- •Департамент кадров и учебных заведений
- •Методические указания
- •Подписано в печать . Формат 60х90 1/16.
- •Определение эквивалента и эквивалентной массы металла по водороду
- •Определение тепловых эффектов химических реакций
- •Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •Растворы. Определение концентрации раствора.
- •Описание прибора:
- •Ход работы:
- •Форма записи:
- •Форма записи:
- •Формулы для расчета.
- •Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
- •Водородный показатель. Гидролиз солей
- •2. Гидролиз солей
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Классификация овр:
- •Гальванические элементы
- •Описание прибора
- •Электролиз
- •Химические свойства металлов
- •Коррозия металлов и борьба с ней
- •Определение временной и общей жесткости воды
- •Реактивы, посуда, оборудование
Химические свойства металлов
Цель работы: практически ознакомиться с характерными химическими свойствами металлов различной активности и их соединений; изучить особенности металлов с амфотерными свойствами. окислительно-восстановительные реакции уравнять методом электронно-ионного баланса.
Теоретическая часть
Физические свойства металлов. В обычных условиях все металлы, кроме ртути, - твердые вещества, резко отличающиеся по степени твердости. Металлы, являясь проводниками первого рода, обладают высокой электропроводностью и теплопроводностью. Эти свойства связаны со строением кристаллической решетки, в узлах которой находятся ионы металлов, между которыми перемещаются свободные электроны. Перенос электричества и тепла происходит за счет движения этих электронов.
Химические свойства металлов. Все металлы являются восстановителями, т.е. при химических реакциях они теряют электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Вследствие этого большинство металлов реагирует с типичными окислителями, например, кислородом, образуя оксиды, которые в большинстве случаев покрывают плотным слоем поверхность металлов.
Mg° +O2°=2Mg+2O-2
Mg-2=Mg+2
О2+4=2О-2
Восстановительная активность металлов в растворах зависит от положения металла в ряду напряжений или от величины электродного потенциала металла ( табл. ) Чем меньшей величиной электродного потенциала обладает данный металл, тем более активным восстановителем он является. Все металлы можно разделить на 3 группы:
Активные металлы – от начала ряда напряжений (т.е. от Li) до Mg;
Металлы средней активности от Mg до H;
Малоактивные металлы – от Н до конца ряда напряжений ( до Au).
Взаимодействие металлов с водой
С водой взаимодействуют металлы 1 группы (сюда относятся преимущественно щелочные и щелочноземельные металлы); продуктами реакции являются гидроксиды соответствующих металлов и водород, например:
2К°+2Н2О=2КОН+Н2О
К°-=К+ | 2
2Н++2=Н20 | 1
Взаимодействие металлов с кислотами
Все бескислородные кислоты (соляная HCl, бромистоводородная HBr и т.п.), а также некоторые кислородсодержащие кислоты (разбавленная серная кислота H2SO4, фосфорная H3PO4, уксусная СН3СООН и т.п.) реагируют с металлами 1 и 2 групп, стоящими в ряду напряжений до водорода. При этом образуется соответствующая соль и выделяется водород:
Zn+H2SO4 =ZnSO4 +H2
Zn0 -2=Zn2+ | 1
2Н++2=Н2° | 1
Концентрированная серная кислота окисляет металлы 1, 2 и частично 3-ей группы (до Ag включительно) восстанавливаясь при этом до SO2 - бесцветного газа с резковатым запахом, свободной серы, выпадающей в виде белого осадка или сероводорода H2S - газа с запахом тухлых яиц. Чем более активным является металл, тем сильнее восстанавливается сера, например:
| 1
| 1
| 8
| 1
Азотная кислота любой концентрации окисляет практически все металлы, при этом образуются нитрат соответствующего металла, вода и продукт восстановления N+5 (NO2 - бурый газ с резким запахом, NO - бесцветный газ с резким запахом, N2O - газ с наркотическим запахом, N2 -газ без запаха, NH4NO3 - бесцветный раствор). Чем более активным является металл и чем более разбавленной является кислота, тем сильнее восстанавливается азот в азотной кислоте.
Взаимодействие металлов со щелочами
Со щелочами взаимодействуют амфотерные металлы, относящиеся в основном ко 2 группе ( Zn, Be, Al, Sn, Pb и др.). Реакция протекает сплавлением металлов со щелочью:
Pb+2NaOH=Na2PbO2 +Н2
Pb0 -2=Pb2+ | 1
2Н++2=Н2° | 1
или при взаимодействии с крепким раствором щелочи:
Be + 2NaOH + 2H2О = Na2[Be(OH)4] + H2
Ве°-2=Ве+2 | 1
| 1
Амфотерные металлы образуют амфотерные оксиды и, соответственно, амфотерные гидроксиды (взаимодействующие с кислотами и щелочами с образованием соли и воды), например:
или в ионной форме:
или в ионной форме:
Практическая часть
Опыт№ 1. Взаимодействие металлов с водой.
Возьмите небольшой кусочек щелочного или щелочноземельного металла (натрий, калий, литий, кальций), который хранится в банке с керосином, тщательно осушите его фильтровальной бумагой, внесите в фарфоровую чашку, заполненную водой. По окончании опыта добавьте несколько капель фенолфталеина и определите среду образовавшегося раствора.
При взаимодействии магния с водой реакционную пробирку подогрейте некоторое время на спиртовке.
Опыт№2. Взаимодействие металлов с разбавленными кислотами.
В три пробирки налейте по 20 - 25 капель 2Н раствора соляной, серной и азотной кислот. В каждую пробирку опустите металлы в виде проволоки, кусочков или стружки. Наблюдайте происходящие явления. Пробирки, в которых ничего не происходит, подогрейте на спиртовке до начала реакции. Пробирку с азотной кислотой осторожно понюхайте для определения выделяющегося газа.
Опыт №3. Взаимодействие металлов с концентрированными кислотами.
В две пробирки налейте по 20 - 25 капель концентрированной азотной и серной (осторожно!) кислот, опустите в них металл, наблюдайте происходящее. В случае необходимости пробирки можно подогреть на спиртовке до начала реакции. Для определения выделяющихся газов пробирки осторожно понюхайте.
Опыт№4. Взаимодействие металлов со щелочами.
В пробирку налейте 20 - 30 капель концентрированного раствора щелочи (КОН или NaOH), внесите металл. Пробирку слегка подогрейте. Наблюдайте происходящее.
Опыт№5. Получение и свойства гидроксидов металлов.
В пробирку налейте 15-20 капель соли соответствующего металла, добавьте щелочь до выпадения осадка. Осадок разделите на две части. К одной части прилейте раствор соляной кислоты, а к другой - раствор щелочи. Отметьте наблюдения, напишите уравнения в молекулярной, полной ионной и краткой ионной формах, сделайте вывод о характере полученного гидроксида.
Оформление работы и выводы
К окислительно-восстановительным реакциям напишите уравнения электронно-ионного баланса, ионообменные реакции напишите в молекулярной и ионно-молекулярных формах.
В выводах напишите, к какой группе активности (1, 2 или 3-ей) относится изученный вами металл и какие свойства – основные или амфотерные – проявляет его гидроксид. Выводы обоснуйте.
Лабораторная работа № 11