Химия (стр. 3 )

2.4.4 Что такое оксидирование, фосфатирование?

2.4.5 Как можно замедлить коррозию, идущую:

а) с водородной деполяризацией?

б) с кислородной деполяризацией?

2.4.6 Электрохимические методы защиты (протекторная защита, катодная защита).

2.4.7 Что такое ингибиторы?

3 Химические свойства металлов

Лабораторная работа № 19

3.1 Цель лабораторной работы

Ознакомление с химическими свойствами металлов.

3.2 Теоретическая часть

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.

Свойствами металлов обладает большинство элементов, входящих в периодическую систему элементов .

Химические свойства металлов разнообразны, однако общим для всех металлов в свободном виде является то, что они всегда являются восстановителями, т. е. либо отдают электроны с образованием элементарных положительных ионов (), либо образует центры положительного заряда в молекулах ковалентно - полярного типа. Восстановительная способность металлов меняется в широких пределах и может служить мерой их химической активности.

За меру химической активности свободного металла принимается его способность переходить в состояние положительно заряженного иона, теряя при этом электроны. Изучение активности металлов позволило (1827-1911) расположить различные металлы в ряд по убывающей степени активности. Этот ряд носит название: ряд активности. Для основных металлов этот ряд имеет следующий вид: Li, K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au. В этом ряду помещён и водород, так как его атом, подобно атомам металлов, легко теряет свой электрон и переходит в положительно заряженный ион, т. е. является сильным восстановителем.

Ряд активности даёт общие указания для решения химических вопросов, касающихся поведения металлов в водных растворах.

Чем левее стоит металл в ряду активности, тем он активнее, тем легче его атомы переходят в состояние ионов (в водных растворах), т. е. чем легче окисляются атомы металла, тем труднее восстанавливаются его ионы.

Каждый металл вытесняет (восстанавливает) из растворов солей все металлы, расположенные в ряду активности правее его. Например: если опустить кусочек цинка в раствор сульфата меди, то цинк растворяется, а из раствора выделяется металлическая медь по реакции:

(3.1)

или в ионной форме –

(3.2)

Все металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, могут вытеснять его из кислот. Металлы, стоящие правее водорода, не способны вытеснять водород из кислоты.

3.2.1 Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами

Наиболее активные металлы (K, Na, Ca и другие) могут разлагать воду с вытеснением водорода при комнатной температуре.

Например:

(3.3)

(3.4)

Взаимодействие металлов с водой очень затрудняется при наличии на поверхности металлов оксидных и гидрооксидных плёнок, нерастворимых в воде.

С кислотами металлы реагируют различно, в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты и ее концентрации. Наиболее типичная реакция для свободных металлов, стоящих в ряду активности левее водорода, и для большинства кислот следующая:

(3.5)

В этой реакции окислителем является ион H+, принимающий электроны металла.

Аналогично взаимодействует с активными металлами разбавленная серная кислота.

Металлы, которые стоят в ряду активности правее водорода (Cu, Hg, Ag и другие), реагировать с кислотами по этой схеме не будут.

Концентрированная серная кислота и азотная кислота различной концентрации являются сильными окислителями, поэтому они могут взаимодействовать с металлами, расположенными в ряду активности правее водорода. Окислителем в серной кислоте является сера в степени окисления +6, которая металлами может восстанавливаться до S4+, S2+, S0, в зависимости от активности металла и температуры:

Например:

(3.6)

(3.7)

Во всех приведенных уравнениях окислительно-восстановительных реакций необходимо расставить коэффициенты, составив предварительно уравнение электронного баланса.

Окислителем в азотной кислоте является азот в степени окисления +5, который, в зависимости от концентрации кислоты и восстановительных свойств металлов может принимать различное количество электронов. При этом образуется соответствующие продукты восстановления:

(3.8)

Концентрированная азотная кислота восстанавливается почти всегда до диоксида азота NO2, разбавленная азотная кислота до оксида азота (II) NO, а при действии наиболее активных металлов - до оксида азота (I) N2O или до аммиака NH3 (в кислой среде образуется соль аммония NH4NO3).

Например:

(3.9)

(3.10)

(3.11)

Некоторые металлы, например Fe, Al, Cr пассивируются концентрированной азотной кислотой, так как на их поверхности образуется защитная окисная пленка.

Со щелочами могут реагировать металлы, оксиды и гидрооксиды которых обладают амфотерными свойствами.

Например:

(3.12)

В водных растворах эта же реакция протекает с образованием комплексных солей, в которых лигандами являются ионы гидрооксида:

(3.13)

3.3 Экспериментальная часть

3.3.1 Опыт 1. Взаимодействие цинка с кислотами.

а) Испытайте в отдельных пробирках действие разбавленной и концентрированной соляной кислоты на цинк. Напишите уравнения реакций.

б) Испытайте в двух пробирках действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на цинк. Вторую пробирку слегка нагрейте. Наблюдайте выделение в ней серы и по запаху определите наличие сероводорода. Напишите уравнения реакций.

в) Испытайте действие на цинк разбавленной и концентрированной азотной кислоты. Опыт проведите под тягой. В первой пробирке при легком нагревании выделяется бесцветный газ NO (оксид азота, который с кислородом воздуха образует диоксид азота NO2, дающий слабое побурение в верхней части пробирки).

Во второй пробирке наблюдайте выделение красно-бурых паров NO2. Напишите уравнения реакций.

3.3.2 Опыт 2. Взаимодействие меди с кислотами.

В отдельных пробирках испытайте действие на медь разбавленных и концентрированных кислот: HCl, H2SO4, HNO3. Те пробирки, в которых реакция не идет, подогрейте. Со всеми ли кислотами реагирует медь? Напишите уравнения реакций.

3.3.3 Опыт 3. Взаимодействие алюминия со щелочью.

Налейте в пробирку 2-3 мл. раствора гидрооксида натрия и насыпьте в нее немного алюминиевой стружки. Через некоторое время наблюдайте выделение водорода. Пробирку слегка нагрейте. Напишите уравнение реакций.

3.4 Контрольные вопросы

3.4.1 Ряд активности. Закономерности, установленные .

3.4.2 Какие металлы, растворяясь, вытесняют водород из воды?

3.4.3 Какие металлы растворяются в кислотах с выделением водорода?

3.4.4 Какие металлы взаимодействуют с концентрированной серной кислотой? Приведите примеры, напишите уравнения реакций.

3.4.5 Как происходит взаимодействие металлов с азотной кислотой различной концентрации? Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций.

3.4.6 Какие металлы реагируют со щелочами? Напишите реакцию взаимодействия алюминия с гидрооксидом калия.

4 МЕТАЛЛЫ II ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ

Лабораторная работа № 20

4.1 Цель лабораторной работы

Изучение химических свойств металлов и их некоторых соединений.

4.2 Теоретическая часть

Металлы II группы главной подгруппы - бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Их (кроме бериллия и магния) называют щелочно-земельными металлами.

На внешнем уровне атомов этих элементов имеется по 2 спаренных s-электрона, которые при возбуждении атомов разъединяются и обуславливают валентность этих элементов, равную двум. Степень окисения этих металлов во всех соединениях +2. Для перевода s-электрона на р-подуровень требуется энергия, поэтому металлы II группы главной подгруппы менее активны, чем щелочные металлы. При комнатной температуре бериллий и магний на воздухе достаточно устойчивы (устойчивые оксиды), остальные металлы активно окисляются кислородом воздуха. При высоких температурах все металлы этой группы взаимодействуют с галогенами, серой, водородом.

Бериллий заметно отличается от других металлов этой подгруппы: у него меньшая восстановительная способность, его гидроксид проявляет амфотерный характер.

4.3 Экспериментальная часть

4.3.1 Опыт 1. Взаимодействие магния с водой.

Налейте в пробирку 2-3 мл воды, добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Поместите в эту пробирку кусочек магния, очищенный от оксида наждачной бумагой. Что наблюдаете? Нагрейте пробирку до кипения. Составьте уравнения происходящей реакции. Сделайте вывод об условии протекания реакции.

4.3.2 Опыт 2. Взаимодействие магния с кислотой.

Налейте в пробирку 2-3 мл разбавленного раствора соляной кислоты. Поместите в эту пробирку кусочек магния. Что наблюдается? Составьте уравнение реакции.

4.3.3 Опыт 3. Оксиды и гидроксиды кальция и магния.

Налейте в две пробирки по 3 мл воды и добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Поместите в эти пробирки отдельно немного оксида кальция и оксида магния. Сильно встряхните несколько раз пробирки. Что наблюдается? Какой из гидроксидов имеет более выраженные щелочные свойства? Составьте уравнения происходящих реакций.