Общие свойства металлов исправл

2

Лабораторная работа

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Цель работы: исследование восстановительной способности металлов в воде, а также в водных растворах щелочей и различных кислот.

Металлы и их сплавы широко используются во многих отраслях промышленности, они являются основными конструкционными материалами в машиностроении.

Металлы составляют около 80 % от всех известных химических элементов. К металлам относятся элементы s, d и f -электронных семейств, а также р-элементы главных подгрупп: III (кроме В), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb, Bi), VI (Po).

Все металлы являются кристаллическими телами, имеющими определенный тип кристаллической решетки, состоящей из малоподвижных положительно заряженных ионов, между которыми движутся свободные электроны (так называемый электронный газ). Такой тип структуры называется металлической связью.

Особое строение кристаллических решеток металлов обусловливает их общие свойства. К общим физическим свойствам металлов относят их высокую электропроводность, теплопроводность, пластичность, ковкость, металлический блеск.

Общность химических свойств металлов обусловлена особенностям строения их атомов: сравнительно большими размерами атомов, значительной удаленностью внешних электронов от ядра и слабой связью с ним. В химическом отношении все металлы, имея на внешнем электронном уровне небольшое количество валентных электронов, характеризуются сравнительной легкостью их отдачи и способностью образовывать положительно заряженные ионы, проявляя при этом восстановительные свойства:

Me - nē → Meⁿ⁺.

При определении химической активности металла кроме энергии ионизации (энергии отрыва электрона от атома) необходимо учитывать энергию, которая тратится на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, которая выделяется при гидратации ионов.

Характеристикой восстановительной способности (химической активности) металлов может служить величина стандартного электродного потенциала металла. Восстановительная способность различных металлов неодинакова и определяется положением в электрохимическом ряду напряжения металлов (табл.1).

Закономерности, отраженные в этой схеме, условны. Однако схема помогает ориентироваться в некоторых химических процессах. Металлы размещены в порядке убывания их восстановительных свойств и усиления окислительных свойств их ионов. Этот ряд характеризует химическую активность

Таблица 1

	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Способность атомов отдавать электроны (окисляться)	Возрастает
Взаимодействие с кислородом воздуха	Быстро окисляются при обычной температуре	Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании				Не окисляются
Взаимодействие с водой	При обычной температуре выделяется Н2 и образуется гидроксид	При нагревании выделяется Н2 и образуются оксиды			Н2 из воды не вытесняют
Взаимодействие с кислотами	Вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме HNO3)				Не вытесняют водород из разбавленных кислот
					Реагируют с конц. и разб. HNO3 и с конц. H2SO4 при нагревании		С кислотами не реагируют, растворяются в царской водке
Нахождение в природе	Только в соединениях			В соединениях и в свободном виде			Главным образом в свободном виде
Способы получения	Электролиз расплавов		Восстановление углем, оксидом углерода (II), алюминотермия или электролиз водных растворов солей
Способность ионов присоединять электроны (восстановливаться)	Li^+ K^+ Ca^2+ Na^+ Mg^2+ Al^3+ Mn^2+ Zn^2+ Cr^3+ Fe^2+ Ni^2+ Sn^2+ Pb^2+ (H^+) Cu^2+ Hg^2+ Ag^+ Pt^2+ Au^3+ Возрастает

металлов только в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде. Чем меньше алгебраическая величина потенциала металла, тем более сильным восстановителем он является.

Как восстановители металлы взаимодействуют с простыми и сложными окислителями. К простым окислителям относятся элементарные неметаллы, к сложным – вода, водные растворы и расплавы щелочей, кислоты.

Взаимодействие металлов с элементарными окислителями. Как правило, металлы окисляются элементами, электроотрицательность которых выше, чем у металла. Однако на химическую активность металла оказывают влияние химическая активность самого элементарного окислителя, а также энергия диссоциации молекул элементарного окислителя.

Взаимодействие металлов с водой. Чтобы реакция с металлами протекала с водой необходимо выполнение следующих условий:

а) Потенциал металла в нейтральной среде должен быть меньше потенциала окислителя (воды): Е_Меⁿ⁺_/Мe < Е_окисл.. Теоретически водород из воды могут вытеснять только те металлы, потенциалы которых более отрицательны, чем -0,414В, т. е. стоящие вряду напряжений до кадмия:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

б) Продукты реакции взаимодействия металла со средой (могут быть, оксиды, гидроксиды) должны быть растворимы в реакционной среде. В случае образования малорастворимых соединений, а большинство гидроксидов металлов являются именно таковыми, они пассивируют поверхность металла, и реакция, едва начавшись, тут же прекращается или протекает крайне медленно.

Рассматривая взаимодействие металлов с водой, нельзя не учитывать, что большинство металлов имеют на своей поверхности прочную оксидную пленку, обладающую защитными функциями. Чаще всего именно она является причиной невозможности протекания реакции между достаточно активным металлом и водой.

Взаимодействие металлов с кислотами. При взаимодействии металлов с разбавленными кислотами (за исключением разбавленной азотной кислоты) окислителем является ион водорода H⁺. К числу таких кислот, содержащих в качестве окислителя ион H⁺, относятся кислоты, не содержащие кислорода в анионе (бескислородные кислоты): HF, HCl, HBr, HJ, H₂S, H₂Se, H₂Te или кислоты с устойчивыми анионами, имеющие низкие окислительно-восстанови-тельные потенциалы (H₂СO₃, H₃ВO₃, H₃РO₄ и др.), а также разбавленная серная кислота H₂SO₄. Разбавленные кислоты, содержащие в качестве окислителя только ионы водорода H⁺, могут взаимодействовать с относительно сильными восстановителями. В таких кислотах растворяются только металлы, окислительно-восстановительный потенциал которых ниже потенциала водородного электрода 2H⁺ /H₂, то есть с металлами, стоящими в ряду стандартных потенциалов левее водорода:

Fe + H₂SO_{4 (разб)} = FeSO₄ + H₂

Однако те металлы, электродные потенциалы которых имеют положительные значения, окисляются аэрированными растворами кислот:

2Cu + O₂ + 4HCl = 2CuCl₂+ 2H₂O.

Окислительные свойства кислот, обусловленные анионом кислоты, проявляются более сложно, так как в большинстве случаев элемент, образующий анион кислоты, может восстанавливаться до разных степеней окисления.

В концентрированной серной кислоте роль окислителя выполняет ион – SO₄^2- Степень восстановления серы из иона SO₄^2- зависит от природы восстановителя: 4Mg + 5H₂SO₄(конц) = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O.

В азотной кислоте любой концентрации окислителем будет анион- NO₃⁻ в силу значительно большего потенциала нитрат-иона по сравнению с потенциалом водородного электрода. Степень восстановления нитрат-иона зависит как от концентрации кислоты, так и от окислительно-восстановительного потенциала металла.Чем выше концентрация кислоты, тем менее глубоко восстанавливается ион NO₃⁻: 4Mg + 10HNO_3(разб) = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ +3H₂O.

Сu + 4НNО₃(конц.)= Сu(NО₃)₂ + 2NО₂ + 2Н₂О

Таким образом, в результате взаимодействия кислоты с металлом образуются соответствующая соль, вода и какой либо из продуктов восстановления аниона (табл.2).

Таблица 2.

Основные продукты восстановления азотной и серной кислоты металлами**¶

Металлы	Li, Cs, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al* Активные	Mn*, Zn, Cr*, Fe*, Cd, Co*, Ni*, Sn, Pb* Средней активности	Bi*, Cu, Ru, Hg, Ag, Rh, Pd Малоактивные	Ir, Pt, Au Благородные
Концентрация HNO3, % мас.
больше 80% (очень конц. р-ры)	NO2	NO2	NO2	−
45 – 75 % (конц. р-ры)	N2O	NO	NO2	−
10 – 40 % (разбав. р-ры)	N2	N2O	NO
меньше 5% (очень разбавл. р-ры)	NH4NO3	N2	−	−
H2SO4 (конц.)	H2S (S)	S (SO2)	SO2

*Металлы, которые пассивируются в кислоте при комнатной температуре

**Обычно одновременно образуются несколько продуктов восстановления кислотного остатка.

Со щелочами будут взаимодействовать металлы, склонные к образованию гидроксокомплексов типа [Me(OH)₄ ]^x−, то есть металлы, чьи гидроксиды являются амфотерными Ве(OH)₂, (Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Рb(OH)₂, Cr(OH)₃ и др.: Be + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

При взаимодействии металлов с растворами солей должны соблюдаться следующие условия: а) металл должен находиться в ряду напряжений левее металла, образующего соль;

Fe⁰+Cu²⁺Cl₂^– —>Fe²⁺Cl₂^– +Cu⁰

б) в результате реакции должна образовываться растворимая соль, иначе металл покроется осадком и доступ кислоты к металлу прекратиться;

в) для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе соли.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Взаимодействие алюминия с водой.

Тщательно зачистите два кусочка алюминия, опустите один из них в пробирку с нитратом ртути Hg(NO₃)₂. Что наблюдаете? Поместите затем оба кусочка алюминия в пробирки с водой. Отметьте выделение водорода в одной из пробирок. Напишите уравнения реакций.

Опыт 2. Взаимодействие металлов с разбавленными кислотами.

Испытайте действие 2 н растворов соляной, серной и азотной кисло на металлы. Во всех ли случаях протекает реакция на холоду? Осторожно нагрейте пробирки. Что наблюдаете? Результаты занесите в таблицу.

Основные продукты взаимодействия разбавленных кислот с металлами, условия протекания реакций

Металлы	2 н HCl	2 н H2SO4	2 н HNO3
Cd
Sn
Pb
Bi

Напишите уравнения реакций, составьте электронные схемы реакций. Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Опыт 3. Взаимодействие металлов с концентрированными кислотами.

Испытайте действие концентрированных растворов соляной, серной и азотной кисло на металлы. Во всех ли случаях протекает реакция на холоду? Осторожно нагрейте пробирки. Что наблюдаете? Результаты занесите в таблицу.

Основные продукты взаимодействия концентрированных кислот с металлами, условия протекания реакций

Металлы	HCl, конц.	H2SO4, конц.	HNO3, конц.
Cd
Sn
Pb
Bi

Напишите уравнения реакций, составьте электронные схемы реакций. Укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Опыт 4. Взаимодействие олова раствором щелочи

В пробирку поместите один кусочек предварительно зачищенного олова прибавьте 5-6 капель концентрированного раствора NaOH и нагрейтепробирку. Отметьте медленное выделение водорода. Запишите уравнение реакции, учитывая, что получается гексагидроксостаннат(II) щелочного металла [Sn(OH)₄]^2ˉ.

Опыт 5. Взаимодействие металлов растворами солей

В шесть пробирок попарно внести по 2 мл растворов солей сульфата цинка, сульфата железа (II), сульфата меди (II). В две пробирки с солями железа и меди опустите по кусочку цинка, в две пробирки с солями цинка и меди по кусочку железа, в две пробирки с солями цинка и железа опустите по кусочку меди. Металлы предварительно зачистите наждачной бумагой. Наблюдайте, в каких случаях происходит вытеснение металлов из растворов их солей.

Выпишите из таблицы электродные потенциалы окислителя и восстановителя. Рассчитайте э.д.с. каждой реакции, сделайте вывод о возможности их протекания. Запишите уравнения реакций. Расположите исследуемые металлы в ряд по убыванию их восстановительной способности.

Контрольные вопросы.

1. Какие элементы периодической системы можно отнести к металлам?

2. Укажите особенности строения атомов металлов.

3. Перечислите основные физические характеристики, отличающие металлы от неметаллов.

4. Какое химическое свойство характерно для всех металлов?

5. Особенности взаимодействия металлов с разбавленными соляной и серной кислотами.

6. Особенности взаимодействия металлов с азотной кислотой, концентрированной серной кислотой.

7. Что такое пассивация? Каковы причины пассивации металлов?

8. Какой из предложенных металлов Мg, Al, Ni, Cu будет растворяться в водном растворе щелочи?

Основные продукты восстановления азотной и серной кислот металлами**¶

Металлы	Li, Cs, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al* Активные	Mn*, Zn, Cr*, Fe*, Cd, Co*, Ni*, Sn, Pb* Средней активности	Bi*, Cu, Ru, Hg, Ag, Rh, Pd Малоактивные	Ir, Pt, Au Благородные
Концентрация HNO3, % мас.
больше 80% (очень конц. р-ры)	NO2	NO2	NO2	−
45 – 75 % (конц. р-ры)	N2O	NO	NO2	−
10 – 40 % (разбав. р-ры)	N2	N2O	NO
меньше 5% (очень разбавл. р-ры)	NH4NO3	N2	−	−
H2SO4 (конц.)	H2S (S)	S (SO2)	SO2

*Металлы, которые пассивируются в кислоте при комнатной температуре

Основные продукты восстановления азотной и серной кислот металлами**¶

Металлы	Li, Cs, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al* Активные	Mn*, Zn, Cr*, Fe*, Cd, Co*, Ni*, Sn, Pb* Средней активности	Bi*, Cu, Ru, Hg, Ag, Rh, Pd Малоактивные	Ir, Pt, Au Благородные
Концентрация HNO3, % мас.
больше 80% (очень конц. р-ры)	NO2	NO2	NO2	−
45 – 75 % (конц. р-ры)	N2O	NO	NO2	−
10 – 40 % (разбав. р-ры)	N2	N2O	NO
меньше 5% (очень разбавл. р-ры)	NH4NO3	N2	−	−
H2SO4 (конц.)	H2S (S)	S (SO2)	SO2

*Металлы, которые пассивируются в кислоте при комнатной температуре

2