ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
ОБЩИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
Работу выполнил_______________ Работу принял_________________
Дата выполнения_______________ Отметка о зачете________________
ВВЕДЕНИЕ
Металлы – вещества, основной отличительной особенностью которых в конденсированном состоянии является наличие свободных, несвязанных с определёнными атомами, электронов, способных перемещаться по всему объёму тела. Эта особенность металлического состояния вещества определяет собой всю совокупность свойств металлов.
К общим физическим свойствам металлов относится их высокая электропроводность, высокая теплопроводность, пластичность, т. е. способность подвергаться деформации при обычных и повышенных температурах, не разрушаясь.
В химических реакциях металлические элементы и в виде изолированных атомов, и в конденсированном состоянии проявляют только восстановительные свойства:
Me ® Men+ + ne
Изолированные атомы большинства металлов имеют на внешнем энергетическом уровне 1, 2 или 3 электрона. В периодической системе металлические элементы находятся в начале каждого периода, т. е. они имеют большие размеры атомов (по периоду размеры атомов убывают). Поэтому металлы характеризуются низкими значениями энергий ионизации и вступают во взаимодействие с неметаллическими элементами, проявляющими сродство к электронам.
Почти все металлы непосредственно взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды. Оксиды металлов по свойствам делятся на три большие группы:
основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам соответствуют гидратные соединения, являющиеся основаниями. Некоторые из них можно получить, непосредственно растворяя оксид в воде:
CaO + H2O ® Ca (OH)2
Кислотным оксидам металлов соответствуют гидратные соединения, обладающие кислотными свойствами: Mn2O7 + H2O ® 2 HMnO4
Оксиды, гидратные соединения которых обладают как свойствами основания, так и свойствами кислоты, называются амфотерными: ZnO, SnO, PbO, Аl2О3, Сr2О3 и др.
Оксиды и гидроксиды металлов являются чрезвычайно важными соединениями, т. к. в большинстве случаев защитные (незащитные) плёнки на металлах образованы именно этими соединениями, которые, следовательно, и определяют их свойства.
Изменение состава и характера оксидов и гидроксидов металлов, принадлежащих к одному и тому же периоду таблицы , в которых металл проявляет максимальную степень окисления, можно проследить на примере элементов начала четвёртого периода:
+1 K2O KOH | +2 CaO Ca(OH)2 | +3 Sc2O3 Sc(OH)3 | +4 TiO2 Ti(OH)4 | +5 V2O5 HVO3 | +6 CrO3 H2CrO4 | +7 Mn2O7 HMnO4 |
основной | амфотерный | кислотный |
Аналогично изменяется характер оксидов и гидроксидов одного и того жe элемента с увеличением его степени окисления:
+2 MnO Mn(OH)2 | +3 Mn2O3 Mn(OH)3 | +4 MNO2 Mn(OH)4 | +5 Mn2O5 – | +6 MnO3 H2MnO4 | +7 Mn2O7 HMnO4 |
основной | амфотерный | кислотный |
Таким образом, в рассмотренных закономерностях изменения характера оксидов и гидроксидов наблюдается постепенное увеличение кислотных свойств от основных свойств и по периоду таблицы , и с увеличением степени окисления элемента.
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ МЕТАЛЛОВ В ВОДНЫХ СРЕДАХ.
Восстановительная активность металлов в водных средах характеризуется величиной стандартного электродного потенциала металла Е° (см. Приложение–1).
В качестве окислителя металла может использоваться вещество, имеющее более высокое значение стандартного электродного потенциала сопряжённой окислительно–восстановительной пары. Однако, в случае проведения химической реакции в условиях, отличающихся от стандартных условий, значение электродного потенциала вычисляется по формуле Нернста.
Электродвижущая сила (ЭДС) окислительно–восстановительной реакции, вычисленная по формуле: ЭДС = Е окислителя – Е восстановителя, имеет значение > 0, и следовательно, изменение энергии Гиббса: DG = – n F (ЭДС) удовлетворяет условию самопроизвольно идущему химическому процессу, а именно: DG < 0.
1.ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДЕ.
Вода взаимодействует с наиболее активными металлами в качестве окислителя, при этом образуется водород согласно следующему уравнению:
2 H2O + 2 e ® H2 + 2 OH–
Электродный потенциал этого процесса, т. е. при образовании водорода из воды, вычисленный по формуле Нернста для концентрации ионов водорода 10–7моль/л (нейтральная среда), равен Е° = –0,41 В. Следовательно, вода теоретически может окислять только те металлы, у которых значения электродных потенциалов Е° < – 0,41 В. Этому условию удовлетворяют металлы, стоящие в начале ряда напряжений. Однако, многие из этих активных металлов в обычных условиях являются вполне устойчивыми по отношению к воде. Главная причина их устойчивости состоит в том, что они покрыты прочными оксидными плёнками. Например, алюминий защищён плёнкой, состоящей из оксида алюминия Аl2О3.
Особенно легко реагируют с водой щелочные и щелочноземельные металлы, которые покрыты рыхлой и легко растворяющейся в воде оксидной плёнкой.
ПРИМЕР 1. Металлический калий, помещённый в воду, быстро лишается оксидной
плёнки: | K2O + H2O ® 2 KOH K2O + H2O ® 2 K+ + 2 OH– |
Далее металл реагирует с водой 2K + 2 H2O = 2 KOH + H2
Для того, чтобы составить это уравнение, применяется электронно–ионный баланс:
Восстановитель 2 | K ® K+ + e Окислитель 1 | 2 H2O + 2 e ® H2 + 2 OH–________ 2 K + 2 H2O ® 2 K+ + H2 + 2 OH– |
Металлические калий, натрий и другие щелочные металлы приходится даже хранить под керосином.
2. ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДНЫМ РАСТВОРАМ ЩЕЛОЧЕЙ.
В тех случаях, когда металл защищён оксидной плёнкой, имеющей амфотерный характер (или кислотный), то в начале растворяется плёнка в результате взаимодействия оксида со щёлочью. А далее металл или реагирует с водой, или нет в зависимости от соотношения электродных потенциалов металла и водорода из воды (для данной щелочной среды). Следовательно, процесс растворения металла в щёлочи является многостадийным.
ПРИМЕР 2. Растворение алюминия в водном растворе гидроксида калия.
1 стадия – снимается защитная оксидная плёнка, проявляющая амфотерный характер:
Al2O3 + 3 H2O + 2 KOH ® 2 K [AL(OH)4] AL2O3 + 3 H2O +2 K + + 2 OH – ® 2 K+ + 2 [AL(OH)4] – AL2O3 + 3 H2O +2 OH – ® 2 [AL(OH)4] |
2 стадия – идёт окислительно–восстановительная реакция алюминия с водой (стандартный электродный потенциал алюминия Е° = –1,66В):
2 AL + б H2O ® 2 АL(ОН)3 ¯ + 3 Н2
2 | AL + 3 ОН – ® АL(ОН)з + 3 е
|
3 | 2 Н2O + 2 е ® Н2 + 2 ОН –2 AL + б ОН – + б Н2O ® 2 AL(OH)3 + 3 Н2 + 6 ОН
3 стадия – взаимодействие образовавшейся плёнки из нерастворимого гидроксида AL(OH)3, имеющего амфотерный характер, со щёлочью КОН:
AL(OH)3¯ + КОН ® K[AL(OH)4] AL(OH)3 + К+ + ОН – ® К+ + [AL(OH)4]– |
Далее повторяется 2 стадия, т. е. обнажившийся металл вновь взаимодействует с водой, затем – 3 стадия и т. д. до полного растворения металла.
В итоге процесс взаимодействия алюминия со щёлочью можно выразить суммарным уравнением: 2 AL + 2 КОН + 6 Н2О ® 2 K[AL(OH)4] + 3 H2
Таким образом, в водных растворах щелочей у многих металлов растворяются защитные оксидные плёнки, имеющие амфотерный характер (ZnO, Ga2О3, SnO2 и др.), а также те оксидные плёнки, которые проявляют кислотный характер, например, плёнка WO3 (на металле вольфрам). Далее очищенный металл проявляет своё химическое отношение к водному раствору щёлочи в зависимости от его свойств.
3. ДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ НА МЕТАЛЛЫ.
Почти все металлы окисляются кислотами. В большинстве случаев защитные оксидные плёнки, проявляющие основной или амфотерный характер, легко растворяются в кислотах. Далее окислительно–восстановительный процесс взаимодействия металла с кислотой определяется как активностью металла, так и природой и концентрацией кислоты.
Соляная и разбавленная серная кислоты окисляют только те металлы, которые стоят в ряду напряжений до водорода, так как роль окислителя в этих кислотах играют ионы водорода Н+, восстанавливающиеся до свободного водорода.
ПРИМЕР 3. Растворение магния в соляной кислоте (после растворения защитной плёнки MgO): Mg + 2 HCL ® MgCL2 + Н2
Mg + 2Н+ + 2CL– ® Mg2+ + 2CL– + H2
Восстановитель Окислитель | 1| Mg ® Mg2+ + 2 e 1| 2Н+ + 2 е ® H2 |
Mg + 2 H+ ® Mg2+ + H2
Концентрированная серная кислота – при нагревании окисляет почти все металлы (не окисляются золото, платина и некоторые редкие металлы). Причём окислителем является ион SO2–4, который в зависимости от активности металла восстанавливается до диоксида серы (SO2), свободной серы (S) и даже до сероводорода (H2S).
IIРИМЕP 4. Взаимодействие меди (малоактивного металла) с концентрированной серной кислотой: Сu + 2 H2SO4 (конц.) ® Сu SO4 + SO2 + 2 Н2О
Окислитель | 1 | Сu ® Сu2+ + 2е
Сu + SO42+ + 4 H+ ® Cu2+ +SO2 +2 Н2О |
1 | SO42– + 4 Н+ + 2е ® SO2 + 2 H2OАзотная кислота (как концентрированная, так и разбавленная) окисляет почти все металлы. Окислителем в азотной кислоте является ион NО3–. Концентрированная азотная кислота восстанавливается металлами до NO2.
ПРИМЕР 5. Взаимодействие меди (малоактивного металла) с концентрированной азотной кислотой: Сu + 4 Н МОз (конц.) ® Сu(МО3)2 + 2 NO2 + 2 Н2O
Окислитель | l| Сu ® Сu2+ + 2е 2| NO3– + 2 Н + + 1 е ® NO2 + H2O
|
Сu + 2 NO3– + 4 Н+ ® Сu2+ + 2 NO2 + 2 Н2ОРазбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными металлами (например, Сu, РЬ ) до монооксида азота (NO), а более активными металлами (например, Fe, Zn, Mg) до – N2O и N2.
Продуктом восстановления очень разбавленной азотной кислоты является аммиак NHj, образующий с избытком кислоты аммонийную соль NH4NO3
Алюминий, железо, хром при действии на них концентрированной азотной кислоты "пассивируются". Покрываясь более плотной плёнкой оксида, они перестают после этого подвергаться действию и концентрированных, и разбавленных кислот.
Восстановление разбавленных и концентрированных серной и азотной кислот представлено в Приложении.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. Отношение металлов к воде: взаимодействие натрия с водой.
Налейте воду в кристаллизатор почти до края (ниже края примерно на 1 см.), для того чтобы не образовалось ограниченного краями кристаллизатора замкнутого объёма, где бы возникла взрывоопасная концентрация водорода (гремучий газ). Пинцетом выньте кусочек металлического натрия, промокните его от керосина фильтровальной бумагой и опустите в воду. (Осторожно! Может произойти разбрызгивание жидкости.) К полученноому раствору добавьте одну–две капельки фенолфталеина. Убедитесь в щелочной реакции получившегося раствора. Напишите уравнения соответствующих реакций, применив электронно–ионный баланс к окислительно–восстановительной реакции (см. Пример 1).
ОПЫТ 2. Отношение металлов к водным растворам щелочей: взаимодействие алюминия с раствором гидроксида натрия.
В пробирку поместите стружечку алюминия и добавьте 3 – 5 капель 30 % раствора гидроксида натрия. Наблюдайте выделение газа – водорода. Напишите уравнение реакции, учитывая, что в реакции принимает участие вода. Каков механизм растворения алюминия в щелочах? (См. пример 2). Какими значениями электродных потенциалов должны обладать металлы, взаимодействующие с водой?
Опыт 3. Действие кислот на металлы.
3.1. Взаимодействие металлов с разбавленной серной кислотой.
В три пробирки поместите по кусочку металлических алюминия, цинка и меди, добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты. Исходя из положения этих металлов в ряду напряжений, сделайте предположительный вывод о возможности протекания реакции между этими металлами и серной кислотой. После даказательства взаимодействия металлов с серной кислотой опытным путём, отметьте различие в скорости протекания реакции и, исходя из Е° сопряжённых окислительно–восстановительных пар, вычислите ЭДС проведённых реакции. Составьте молекулярные уравнения, применив электронно–ионный баланс. (См. пример 3). Укажите, какой ион является окислителем в этих реакциях?
3.2 Взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой.
Поместите в пробирку кусочек меди и добавте 2–3 капли концентрированной серной кислоты. При необходимости подогрейте на спиртовке. Какой газ образуется в результате реакции? Отметьте цвет раствора и сделайте вывод: какие ионы присутствуют в растворе. Составьте молекулярное уравнение и электронно–ионный баланс. ( См. пример 4). Какой ион является окислителем?
3.3. Взаимодействие цинка с концентрированной серной кислотой при нагревании.
Поместите в пробирку кусочек цинка и добавьте 5–6 капель концентрированной серной кислоты. Пробирку немножко подогрейте. Какой газ выделяется? Продолжайте нагревание. Почувствовали ли вы запах выделяющегося сероводорода? Напишите уравнения происходящих реакций между цинком и серной кислотой, отличающихся друг от друга продуктами восстановления серной кислоты: при слабом нагревании выделяется газ – диоксид серы, при более сильном нагревании – образуется сера, в условиях ещё более сильного нагрева – появляется запах сероводорода. Составьте электронно–ионные уравнения для этих реакций.
Объясните разницу в действии концентрированной серной кислоты на цинк и медь, используя данные таблицы стандартных электродных потенциалов. В чём принципиальное отличие этих реакций от реакций взаимодействия их с разбавленной серной кислотой?
3.4. Взаимодействие металлов с концентрированной азотной кислотой.
В две пробирки поместите по кусочку меди и цинка и добавьте 2–3 капельки концентрированной азотной кислоты. Какой газ выделяется? Напишите молекулярное уравнение и составьте электронно–ионный баланс. (См. пример 5). Исходя из значений электродных потенциалов, ответьте на вопрос, какие металлы взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой.
3.5. Действие на металлы разбавленной азотной кислоты.
В две пробирки поместите по кусочку металлических меди и цинка. Добавьте в обе пробирки по 3–5 капель разбавленной азотной кислоты. Составьте молекулярные уравнения и электронно–ионные уравнения для процессов окисления-восстановления.
ПРЕДЛАБОРАТОРНЫЙ КОНТРОЛЬ
Общие химические свойства металлов и их соединений
ВАРИАНТ
1.Наиболее активным восстановителем является металл:
(см. таблицу стандартных электродных потенциалов)
1) Na 2) Zn 3) К
2.При взаимодействии Cs с водой образуются:
1) CsOH 2) Сs2О 3) Н2 4) Не взаимодействует.
3.Из перечисленных ниже металлов в водных растворах
щелочей растворяются:
1) Аl 2) Mg 3) Li 4) Zn
4.С соляной кислотой НСl взаимодействуют металлы:
1) А1 2) Ag 3) Ti 4) Со
5.При взаимодействии Fe с концентрированной азотной
кислотой HNO3 могут образоваться:
1) N2O 2) NO 3) NO2 4) N2
6.Высшая степень окисления ванадия V равна:
1) +2 2) +3 3) +4 4) +5 5) 0
7.Соединения марганца ( IV ) могут быть:
1) Только восстановителями.
2) Только окислителями,
3) И окислителями и восстановителями.
8.Наиболее сильно основные свойства выражены у оксида:
1) СгО 2) Сг2О3 3) СгОз
9.Комплексное соединение К[А1(ОН)4] диссоциирует как
сильный электролит, образуя ионы:
1) К+ 2) А13+ 3) ОН– 4) [А1(ОН)4]–
10.В комплексном соединении [Fе(NНз)4F2]NO3
комплексообразователем является:
1) Fe3+ 2) NH3 3) F– 4) NO3–
Правильные ответы подчеркнуты.
