- •Содержание
- •Рекомендации по выполнению лабораторных работ
- •Семинар 1 Основные понятия и законы химии.
- •Лабораторная работа 1 Определение теплового эффекта реакции нейтрализации
- •Лабораторная работа 2 Определение молярной массы эквивалента металла
- •Лабораторная работа 3 Скорость химической реакции. Химическое равновесие
- •Лабораторная работа 4 Катализ
- •Лабораторная работа 5 Окислительно-восстановительные реакции
- •Лабораторная работа 6 Приготовление раствора кислоты заданной концентрации
- •Лабораторная работа 7 Стандартизация раствора соляной кислоты
- •Лабораторная работа 8 Определение гидрокарбонатной жесткости воды
- •Лабораторная работа 9 Определение общей жесткости воды
- •Лабораторная работа 10 Электролитическая диссоциация
- •(Реакция в молекулярном виде)
- •(Полное ионное уравнение реакции)
- •(Сокращенное ионное уравнение реакции)
- •Лабораторная работа 11 Водородный показатель. Гидролиз солей
- •4. Соль образована ионами слабого основания и слабой кислоты:
- •Лабораторная работа 12 Общие свойства металлов
- •Семинар 2 Гальванические элементы
- •Лабораторная работа 13 Коррозия металлов
- •Лабораторная работа 14 Электролиз раствора сульфата меди
- •Лабораторная работа 15 Коллоидные растворы
- •Добавьте в вашу пробирку несколько капель 1%-ого раствора мыла и еще раз взболтайте ее. Объясните получение устойчивой эмульсии во втором случае.
- •Лабораторная работа 16 Cвойства полимеров
Лабораторная работа 12 Общие свойства металлов
Теоретические основы. Металлы - это элементы, обычно имеющие на последнем энергетическом уровне не более трех электронов. В периодической системе элементов металлы расположены в главных подгруппах I-III групп (кроме Н и В) и в побочных подгруппах. Валентные электроны металлов слабо связаны с ядром, поэтому металлы являются типичными восстановителями (легко отдают электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы). По активности металлы располагаются в ряд, называемый электрохимическим рядом напряжений или рядом активностей металлов. Металлы, стоящие в ряду активностей до водорода, имеют отрицательные значения стандартных электродных потенциалов (0), а металлы, стоящие после водорода - положительные значения 0. Чем левее стоит металл, тем больше его активность.
Металлы реагируют с кислородом воздуха с образованием оксидов, а щелочные и щелочноземельные металлы - пероксидов и супероксидов: 4Li + O2 2Li2O (оксид лития)
2Na + O2 Na2O2 (пероксид натрия)
К + О2 КО2 (супероксид калия)
Металлы реагируют с неметаллами: 2Al +3SAl2S3 .
Активные металлы способны вытеснять водород из воды:
2Na + 2H2O 2NaOH + H2
Более активные металлы вытесняют менее активные из оксидов и солей: Cr2O3 + 2Al Al2O3 + 2Cr
Реакции металлов с кислотами:
1. Кислоты-неокислители (все кислоты, кроме H2SO4 конц. и HNO3 любой концентрации) реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. В результате реакции образуется соль и выделяется водород: 2Al+6HCl2AlCl3+3H2
2. Кислоты-окислители (H2SO4 конц., HNO3 конц., HNO3 разб.) реагируют со всеми металлами, кроме Au и Pt. В результате образуются соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от концентрации кислоты и активности металла:
SO2(металлы, стоящие в ряду
напряжений после водорода)
H2SO4. S(металлы, стоящие в ряду напряжений
конц между водородом и цинком)
H2S(металлы, стоящие в ряду
напряжений до цинка)
NO2 (тяжелые металлы)
HNO3
конц.
N2O (активные металлы)
NO (тяжелые металлы)
HNO3
разб.
N2 (активные металлы)
Например, Cu + 2H2SO4 конц. CuSO4 + 2H2O + SO2
Cu + 4HNO3 конц. Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2
3Cu + 8HNO3 разб. 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
Металлы, стоящие в ряду напряжений до алюминия, восстанавливают очень разбавленную азотную кислоту до NH4NO3: Сa+10HNO3оч.разб. 4Ca(NO3)2 +3H2O+NH4NO3
Коэффициенты в вышеуказанных реакциях расставляются по правилам окислительно-восстановительных реакций.
Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют такие металлы, как железо, алюминий, хром и некоторые другие, покрывая их прочной оксидной пленкой, которая препятствует дальнейшему окислению.
Цель работы. Изучить общие химические свойства металлов.
Порядок работы.
Опыт 1. Взаимодействие металлов с кислородом
Кусочек магниевой стружки внесите в тигельных щипцах в пламя газовой горелки и наблюдайте его горение. Внесите продукт сгорания магния в пробирку, добавьте дистиллированной воды и встряхните. Испытайте полученный раствор фенолфталеином.
Опыт 2. Взаимодействие металлов с водой
Приготовьте пять пробирок с 3-4 мл дистиллированной воды.
а). В первую пробирку внесите небольшой кусочек натрия и наблюдайте реакцию (реакция проводится в вытяжном шкафу!). Испытайте полученный раствор фенолфталеином.
б). Во вторую пробирку внесите кусочек кальция реакцию (реакция проводится в вытяжном шкафу!). Сравните скорость выделения водорода в реакциях натрия и кальция с водой. Испытайте полученный раствор фенолфталеином.
в). В третью пробирку поместите небольшой кусочек магния. Идет ли реакция при комнатной температуре? Осторожно нагрейте пробирку на газовой горелке.
г). В четвертую пробирку внесите кусочек алюминиевой проволоки. Идет ли реакция при комнатной температуре? При нагревании?
д). В пятую пробирку внесите кусочек алюминиевой проволоки, предварительно зачищенной наждачной бумагой. Идет ли реакция при комнатной температуре? При нагревании?
Опыт 3. Взаимодействие металлов с галогенами
Для проведения опыта необходимо сначала получить хлор по нижеприведенной реакции:
KMnO4 + HCl конц. Сl2 + MnCl2 + KCl + H2O
(коэффициенты в этой реакции поставьте самостоятельно).
а). Откройте кран капельной воронки установки для получения хлора таким образом, чтобы кислота капала в колбу с частотой примерно 1 капля в 7 секунд. Заполните хлором коническую колбу и закройте ее пробкой (реакция проводится в вытяжном шкафу!). Перекройте кран капельной воронки.
б). В ложечке для сжигания нагрейте железные опилки до красного каления и опустите ложечку в колбу с хлором. После окончания реакции и конденсации паров хлорида железа (III) налейте в колбу 10-15 мл дистиллированной воды и перемешайте содержимое колбы. Разлейте полученный раствор на две пробирки и проведите качественные реакции на ионы Fe3+ и Cl:
- в одну пробирку добавьте раствор нитрата серебра; в присутствии ионов Clвыпадает белый осадок хлорида серебра;
- в другую пробирку добавьте раствор роданида калия или роданида аммония; в присутствии ионов Fe3+ раствор окрашивается в кроваво-красный цвет за счет образования роданида железа (III).
Опыт 4. Взаимодействие металлов с кислотами-
неокислителями
В четыре пробирки налейте по 2 мл 2N раствора серной кислоты. Поместите в кислоту по кусочку следующих металлов: магния, цинка, железа, меди. Сравните интенсивность протекания реакции в каждой пробирке и сделайте выводы. Расположите металлы в порядке возрастания их активности.
Опыт 5. Взаимодействие металлов с кислотами-
окислителями
(опыт проводится в вытяжном шкафу!).
Последовательно проведите реакции меди, железа и цинка с разбавленной азотной, концентрированной азотной и серной кислотами. Если реакция не идет при комнатной температуре, осторожно нагрейте пробирку.
Опыт 6. Вытеснение одних металлов другими из солей
Проведите реакции взаимодействия:
а) раствора сульфата меди с железом;
б) раствора сульфата железа с медью;
в) раствора нитрата свинца с цинком.
Форма лабораторного отчета.
Название лабораторной работы.
Краткое описание, цель работы.
Номер и название опыта.
Уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Наблюдения.
Обсуждения.
Выводы.
Контрольные вопросы.
1. С чем связаны восстановительные свойства металлов?
2. Приведите примеры реакций металлов: а) с кислородом; б) с водой; в) с кислотой - неокислителем; г) с кислотой-окислителем; д) с солью.