ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Цельработы

Изучить взаимодействие металлов с кислородом воздуха, водой, кислотами и щелочами; исследовать ряд напряжения металлов.

Краткиетеоретическиесведения

Характерные признаки металлов обусловлены электронным строением внешних оболочек. Металлы от других элементов неметаллов отличают агрегатное состояние, кристаллическая структура, высокая тепло- и электропроводность, металлический блеск, магнитные и механические свойства и др. Химические свойства металлов ярко выражены в их восстановительной способности. Можно сказать, что атомы металлических элементов отличаются склонностью образовывать положительно заряженные ионы:

М − nē = Мn+

где М − атом металла; ē − электрон; Мn+ − положительно заряженный ион металла с зарядом n+.

У металлических атомов небольшая величина энергии (потенциала) ионизации. Это наименьшая энергия, необходимая для удаления одного электрона с внешней электронной оболочки атома или иона. Чем меньше энергия ионизации, тем активнее металлы участвуют в восстановительном процессе. Самыми энергичными восстановителями являются щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs), так как их атомы характеризуются самыми малыми значениями энергии ионизации.

По активности металлы выстраиваются в определенную последовательность, названную рядом напряжений металлов, или рядом стандартных электродных потенциалов (см. прил.). В этом ряду металлы расположены слева направо в порядке возрастания величин стандартных электродных потенциалов. Чем меньше потенциал, тем металл химически активнее, тем он легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов. Каждый металл вытесняет (восстанавливает) все другие металлы, имеющие более высокие электродные потенциалы, из растворов их солей. Например, цинк будет вытеснять из растворов только ионы металлов, стоящих в ряду напряжений после него. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из растворов, в которых окислителем является ион водорода Н+.

По активности ряд напряжений металлов можно разделить условно на три группы:

1) активные металлы (Li−Al);

Химия. Лаб. практикум

-142-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Краткие теоретические сведения

2)металлы средней активности (Mn−Pb);

3)неактивные металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода

(Cu ...).

Металлы вступают в реакции с различными окислителями: неметаллами, солями, кислотами, оксидами, щелочами, водой.

Окисляемость металлов кислородом воздуха в определенной степени связана с их положением в ряду напряжений. Металлы от Li до Na окисляют-

ся быстро, от Mg до Pb − медленнее, но ещё при обычных температурах; Cu, Hg − при нагревании; такие металлы, как, например, Pt и Au на воздухе не окисляются. Образующаяся оксидная пленка у одних металлов рыхлая (Fe), у других − весьма плотная и прочная (Al, Cr), способная защищать металл от коррозии.

С водой взаимодействуют в основном щелочные и щелочноземельные металлы (элементы групп IА и IIА, начиная с магния), образуя растворимые или частично растворимые в воде гидроксиды металлов. При этом из воды восстанавливается водород, например,

2K + H2O = 2KOH + H2

С кислотами, в которых окислителем является ион водорода Н+, точнее Н3О+, взаимодействуют все металлы, имеющие отрицательные значения стандартных электродных потенциалов, т. е. находящиеся в ряду напряжений до водорода. В результате реакции образуется соль соответствующей кислоты с выделением водорода:

Fe + 2H+Cl = Fe2+Cl2 + H2

Fe − 2ē → Fe2+ – восстановитель, 2H+ + 2ē → H2 – окислитель.

Исключение составляют металлы, стоящие в ряду напряжений непосредственно перед водородом, например свинец, которые пассивируются нерастворимыми или малорастворимыми осадками образующихся солей:

Pb + H2SO4 ≠ PbSO4↓ + H2

Металлы, занимающие в ряду напряжений места после водорода (исключение Au, Pt), взаимодействуют только с окисляющими азотной и концентрированной серной кислотами. В этих реакциях меняется степень окисления атома азота в HNO3 и атома серы в концентрированной H2SO4. Поэтому водород из них не вытесняется, а связывается кислородом в H2O.

Продукты восстановления этих кислот в зависимости от их концентрации, активности металла и температуры различны.

Так, взаимодействие металлов с HNO3 следующее:

Химия. Лаб. практикум

-143-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Краткие теоретические сведения

N−3H3, N−3H4NO3 − активный металл (Mg, Al)

и очень разбавленная кислота ( < 6 %);

N2, N+2O − металл средней активности (Zn)

и очень разбавленная кислота;

M + HN+5O3 → Mn+(NO3)n+ H2O+ N+2O − металл средней и низкой активности (Fe, Cu, Ag, Hg) и разбавленная кислота

(концентрация HNO3 = 6–25 %);

N+4O2 − любой металл и концентрированная кислота (концентрация больше 25 %).

Взаимодействие металлов с концентрированной H2SO4 таково:

	H2S−2	– активный металл (Mg, Al);
M + H2SO4(конц) → M n+ (SO4)n + H2O +	S – металлсреднейактивности(Zn,);
2	+4	– металл средней и низкой ак-
	S O2
	тивности (Fe, Cu, Hg).

Дымящая азотная и концентрированная серная кислота (> 70 %) при комнатной температуре пассивирует железо, алюминий, хром и другие малоактивные металлы, кроме меди, покрывая их поверхность тончайшей пленкой, которая растворяется при нагревании.

Золото и платина растворяются в «царской водке» (1часть концентрированной HNO3 и 3 части концентрированной HCl) при комнатной температуре:

3Au + 3HNO3 + 12HCl = 3H[AuCl4] + 3NO + 6H2O 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O

Со щелочами взаимодействуют металлы, поверхностная пленка которых разрушаeтся щелочью (Be, Al, Zn, Sn, Pb и др.).

Процесс растворения протекает в соответствиисо со следующим уравнением химического процесса:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 Zn − 2ē → Zn+2

2H+ + 2ē → H2

Другой пример:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al+3(OH)4] + 3H2 Al − 3ē → Al+3

2H+ + 2ē → H2

Ионы металлов, находящихся в растворе, можно определить качественно и количественно. При качественном анализе используют обычно характерные реакции, сопровождающимися внешними эффектами. Например,

Химия. Лаб. практикум

-144-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Краткие теоретические сведения

образованием осадков, выделением газов, изменением окраски раствора или осадка и т. п.

Экспериментальнаячасть

Опыт 1 Исследованиеактивностиметаллов. Ряднапряжений

Установите опытным путем относительную активность пяти металлов: меди, железа, олова, свинца и цинка (табл. 15.1). Для этого в пять пробирок внесите по 12−15 капель одного из следующих растворов: соли меди (II), соли свинца (II), соли олова (II), соли железа (II), соли цинка. Во все растворы, за исключением раствора соли меди, опустите на 2-3 мин медную пластинку (или проволочку). Что происходит?

Уберите из пробирок медные полоски и опустите железные. Какие металлы вытесняются из растворов солей железа?

Проведите аналогичные опыты с полосками свинца, олова и цинка.

Таблица 15.1

Исследуемый металл		Ионы металлов в растворе
	Cu2+	Fe2+	Pb2+	Zn2+	Sn2+
Медь
Железо
Свинец
Цинк
Олово

Заполните таблицу, поставив (+) под ионами тех металлов, которые вытесняются данными металлами, и (−) в том случае, когда вытеснения не происходит. Расположите металлы по активности в ряд, напишите под каждым металлом его стандартный электродный потенциал (см. прил., табл. 9). Соответствует ли составленный вами ряд металлов их положению в ряду стандартных электродных потенциалов? Поместите водород в полученный вами ряд активности. Какие из исследованных металлов могут вытеснять водород из разбавленных кислот?

Опыт 2 Взаимодействиеметалловскислородомвоздуха

Очистите наждачной бумагой полоски металла магния, алюминия, железа, меди. Наблюдайте в течение двух-трех минут за изменением поверхности металлов. Сделайте из наблюдений соответствующие выводы. Внесите кусочек магния в пламя спиртовки. Наблюдайте изменение поверхности ме-

Химия. Лаб. практикум

-145-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Экспериментальная часть

талла. По результатм опыта определите, какие металлы наиболее активно взаимодействуют с кислородом?

Опыт 3 Взаимодействиеметалловсводой

Исследуйте взаимодействие магния, алюминия, цинка, железа, меди с водой. Для этого поместите металлы в пробирки и добавьте 5−10 капель воды. Если реакция идет плохо, то пробирки нагрейте на водяной бане. Добавьте в пробирки 2-3 капли фенолфталеина. На присутствие каких ионов указывает окраска раствора? Напишите реакции, составив электронный баланс.

Опыт 4 Взаимодействиеметалловссолянойкислотой

Исследуйте взаимодействие магния, алюминия, цинка, железа, никеля, свинца и меди с 2 н. раствором соляной кислоты, налив в пробирку 5–8 капель кислоты и поместите соответствующий металл.

Чтобы подтвердить растворение металла, в каждом случае проведите качественные реакции, свидетельствующие о наличии данного иона металла в растворе. Качественные реакции лучше проводить на фильтровальной бумаге, капнув на нее 2–3 капли реагента на определенный катион металла.

Испытайте действие на железо концентрированной соляной кислоты (проводить в вытяжном шкафу), учитывая следующее:

что Fe + разбавленная кислота → Fe2+, Fe + кислота концентрированная → Fe3+.

Почему при растворении свинца качественная реакция не показывает выделение желтого осадка PbI2?

Обратите внимание, появилось ли в пробирке с кусочком меди синеголубое окрашивание, характерное для ионов Cu2+. Сделайте вывод.

Опыт 5 Взаимодействиеметалловсразбавленной

иконцентрированнойсернойкислотой

Вдве пробирки налейте по 4-5 капель 2 н. раствора серной кислоты. В одну пробирку опустите кусочек цинка, в другую – кусочек меди и слегка подогрейте. Какой газ выделяется в первой пробирке? Почему не появилось сине-голубого окрашивания во второй пробирке?

Тот же опыт проделайте с концентрированной серной кислотой. Об-

ратите внимание на резкий запах выделяющегося диоксида серы SO2. Напишите уравнения реакций и составьте электронный баланс.

Химия. Лаб. практикум

-146-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Экспериментальная часть

Опыт6 Взаимодействиеметалловсразбавленной

иконцентрированнойазотнойкислотой

Вдве пробирки налейте по 5 капель 2 н. раствора азотной кислоты. Внесите в одну пробирку железную проволоку, в другую – медную. Слегка нагрейте пробирки. Какой газ выделяется?

Определите присутствующие ионы железа в растворе, проделав качественные реакции. Появились ли ионы меди в растворе?

Аналогично исследуйте действие концентрированной азотной кислоты на железо и медь. Реагирует ли железо с концентрированной азотной кислотой при комнатной температуре? Какой выделяется газ в пробирке с медью? Напишите уравнения реакций и составьте электронный баланс.

Специфические реактивы на катионы металлов даны в таблице:

	Обнаруживае-	Добавляемый реактив и условия проведения	Ожидаемый результат
	мый катион	качественной реакции
		Na2HPO4 в присутствии NH4OH и NH4Cl. К
		раствору соли магния нужно прибавить	Белый кристалличе-
	2+	NH4OH и столько же NH4Cl, затем по каплям
	Mg	Na2HPO4	ский осадок двойной
			соли MgNH4PO4
		MgCl2 + NH4OH + Na2HPO4 =
		= MgNH4PO4 + 2NaCl + H2O
	Al3+	Спиртовый раствор ализарина к раствору	Алюминиевый лак
		соли алюминия. Предварительно нужно доба-	интенсивно-розового
		вить NH4OH до получения Al(OH)3	цвета
	Zn2+	Сероводородная вода H2S	Белый осадок ZnS
	Fe2+	Раствор гексацианоферрата (III) калия	Турнбулева синь
		(красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6]	Fe4[Fe(CN)6]3
		Раствор гексацианоферрата (II) калия (жел-	Берлинская лазурь си-
	Fe3+	той кровяной соли) K4[Fe(CN)6]	него цвета Fe4[Fe(CN)6]3
		Раствор роданида калия KCNS	Роданид железа
			красного цвета
	Ni2+	Спиртовый раствор диметилглиоксима. К	Ярко-красный осадок
		раствору соли никеля предварительно доба-	диметилглиоксимата
		вить NH4OH (1:1)	никеля
	Pb2+	Раствор KI	Желтый осадок PbI2
	Cu2+	Сероводородная вода H2S	Черный осадок CuS

Опыт7 Взаимодействиеметалловсощелочами

В две пробирки налейте по 5–10 капель раствора NаOH или КОН и опустите кусочки алюминия и цинка. Обе пробирки слегка нагрейте на водяной бане. Наблюдайте выделение водорода. Составьте уравнения реакций, учитывая, что получаются соответствующие гидроксокомплексы (координационное число алюминия и цинка равно 4).

Химия. Лаб. практикум

-147-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Примерырешениятиповыхзадач

П р и м е р 1. Напишите уравнение реакции между магнием и разбавленной азотной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления.

Р е ш е н и е

4Mg + 10HN+5O3(р) = 4Mg2+(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O

4		Mg – 2ē = Mg2+ – окисление
			восстановитель.
1		N+5	+ 8ē = N-3 – восстановление
			окислитель.

П р и м е р 2. Напишите уравнение реакции между медью и концентрированной азотной кислотой.

Р е ш е н и е

Cu + 4HN+5O3(к) = Cu2+(NO3)2			+ 2N+4O2 + 2H2O
1	Cu – 2ē = Cu2+		– окисление
		восстановитель,
2	N+5	+ ē = N+4 – восстановление
		окислитель.

П р и м е р 3. Напишите уравнение реакции между магнием и концентрированной серной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления.

Р е ш е н и е

4Mg + 5H2 +6SO4(к) = 4Mg2+SO4 + H2S-2 + 4H2O

4		Mg – 2ē = Mg2+ – окисление
			восстановитель,
1		S+6	+ 8ē = S-2 – восстановление
			окислитель.

П р и м е р 4. Напишите уравнение реакции между медью и концентрированной серной кислотой.

Р е ш е н и е

Cu + 2H2S+6O4(к) = Cu2+SO4 + S+4O2 + H2O

1		Cu – 2ē = Cu2+ – окисление
			восстановитель.
1		S+6	+ 2ē = S+4 – восстановление
			окислитель.
Химия. Лаб. практикум			-148-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15. ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Примеры решения типовых задач

П р и м е р 5. Напишите уравнение реакции между оловом и раствором гидроксида натрия.

Р е ш е н и е

2Sn + 2NaOH+ + 2H2O = Na2[Sn+2(OH)4] + H2

	1	Sn − 2ē = Sn+2 – окисление
		восстановитель,
	1	2H+ + 2ē = H20 – восстановление
		окислитель.

Контрольныевопросыизадачи

1.Каковы особенности электронного строения атомов металлических элементов? Чем объясняется относительно слабая связь валентных электронов атомов металлов с ядром?

2.Какие металлы нельзя хранить на воздухе? Почему? Напишите уравнения реакций этих металлов с кислородом.

3.Какие оксиды образуют металлы? Приведите примеры.

4.Какие металлы и почему взаимодействуют со щелочами?

5.Чем обусловлена способность металлов взаимодействовать с ки-

слотами?

6.Почему разбавленная и концентрированная серные кислоты поразному действуют на металлы?

7.В каких кислотах не растворяется свинец? Чем это объясняется?

8.Какие кислоты не действуют на железо, алюминий, хром? Почему?

9.Вкакихкислотахрастворяетсямедь? Приведитеуравненияреакций?

10.Напишите уравнения реакций растворения цинка: а) в соляной кислоте, б) в серной кислоте (концентрированной и разбавленной), в) в азотной кислоте (концентрированной и разбавленной), г) в щелочи.

11.Напишите уравнения реакций между алюминием и раствором гидроксида натрия с образованием в одном случае тетрагидроксоалюмината натрия, в другом гексагидроксоалюмината натрия.

12.Закончите следующие уравнения:

а) Hg + HNO3(к) →

б) Hg + HNO3(р) →

в) Al + HNO3(к) →

г) Al + HNO3(р) →

д) Be + KOH + H2O →

е) Pb + KOH + H2O →

ж) Ca + H2SO4(к) →

з) Bi + H2SO4(к) →

и) Co + H2SO4(к) →

Химия. Лаб. практикум

-149-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ

(БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)

Цельработы

Ознакомление с химическими свойствами бериллия, магния и алюминия при взаимодействии их с кислотами и щелочами, определение амфотерных свойств бериллия и алюминия.

Краткиетеоретическиесведения

Бериллий и магний находятся во II группе периодической системы элементов Д.И. Менделеева и являются s-элементами, поскольку у них на внешнем энергетическом уровне имеются по два s-электрона. В соединениях они двухвалентны. Степень окисления этих металлов постоянна и равна +2:

Атом элемента	49 Be	1224 Mg	2713 Al
Распределение валентных элек-	2s2	3s2	3s23p1
тронов по подуровням
Валентность	II	II	III
Плотность, г/см3	1,86	1,74	2,7
Твердость по шкале Мооса	4,0	2,5	2,6
Температура плавления, °С	1284	651	660,2
Цвет	Светло-серый	Белый	Белый
		серебристый	серебристый

Металлический бериллий диамагнитен, прочен, пластичен, ковок. Он входит в состав сплавов, улучшая прочность и эластчность металлических изделий. Сверхчистый металлический бериллий применяют в термоядерных реакторах, поскольку у него хорошая химическая устойчивость и большая механическая прочность.

Бериллий – это активный металл ( Å0Be / Be2+ = −1,69 В), однако в сухом

воздухе он устойчив к коррозии, так как на его поверхности образуется защитная оксидная пленка ВеО. При нагревании металлический бериллий взаимодействует с водой:

Be + H2O = Be(OH)2↓ + H2↑

Бериллий обладает амфотерными свойствами. Он активно взаимодействует с основаниями по обычной реакции для амфотерных металлов, в результате чего получаются соли бериллаты и выделяется водород. Амфотерность бериллия проявляется в реакциях с концентрированными кислотами:

Химия. Лаб. практикум

-150-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)

Краткие теоретические сведения

Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2↑

Эти реакции приводят к солям соответствующих кислот, в результате чего выделяется водород:

Be + H2SO4 = BeSO4 + H2↑

Концентрированная азотная кислота пассивирует металлический бериллий. Следует отметить, что органические кислоты на холоде слабо взаимодействуют с бериллием, так как этому препятствует оксидная пленка на поверхности металла.

С физиологической точки зрения металлический бериллий и его соединения ядовиты для человека. В теоретической части свойства бериллия приведены с целью сопоставления со свойствами его изоэлектронного аналога – магния. В экспериментальной части свойства бериллия не изучаются.

Магний обладает парамагнитными свойствами. Он очень пластичен, ковок, тягуч. Известны многочисленные сплавы магния с разными металлами, присутствие магния в которых улучшает их физико-химические характеристики.

Магний – химически активный металл ( Å0Mg / Mg2+ = − 2,375 В). В атмо-

сфере сухого воздуха он теряет металлический блеск, так как покрывается плотной защитной пленкой оксида. Во влажном воздухе магний быстро покрывается белым слоем, состоящем из оксида MgO и гидроксида Mg(OH)2, защитные свойства пленки ухудшаются. При нагревании до 600 °С магний горит с интенсивным выделением света и тепла:

Mg + 1/2O2 = MgO + 145,76 ккал.

Освобожденный от оксидной пленки металлический магний взаимодействует с водой при нагревании, при этом в зависимости от соотношения реагентов образуются различные продукты:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2↓ + H2↑ + 80,52 ккал, Mg + H2O = MgO + H2↑ + 75 ккал.

Разбавленные минеральные кислоты HCl, H2SO4 и HNO3 растворяют магний с образованием солей и выделением водорода. Благодаря химической активности металлический магний вытесняет многие элементы из растворов их солей.

Химические свойства бериллия и магния различны вследствие появления в электронной структуре магния, заполненного 2p подуровня. Гидроксид Mg(OH)2 является сильным основанием, в то время как бериллий,как было показано выше, проявляет амфотерные свойства.

Химия. Лаб. практикум

-151-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)

Краткие теоретические сведения

Магний и его соединения не ядовиты и играют значительную роль в животном и растительном мире. Магний образует порфириновый комплекс, называемый хлорофиллом, отвечающий зафотосинтез в растительных клетках.

Алюминий находится в III группе периодической системы Д.И. Менделеева и относится к р–элементам, поскольку на внешнем энергетическом уровне у него находятся два s-электрона и один р-электрон (3s23p1). Алюминий трехвалентен и имеет степень окисления +3.

Алюминий – самый распространенный элемент в земной коре (после кислорода и кремния), весьма активен ( Å0Al / Al3+ = −1,67 В), поэтому в природе

в свободном виде не встречается, а находится в виде различных соединений. Металлический алюминий – легкий металл, он почти в три раза легче железа, парамагнитный. После серебра и меди металлический алюминий –

лучший проводник тепла и электричества.

Алюминий, не содержащий примесей, устойчив на воздухе, в горячей и холодной воде. Не растворяется в концентрированных серной и азотной кислотах на холоде, так как на его поверхности образуется тонкая и очень прочная оксидная пленка Al2O3. Эта пленка препятствует дальнейшему его разрушению, поскольку не растворяется в кислотах, тем самым происходит пассивирование алюминия. Реакция алюминия с разбавленными кислотами приводит к соответствующим солям и выделению водорода:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2

Алюминий, введенный в виде стружки или порошка в пламя, ярко горит, выделяя большое количество энергии – тепловой и световой:

2Al + 1,5O2 = Al2O3 + 393,3 ккал.

Поэтому алюминиевый порошок часто применяют вместо магния для фотовспышек. Однако более важным в практическом применении, несомненно, оказывается процесс алюмотермии – восстановление многих, особенно тугоплавких, металлов из их оксидов:

Al + W2O3 →t W + Al2O3

Оксид алюминия Al2O3 проявляет амфотерные свойства, взаимодействуя с кислотами и щелочами:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3 H2O

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]

Тетрагидроксоалюминат натрия

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

Мета-алюминат натрия

Химия. Лаб. практикум

-152-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)

Краткие теоретические сведения

Гидроксид алюминия Al(OH)3 так же как, и оксид алюминия, является амфотерным соединением, поскольку диссоциирует в воде как основание и как кислота:

H+ + AlO 2− '	HAlO2 + H2O '	H3AlO3 '	Al(OH)3 ' Al3+ + 3OH–
	Кислота мета-	Кислота орто-	Основание
	алюминиевая	алюминиевая

Алюминий – один из наиболее применяемых металлов в современной технике. Его используют как простое вещество, так и в многочисленных и разнообразных сплавах и соединениях. В частности, его сплавы с магнием применяют как конструкционный материал для низкотемпературных ядерных реакторов. Алюминий, будучи хорошим проводником электричества, применяется для изготовления электрических кабелей, в различных электротехнических приборах.

Алюминий не токсичен для человека и животных и находит широкое применение в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов.

Экспериментальнаячасть

Опыт 1 Взаимодействиемагниясводой

Возьмите 1-2 см магниевой ленты, очистите ее поверхность наждачной бумагой от окисной плёнки. В пробирку внесите 6-7 капель дистиллированной воды и опустите в нее очищенный магний. Запишите результат. Нагрейте пробирку на водяной бане. Что наблюдается? Прибавьте к полученному раствору одну каплю фенолфталеина. Какие ионы в растворе измененяют окраску фенолфталеина? Напишите уравнение реакции взаимодействия магния с водой при нагревании.

Опыт 2 Взаимодействиемагнияскислотами

В две пробирки опустите по небольшому кусочку магниевой ленты. В одну пробирку добавьте несколько капель 2 н. раствора соляной кислоты, в другую – такое же количество 2 н. раствора азотной кислоты. Запишите наблюдения. Установите, какой газ выделяется: а) при взаимодействии магния с соляной кислотой; б) с азотной кислотой (при взаимодействии с активными металлами HNO3 может восстанавливаться до соединения, содержащего атом азота в степени окисления +3)? Напишите уравнения реакций.

Химия. Лаб. практикум

-153-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)

Экспериментальная часть

Опыт 3 Получениеоксидамагнияивзаимодействиеегосводой

Возьмите пинцетом 2–3 см магниевой ленты и внесите в пламя спиртовки. Как только магний загорится, погасите пламя и подержите над тиглем до охлаждения. Образовавшийся оксид магния сбросьте в тигель, прибавьте туда несколько капель дистиллированной воды, размешайте все стеклянной палочкой и перелейте содержимое тигля в пробирку. Определите наличие в растворе Mg(OH)2, добавив 1 каплю фенолфталеина. Напишите уравнения реакций образования оксида магния при его горении и взаимодействия оксида магния с водой.

Опыт 4 Получениегидроксидамагнияиегорастворение

вкислотеисоляхаммония

Внесите в две пробирки по 3 капли 1 н. раствора соли магния и в каждую добавьте по 4 капли 1 н. раствора гидроксида натрия. В одну из пробирок, помешивая содержимое стеклянной палочкой, прибавьте по каплям 2 н. раствора соляной кислоты до полного растворения осадка. Прибавляя кислоту, отсчитывайте число капель. В другой пробирке таким же способом растворите осадок гидроксида магния в 2 н. растворе хлорида аммония. В каком случае для растворения осадка потребовалось большее количество реактива?

Напишите уравнения реакций получения гидроксида магния и его растворения в кислоте и в растворе соли аммония. В каком реактиве растворение гидроксида магния идет легче: в соляной кислоте или в растворе хлорида аммония?

Опыт 5 Взаимодействиеалюминияскислотами

А. Взаимодействие алюминия с разбавленными кислотами. В три пробирки внесите по 5–8 капель 2 н. раствора кислот: соляной, серной, азотной. В каждую пробирку опустите полоску алюминиевой фольги. Во всех ли случаях протекает реакция? Нагрейте пробирки на водяной бане. Что наблюдается? Напишите уравнения реакций. Какой газ выделяется при взаимодействии алюминия с разбавленными кислотами? Напишите уравнения реакций.

Б. Взаимодействие алюминия с концентрированными кислотами.

Проделайте опыт, аналогичный опыту 5А, заменив разбавленные кислоты концентрированными: соляной (ρ = 1,19 г/см3), серной (ρ = 1,84 г/см3), азотной (ρ = 1,4 г/см3). С какой кислотой алюминий не реагирует? Почему? Нагрейте пробирки на водяной бане. Как влияет нагревание на скорость растворения алюминия?

Химия. Лаб. практикум

-154-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)

Экспериментальная часть

На основании результатов опыта сделайте вывод об изменении степени окисления атомов азота и серы в концентрированных азотной и серной кислотах в процессе реакций.

Влияет ли изменение концентрации соляной кислоты на характер ее взаимодействия с алюминием?

В. Пассивирование алюминия. В пробирку с 5–8 каплями 2 н. раствора соляной кислоты опустите полоску алюминиевой фольги. Наблюдайте выделение водорода. Извлеките пинцетом полоску алюминия из пробирки, ополосните водой и опустите в раствор концентрированной азотной кислоты (ρ = 1,4 г/см3) на 2-3 мин. Ту же полоску, извлеченную из азотной кислоты, ополосните водой и снова опустите в пробирку с соляной кислотой. Запишите наблюдения и прокомментируйте их.

Опыт 6 Растворениеалюминиявводномрастворещелочи

Опустите в пробирку полоску алюминиевой фольги и добавьте 3-4 капли воды. Нагрейте пробирку на водяной бане. Наблюдается ли выделение водорода? Добавьте в пробирку 5–8 капель 2 н. раствора гидроксида натрия. Отметьте интенсивное выделение водорода.

Отсутствие реакции алюминия с водой объясняется наличием на его поверхности плотной оксидной пленки, которая не взаимодействует с водородными ионами, защищая поверхность металла. Добавленная щелочь растворяет оксидную пленку с образованием тетрагидроксоалюмината натрия и создает возможность непосредственного взаимодействия алюминия с водой.

Реакции протекают по схемам:

1)Al2O3 + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4

2)Al + H2O → Al(OH)3 + H2

3)Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Уравняйте коэффициенты в указанных реакциях.

Опыт 7 Гидроксидалюминия, егополучениеисвойства

В две пробирки внесите по 2-3 капли 1 н. раствора соли алюминия и по 2-3 капли 2 н. раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида алюминия. В одну пробирку к полученному осадку прибавьте 3–5 капель 2 н. раствора соляной кислоты, в другую столько же 2 н. раствора гидроксида натрия. Что происходит в обоих случаях? Сделайте вывод о свойствах гидроксида алюминия.

Напишите уравнения реакций получения гидроксида алюминия и его взаимодействия с соляной кислотой и NaOH, учитывая, что в щелочной среде

Химия. Лаб. практикум

-155-

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 16. ЛЕГКИЕ КОНСТРУКЦИОННЫЕ МЕТАЛЛЫ (БЕРИЛЛИЙ, МАГНИЙ, АЛЮМИНИЙ)

Экспериментальная часть

образуется комплексный анион [Al(OH)4]–. Напишите схему диссоциации гидроксида алюминия. Как изменяется концентрация ионов Al3+ и [Al(OH)4]– при добавлении кислоты и щелочи?

Примерырешениятиповыхзадач

П р и м е р 1. Докажите проявление амфотерных свойств гидроксидом бериллия, используя уравнения соответствующих химических реакций.

Р е ш е н и е. Амфотерность – это способность соединения проявлять как кислотные, так и основные свойства.

Взаимодействие гидроксида бериллия с кислотами даёт соль кислоты и воду: Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + H2O – основные свойства.

Взаимодействие со щелочами приводит к солям бериллиевой кисло-

ты: Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] – кислотные свойства.

П р и м е р 2. К раствору, содержащему нитрат алюминия, добавили вначале немного щелочи KOH, а затем ее избыток. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое вещество находится в осадке и почему осадок при дальнейшем добавлении KOH исчезает?

Решение. Припервоначальномдобавлениищелочипротекаетреакция

Al(NO3)3 + 3KOH = Al(OH)3↓ + 3KNO3

Al3+ + 3NO −3 + 3K+ + 3OH– = Al(OH)3↓ + 3K+ +3NO −3

Al3+ + 3OH– = Al(OH)3↓

Так как гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами, то при избытке щелочи он растворяется в ней с образованием хорошо растворимого тетрагидроксоалюмината калия:

Al(OH)3↓ + KOH = K[Al(OH)4]

Контрольныевопросыизадачи

1.К раствору, содержащему соли бериллия и магния, добавьте избыток гидроксида натрия. Напишите молекулярные и ионные уравнения всех реакций, которые при этом произошли. Какое вещество выпало в осадок? Какие ионы находятся в растворе?

2.Почему горящий магний нельзя тушить водой? Напишите соответствующие уравнения.

3.Напишите уравнения реакций взаимодействия Be, Mg и Al с раз-

бавленным, концентрированными кислотами H2SO4, HNO3 и c водным раствором NaOH.

4.Как практически убедиться в амфотерных свойствах гидроксида алюминия? Напишите уравнения соответствующих реакций.

5.Какая реакция будет протекать в водном растворе, содержащем одновременно ионы Al3+ и ионы S2–? Напишите уравнение реакции.

Химия. Лаб. практикум

-156-