и задач урока.
Ознакомление учащихся с учебными элементами модуля.
Работа ученика: записать число и тему урока.
Учебный элемент-0(УЭ-0)
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.
Задание: прочитать §40 учебника.
Провести опрос учащихся о ЩЗМ и заполнить таблицу:
2. Строение атома
3.Изменение свойств по группе сверху вниз
1. Кальций в ПСХЭ находится во II-группе, главной подгруппе.
2.ЩЗМ имеют большой радиус, так как находятся почти в начале периодов. На внешнем уровне имеют 2 электрона, как следствие проявляет степень окисления:+2.
-число элетронных слоев увеличивается
-металлические свойства усиливаются
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.
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
Са(ОН)2 + 2С02 = Са(НС03)2 гидрокарбонат кальция
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 [CaSO4 ∙ 2H2O]
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.