Московский государственный индустриальный университет Факультет прикладной математики и технической физики

Московский государственный индустриальный университет
Факультет прикладной математики и технической физики
Кафедра химии
Лабораторная работа
Химические свойства металлов
Москва 2012
Цель работы. Изучение свойств s-, p-, d-элементов-металлов
(Mg, Al, Fe, Zn) и их соединений.
1. Теоретическая часть
Все металлы по своим химическим свойствам являются восстановителями, т.е. они отдают электроны при протекании химической
реакции. Атомы металлов относительно легко отдают валентные
электроны и переходят в положительно заряженные ионы.
1.1. Взаимодействие металлов с простыми веществами
При взаимодействии металлов с простыми веществами в качестве
окислителей обычно выступают неметаллы. Металлы реагируют с
неметаллами с образованием бинарных соединений.
1. При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды:
T
2Mg + O2  2MgO,
T
2Cu + O2  2CuO.
2. Металлы реагируют с галогенами (F2, Cl2, Br2, I2) с образованием солей галогеноводородных кислот:
2Na + Br2 = 2NaBr,
Ba + Cl2 = BaCl2,
T
2Fe + 3Cl2  2FeCl3.
3. При взаимодействии металлов с серой образуются сульфиды
(соли сероводородной кислоты H2S):
Hg + S = HgS,
Zn + S = ZnS.
4. С водородом взаимодействуют активные металлы с образованием гидридов металлов, которые являются солеподобными веществами:
T
2Na + H2  2NaH,
T
Ca + H2  CaH2.
В гидридах металлов водород имеет степень окисления (-1).
Металлы могут взаимодействовать и с другими неметаллами:
азотом, фосфором, кремнием, углеродом с образованием соответственно нитридов, фосфидов, силицидов, карбидов. Например:
2
T
3Mg + N2  Mg3N2,
T
3Ca + 2P  Ca3P2,
T
2Mg + Si  Mg2Si,
T
4Al + 3C  Al4C3.
5. Металлы могут также взаимодействовать между собой с образованием интерметаллических соединений:
2Mg + Cu = Mg2Cu,
2Na + Sb = Na2Sb.
Интерметаллическими соединениями (или интерметаллидами)
называют соединения, образуемые между собой элементами, которые
относятся обычно к металлам.
1.2. Взаимодействие металлов с водой
Взаимодействие металлов с водой – это окислительновосстановительный процесс, в котором металл является восстановителем, а вода выполняет роль окислителя. Реакция протекает по схеме:
Me + nH2O = Me(OH)n + n/2 H2.
С водой при обычных условиях взаимодействуют щелочные и
щелочноземельные металлы с образованием растворимых оснований
и водорода:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2,
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 .
Магний реагирует с водой при нагревании:
T
Mg + 2H2O  Mg(OH)2 + H2 .
Железо и некоторые другие активные металлы взаимодействуют
с горячим водяным паром:
T
3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 4H2 .
Металлы, имеющие положительные электродные потенциалы, не
взаимодействуют с водой.
Не взаимодействуют с водой 4d-элементы (кроме Cd), 5dэлементы и Cu (3d-элемент).
3
1.3. Взаимодействие металлов с кислотами
По характеру действия на металлы наиболее распространенные
кислоты можно разделить на две группы.
1. Кислоты-неокислители: хлороводородная (соляная, HCl), бромоводородная (HBr), йодоводородная (HI), фтороводородная (HF),
уксусная (CH3COOH), разбавленная серная (H2SO4 (разб.)), разбавленная ортофосфорная (H3PO4 (разб.)).
2. Кислоты-окислители: азотная (HNO3) в любой концентрации,
концентрированная серная (H2SO4 (конц.)), концентрированная селеновая (H2SeO4(конц.)) .
Взаимодействие металлов с кислотами-неокислителями.
Окисление металлов ионами водорода H+ в растворах кислотнеокислителей происходит более энергично, чем в воде.
Все металлы, имеющие отрицательное значение стандартного
электродного потенциала, т.е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислотнеокислителей. Реакция протекает по схеме:
Ме + nH + = Men+ + n/2 H2 .
Например:
2Al +6HCl = 2AlCl3 + 3H2 ,
Mg + 2CH3COOH = Mg(CH3COO)2 + H2 ,
2Ti + 6HCl = 2TiCl3 + 3H2 .
Металлы с переменной степенью окисления (Fe, Cо, Ni и др.) образуют ионы в своей низшей степени окисления (Fe2+, Co2+, Ni2+ и
другие):
Fe + H2SO4 (разб) = FeSO4 + H2.
При взаимодействии некоторых металлов с кислотаминеокислителями: HCl, HF, H2SO4 (разб.), HCN образуются нерастворимые продукты, предохраняющие металл от дальнейшего окисления.
Так, поверхность свинца в HCl (разб) и H2SO4(разб) пассивируется плохо
растворимыми солями PbCl2 и PbSO4 соответственно.
Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями. Серная
кислота в разбавленном растворе – слабый окислитель, а в концентрированном – очень сильный. Окисляющая способность концентрированной серной кислоты H2SO4 (конц.) определяется анионом SO42,
окислительный потенциал которого значительно выше, чем иона H+.
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за
счёт атомов серы в степени окисления (+6). Кроме того, в концентри4
рованном растворе H2SO4 содержится мало ионов H+, так как в концентрированном растворе она слабо ионизирована. Поэтому при взаимодействии металлов с H2SO4 (конц.) водород не выделяется.
Реагируя с металлами как окислитель, H2SO4 (конц.) переходит чаще всего в оксид серы (IV) (SO2), а при взаимодействии с сильными
восстановителями – в S или H2S:
Me + H2SO4 (конц)  Me2(SO4)n + H2O + SO2 (S, H2S).
Для удобства запоминания рассмотрим электрохимический ряд
напряжений, который выглядит так:
Li, Rb, K, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn,
Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au .
В табл. 1. представлены продукты восстановления концентрированной серной кислоты при взаимодействии с металлами различной
активности.
Таблица 1.
Продукты взаимодействия металлов с концентрированной
серной кислотой
Тип металла
Малоактивные металлы
(в ряду напряжений правее Fe)
Металлы, стоящие в ряду напряжений
между Al и Cd
Активные металлы (начало ряда
напряжений по Al включительно)
Продукты восстановления
H2SO4 (конц.)
SO2
Возможно образование
трёх
продуктов: SO2, S, H2S
H2S
Примеры:
Cu + 2H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O,
4Mg + 5H2SO4 (конц) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O.
Для металлов средней активности (Mn, Cr, Zn, Fe) соотношение
продуктов восстановления зависит от концентрации кислоты.
Общая тенденция такова: чем выше концентрация H2SO4 , тем
глубже протекает восстановление.
5
6
Это означает, что формально каждый атом серы S из молекул
H2SO4 может забрать у металла не только два электрона (и перейти в
4
0
S ), но и шесть электронов (и перейти в S ) и даже восемь (и перейти в
2
S ):
Zn + 2H2SO4 (конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O,
3Zn + 4H2SO4 (конц) = 3ZnSO4 + S + 4H2O,
4Zn + 5H2SO4 (конц) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.
Свинец с концентрированной серной кислотой взаимодействует с
образованием растворимого гидросульфата свинца (II), оксида серы
(IV) и воды:
Pb + 3H2SO4 = Pb(HSO4)2 + SO2↑ + 2H2O.
Холодная H2SO4 (конц) пассивирует некоторые металлы (например,
железо, хром, алюминий), что позволяет перевозить кислоту в стальной таре. При сильном нагревании концентрированная серная кислота взаимодействует и с этими металлами:
T
2Fe + 6H2SO4 (конц)  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
Взаимодействие металлов с азотной кислотой. Окислительная
способность азотной кислоты определяется анионом NO3, окислительный потенциал которого значительно выше, чем ионов H+. Поэтому при взаимодействии металлов с HNO3 водород не выделяется.
Нитрат-ион NO3 , имеющий в своём составе азот в степени окисления (+ 5), в зависимости от условий (концентрации кислоты, природы
восстановителя, температуры) может принимать от одного до восьми
электронов. Восстановление аниона NO3 может протекать с образованием различных веществ по следующим схемам:
NO3 + 2H+ + e = NO2 + H2O,
NO3 + 4H+ + 3e = NO + 2H2O,
2NO3 + 10H+ + 8e = N2O + 5H2O,
2NO3 + 12H+ + 10e = N2 + 6H2O,
NO3 + 10H+ + 8e = NH4+ + 3H2O.
Азотная кислота обладает окислительной способностью при любой концентрации. При прочих равных условиях проявляются следующие тенденции: чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и
чем меньше концентрация раствора азотной кислоты, тем более
глубоко она восстанавливается.
Это можно пояснить следующей схемой:
6
-3
0
1
2
4
N H 4 , N 2 , N 2 O , N O , N O 2
Концентрация кислоты
Активность металла
Окисление веществ азотной кислотой сопровождается образованием смеси продуктов её восстановления (NO2, NO, N2O, N2, NH4+),
состав которых определяется природой восстановителя, температурой и концентрацией кислоты. Среди продуктов преобладают оксиды
NO2 и NO. Причём при взаимодействии с концентрированным раствором HNO3 чаще выделяется NO2, а с разбавленной – NO.
Уравнения окислительно-восстановительных реакций с участием
HNO3 составляются условно, с включением только одного продукта
восстановления, образующегося в большем количестве:
Me + HNO3  Me (NO3)n + H2O + NO2 (NO, N2O, N2, NH4+).
Например, в газовой смеси, образующейся при действии на до0
статочно активный металл цинк (  Zn
= - 0,76 B) концентрированZn
2
ной (68%-й) азотной кислоты, преобладает – NO2, 40%-й – NO; 20%-й
– N2O; 6%-й – N2. Очень разбавленная (0,5%-я) азотная кислота восстанавливается до ионов аммония:
Zn + 4HNO3 (конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O,
3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O,
4Zn + 10HNO3 (20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O,
5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O,
4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
0
С малоактивными металлом медью ( Cu
2
Cu
= + 0,34B) реакции
идут по следующим схемам:
Cu + 4HNO3 (конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O,
3Cu + 8HNO3 (разб) = 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
В концентрированной HNO3 растворяются практически все металлы, кроме Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. А такие металлы как Al, Be, Bi,
Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, а также нержавеющие стали пассивируются кислотой с образованием устойчивых оксидных плёнок, плотно
прилегающих к поверхности металла и защищающих его от даль7
нейшего окисления. Однако Al и Fe начинают растворяться при
нагревании, а Cr устойчив к действию даже горячей HNO3:
T
Fe + 6HNO3  Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
Металлы, для которых характерны высокие степени окисления
(+6, +7, +8), с концентрированной азотной кислотой образуют кислородсодержащие кислоты. При этом HNO3 восстанавливается до NO,
например:
3Re + 7HNO3 (конц) = 3HReO4 + 7NO + 2H2O.
В очень разбавленной HNO3 уже отсутствуют молекулы HNO3,
существуют только ионы H+ и NO3. Поэтому очень разбавленная
кислота (~ 3-5%) взаимодействует с Al и не переводит в раствор Cu и
другие мало активные металлы:
8Al + 30HNO3 (очень разб) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O.
Смесь концентрированных азотной и соляной кислот (1:3) называется царской водкой. Она растворяет Au и платиновые металлы (Pd,
Pt, Os, Ru). Например:
Au + HNO3 (конц.) + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O.
Указанные металлы растворяются в HNO3 и в присутствии других комплексообразователей, но процесс протекает очень медленно.
1.4. Взаимодействие металлов со щелочами и другими
соединениями
Взаимодействие со щелочами. Некоторые металлы (Be, Al, Zn,
Sn, Pb), которым соответствуют амфотерные гидроксиды, взаимодействуют с растворами щелочей. Растворение обычно сопровождается
образованием гидроксокомплексов:
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2,
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 .
Взаимодействие с соединениями менее активных металлов.
Более активные металлы взаимодействуют с соединениями менее активных металлов. Например:
Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe ,
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2 .
Взаимодействие с солями менее активных металлов. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений левее металла,
входящего в виде катиона в состав соли, вытесняют этот металл из
водных растворов их солей. Например:
8
Cu + Hg(NO3)2 = Hg + Cu(NO3)2 ,
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 .
1.5. Примеры решения задач
Задача 1. Напишите уравнения реакций взаимодействия между
следующими веществами:
а) железом и соляной кислотой;
б) магнием и концентрированной серной кислотой;
в) железом и разбавленной азотной кислотой.
Решение. а) В результате взаимодействия железа с соляной кислотой образуется хлорид железа (II) и выделяется водород:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑.
б) При взаимодействии магния с концентрированной серной кислотой образуется сульфат магния, вода и продукт восстановления серной кислоты – сероводород:
4Mg + 5H2SO4 (конц) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O.
в) Железо с разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа
(III) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты, например:
Fe + 4HNO3 (разб) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.
Задача 2. Записать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
CuSO4  Cu  Cu(NO3)2  Cu(OH)2  CuO CuSO4 .
Решение. 1. Медь образуется при восстановлении сульфата меди
(II) более активным металлом, например, цинком:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu.
2. При действии концентрированного раствора азотной кислоты медь
превращается в нитрат меди (II):
Сu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2Н2О .
3. При действии на нитрат меди (II) раствора NaOH образуется гидроксид меди (II):
Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓+ 2NaNO3.
4. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается:
T

Cu(OH)2 
CuO + Н2О.
5. При действии на оксид меди (II) разбавленного раствора H2SO4 образуется сульфат меди (II):
CuO + H2SO4 (разб) = CuSO4 + H2O.
9
2. Задачи
1. Составить электронные формулы и электроно-графические
диаграммы внешнего и предвнешнего энергетических уровней атома
металла и его иона в основном состоянии. Указать число неспаренных электронов у атома и иона.
Вариант Металл
1
2
3
4
5
6
7
Sc
Cr
Mn
Sr
Ga
Fe
Mo
Ион
металла
Sc3+
Cr3+
Mn3+
Sr2+
Ga3+
Fe3+
Mo3+
Вариант
8
9
10
11
12
13
14
Металл
Ti
Ni
Y
Cu
Mo
Hg
Cd
Ион
металла
Ti3+
Ni2+
Y+3
Cu2+
Mo2+
Hg2+
Cd2+
2. Написать уравнения реакций взаимодействия указанных металлов с водой или водным раствором сильного основания. Расставить стехиометрические коэффициенты методом электронного баланса.
Вариант Металл Реагент Вариант Металл
1
Ca H2O
8
Cs
2
Al NaOH
9
Mg
3
K H2O
10
Sn
4
Ba H2O
11
Sr
5
Zn NaOH
12
Be
6
Sn KOH
13 Rb
7
Be NaOH
14
Li
Реагент
H2O
H2O
NaOH
H2O
KOH
H2O
H2O
3. Написать уравнения реакций взаимодействия металлов с кислотами при комнатной температуре или при нагревании (T). Расставить стехиометрические коэффициенты методом электронного баланса.
10
Вариант Металл Кислота
Вариант Металл
1
Fe HNO3 (разб)
8
Mg
2
Cr H2SO4 (разб)
9
Mn
3
Mn H2SO4 (разб)
10
Fe
4
Co HNO3 (разб)
11
Ni
5
Fe HNO3 (конц) (T)
12
Al
6
Ni H2SO4 (конц) (T)
13 Mn
7
Co H2SO4 (разб)
14
Fe
Кислота
H2SO4 (конц)
H2SO4 (конц)
H2SO4 (конц) (T)
HNO3 (разб)
HNO3 (оч. разб)
HNO3 (разб)
H2SO4 (разб)
4. Написать уравнения реакций взаимодействия указанных металлов с водным раствором соли. Расставить стехиометрические коэффициенты методом электронного баланса.
Вариант Металл Реагент Вариант Металл
1
Sn AgNO3
8
Fe
2
Ni CuSO4
9
Cd
3
Zn FeSO4
10
Co
4
Ag AuCl3
11
Sn
5
Ti CdCl2
12
Cu
6
Cu AgNO3
13 Ag
7
Zn AuCl3
14
Mn
Реагент
Pb(NO3)2
SnSO4
AgNO3
Cu(NO3)2
HgCl2
PdCl2
CdSO4
3. Экспериментальная часть
Опыт 1. Взаимодействие магния с кислотами и щелочами
Выполнение опыта
Поместить в две пробирки стружки магния. В одну пробирку добавить 10 капель 1М раствора серной кислоты, а другую - 10 капель
1М раствора гидроксида натрия.
Запись наблюдений и результатов опыта
1. Записать наблюдения.
2. Написать уравнения протекающих реакций.
3. Записать уравнения реакций взаимодействия магния с разбавленным и концентрированным растворами азотной кислоты, с концентрированным раствором серной кислоты. Расставить коэффициенты методом электронного баланса.
11
Опыт 2. Взаимодействие алюминия с кислотами и щелочами
Выполнение опыта
Налить в одну пробирку 10 капель 1М раствора серной кислоты, а
во вторую – 10 капель 1М раствора гидроксида натрия. Опустить в
них по грануле алюминия (или по кусочку алюминиевой фольги одинакового размера).
Запись наблюдений и результатов опыта
1. Записать наблюдения.
2. Написать уравнения протекающих реакций.
3. Записать уравнение реакции взаимодействия алюминия с разбавленной азотной кислотой. Расставить коэффициенты методом
электронного баланса.
Опыт 3. Получение гидроксида алюминия и его свойства
Выполнение опыта
Налить в 2 пробирки по 4-5 капель 1М раствора соли алюминия
(например, Al2(SO4)3). Прибавить в обе пробирки по по 4-5 капель 1М
раствора гидроксида натрия NaOH. Наблюдать образование осадка.
Затем в первую пробирку добавить 6-7 капель 1М раствора NaOH, а
во вторую – 6-7 капель 1М раствора H2SO4.
Запись наблюдений и результатов опыта
1. Записать наблюдения.
2. Написать уравнения протекающих реакций.
3. Записать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида алюминия.
Опыт 4. Взаимодействие железа с кислотами и щелочами
Выполнение опыта
Поместить в две пробирки железный порошок (или стружки). В
одну пробирку добавить 10 капель 1М раствора серной кислоты, а во
вторую – 10 капель 1М раствора гидроксида натрия.
Запись наблюдений и результатов опыта
1. Записать наблюдения.
2. Написать уравнения протекающих реакций.
3. Записать уравнение реакции взаимодействия железа с разбавленной азотной кислотой. Расставить коэффициенты методом электронного баланса.
12
Опыт 5. Получение гидроксида железа (II) и его свойства
Выполнение опыта
Налить в 3 пробирки по 4-5 капель 1М раствора соли железа (II)
(например, FeSO4). Прибавить в каждую пробирку по 4-5 капель 1М
раствора гидроксида натрия NaOH. Наблюдать образование осадка.
Затем в первую пробирку добавить 6-7 капель 1М раствора NaOH, а
во вторую – 6-7 капель 1М раствора H2SO4. Отметить в третьей пробирке изменение цвета осадка через некоторое время. Под действием
кислорода воздуха и воды гидроксид железа (II) превращается в гидроксид железа (III).
Запись наблюдений и результатов опыта
1. Записать наблюдения.
2. Написать уравнения протекающих реакций. Расставить коэффициенты
методом
электронного
баланса
для
окислительновосстановительных реакций.
3. Записать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида железа
(II).
Опыт 6. Получение гидроксида железа (III) и его свойства
Выполнение опыта
Налить в 2 пробирки по 4-5 капель 1М раствора соли железа (III)
(например, FeCl3). Прибавить в обе пробирки по 4-5 капель 1М раствора гидроксида натрия NaOH. Наблюдать образование осадка. Затем в первую пробирку добавить 6-7 капель 1М раствора NaOH, а во
вторую – 6-7 капель 1М раствора H2SO4.
Запись наблюдений и результатов опыта
1. Записать наблюдения.
2. Написать уравнения протекающих реакций.
3. Записать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксидов железа (III).
Опыт 7. Качественные реакции на ионы Fe2+, Fe3+
Выполнение опыта
В одну пробирку внести 5 капель 0,1 М раствора FeSO4, а во вторую – 5 капель 0,1 М раствора FeCl3. В первую пробирку добавьте 2-3
капли раствора K3[Fe(CN)6]. Во вторую пробирку добавьте 2-3 капли
раствора роданида аммония NH4NCS.
Запись наблюдений и результатов опыта
1. Записать наблюдения.
13
2. Написать уравнения протекающих реакций.
Опыт 8. Взаимодействие цинка с кислотами и щелочами
Выполнение опыта
Поместить в две пробирки по грануле цинка. В одну пробирку
добавить 10 капель 1М раствора серной кислоты, а другую пробирку
добавить 10 капель 1М раствора гидроксида натрия.
Запись наблюдений и результатов опыта
1. Записать наблюдения.
2. Написать уравнения протекающих реакций.
3. Записать в тетради уравнения реакций взаимодействия цинка с
разбавленной азотной кислотой, с концентрированными серной и
азотной кислотами. Расставить коэффициенты методом электронного
баланса.
Опыт 9. Получение гидроксида цинка и его свойства
Выполнение опыта
Налить в 2 пробирки по 6-8 капель 1М раствора соли цинка
(например, ZnSO4). Прибавить в обе пробирки по 2 капли 1М раствора гидроксида натрия NaOH. В первую пробирку добавить избыток
1М раствора NaOH, а во вторую – избыток 1М раствора H2SO4.
Запись наблюдений и результатов опыта
1. Записать наблюдения.
2. Написать уравнения протекающих реакций.
3. Записать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида цинка.
14