ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ И ЩЕЛОЧАМ

Цель работы: изучить окислительно-восстановительные реакции на примере влияния кислот и щелочей на химическую устойчивость активных, средней активности и малоактивных металлов.

Рабочее задание : исследовать продукты реакции при взаимодействии кислот и щелочей с активными, средней активности и малоактивными металлами. Составить электронные балансы и написать уравнения окислительно-восстановительных реакций (ОВР) в соответствии с правилом. Перед выполнением работы следует изучить общетеоретический материал по данной теме (ОВР), используя лекции и учебники.

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами – это окислительновосстановительный процесс, зависящий как от активности металла, так и от свойств и концентрации кислоты и щелочи.

Всоответствии с электронным строением атомов, металлы являются восстановителями.

При действии кислоты на металл в роли окислителя выступает ион водорода или элемент - кислотообразователь, входящий в состав кислотного остатка кислородсодержащей кислоты.

Соляная (HCl) и разбавленная серная (H2SO4) кислоты реагируют только с теми металлами, которые стоят в ряду стандартных потенциалов

левее водорода. В роли окислителя в этом случае выступают ионы водорода (Н+), восстанавливающиеся до свободного состояния.

Концентрированная серная кислота (H2SO4) окисляет при нагревании почти все металлы (кроме золота, платины и редких металлов).

Вэтом случае окислителем является шестивалентная сера, которая в зависимости от металла может восстанавливаться до SO2 (малоактивными

металлами, правее Н2), до свободной серы		(металлы средней активности,
Pb -Mn), H2S (активными металлами, Zr и левее стоящими металлами.)
Концентрированная азотная	кислота	(HNO3)	восстанавливается
металлами до бурого газа NO2. Разбавленная кислота восстанавливается
малоактивными металлами (правее водорода) до оксида азота				NO, а более
активными металлами Pb – Mn до	азота	N2, закиси	азота	N2O, левее

63

марганца - до аммиака NH3, вернее, до соли аммония, нитрата аммония

NH4NO3.

Алюминий, хром и железо при действии на них концентрированной азотной кислоты становятся “пассивными”.

При действии щелочи на некоторые активные металлы, кислородные соединения которых обладают амфотерными свойствами, (цинк, алюминий, олово, свинец, хром) выделяется свободный водород, и образуются соли очень слабых кислот (цинковой, алюминиевой и др.). Причем, образование водорода является результатом взаимодействия атомов металла с ионами водорода воды, играющими в этом случае роль окислителя.

Например,

Zn + 2H2O = Zn(OH)2 ↓+ H2 ↑ .

Роль щелочи заключается в растворении гидроксида

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O .

Суммарная реакция имеет следующий вид

Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2 ↑.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ (проводить под тягой)

1. Действие азотной кислоты на медь

Положите в две пробирки по кусочку меди. В одну из них прилейте 2-3 мл разбавленной азотной кислоты, в другую – концентрированной. Если реакция в первой пробирке не идет, слегка подогрейте.

Какой газ образуется в каждой из пробирок?

Напишите уравнение происходящих реакций в ионной и молекулярной форме. Составьте электронный баланс.

2.Действие серной кислоты на медь

Впробирку поместите кусочек меди и прилейте 2-3 мл концентрированной серной кислоты, нагреть до кипения и кипятите 2-3 минуты. Наблюдайте изменение цвета раствора и выделение газа.

К отверстию пробирки поднести бумагу, смоченную раствором

фуксина, который в присутствии SO2 (сернистого газа) изменяет свою окраску. Наблюдайте эти изменения.

64

Написать уравнение реакции взаимодействия меди с кислотой в ионной

имолекулярной форме. Составить электронный баланс.

3.Взаимодействие железа с концентрированными кислотами соляной и серной и разбавленной серной кислотой

В три пробирки поместите по кусочку железа. В одну пробирку прилейте 1-2 мл концентрированной соляной кислоты, во вторую – концентрированной серной кислоты, а в третью – разбавленной серной кислоты. Нагрейте до начала течения реакции. Какой газ выделяется в каждой из пробирок?

К содержимому первой пробирки (предварительно охладив), прилейте 0,5 мл раствора феррацианида калия K3[Fe(CN)6]и слегка встряхните. Появление синей окраски указывает на присутствие иона двухвалентного железа. Уравнение реакции

3Fe2+ + 2[ Fe(CN)6] 3- = Fe3[ Fe(CN)6]2 .

К содержимому 2-й пробирки добавить несколько кристалликов роданида аммония NH4CNS и слегка встряхнуть. Появление интенсивной красной окраски указывает на присутствие иона трехвалентного железа.

Уравнение реакции

Fe3+ + 3 (CNS)- = Fe(CNS)3 .

С содержимым 3-й пробирки проделайте то же, что и с 1-й пробиркой. Сделайте вывод относительно валентности иона железа,

получающегося при взаимодействии железа с кислотами.

Напишите уравнения соответствующих окислительновосстановительных реакций. Составьте электронный баланс.

4. Действие щелочи на металлы

В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированного раствора щелочи. В одну пробирку бросьте немного цинковой пыли, в другую – алюминий. Если реакция не идет, слегка нагрейте (осторожно!).

Когда начнется энергичное выделение газа, поднести к отверстию пробирок зажженнуюспичку. Что наблюдается?

Напишите уравнение происходящих реакций, имея ввиду, что образуются соли цинковой (H2ZnO2) и метаалюминиевой (HAlO2) кислот. Составьте электронный баланс.

Составьте, оформите отчет, напишите окислительно-восста- новительные реакции в соответствии с правилом составления ОВР, включая сокращенные ионные уравнения.

Ответьте на контрольные вопросы.

65

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Какие реакции называются окислительно-восстановительными

(ОВР)?

2.В чем сущность и отличие ОВР?

3.Какие вещества называются окислителем, восстановителем?

4.Что называется степенью окисления (СО)? Каковы исходные данные для расчета СО.

5.Какова последовательность составления ОВР?

6.Какими свойствами обладают металлы, кислоты и щелочи?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 1990. - C.185-

2.Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1984. - С.255-263.

66