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 +3S Al₂S₃ .

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+6HCl 2AlCl₃+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)

H ₂SO₄. 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 Cl выпадает 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.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

5. Наблюдения.

6. Обсуждения.

7. 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.