Лабораторная работа №4. Общие свойства металлов

УМК НГД (вечерники)
Методические материалы проф. Рыбальченко В.С.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4
Общие свойства металлов.
1. Разделы теоретического курса для повторения.
Положение металлов периодической системе элементов
Д.И.Менделеева. Нахождение в природе. Физические свойства
металлов.
Отличия
между
металлами
и
неметаллами.
Классификация металлов по плотности, температуре плавления,
магнитным свойствам. Особенности свойств переходных металлов
(d- и f-элементов). Типы кристаллических решеток металлов
Химические свойства металлов. Ряд стандартных электродных
потенциалов. Выводы из ряда стандартных электродных
потенциалов. Характер взаимодействия металлов с водой,
растворами солей, кислот и щелочей. Характер взаимодействия
металлов с кислотами-окислителями. Способы получения
металлов. Пирометаллургия. Восстановление углем (коксом),
восстановление водородом, восстановление с помощью активных
металлов
(алюмотермия
и
другие.)
Гидрометаллургия
Электрометаллургия. Сплавы.
2. Вопросы и упражнения.
1. Какие металлы реагируют при обычной температуре с
водой?
2. Никелевые пластинки опущены в водные растворы хлорида
железа (III) и хлорида меди (II). В каком случае протекает
растворение никеля? С помощью метода электронного баланса
составите уравнения реакций.
3. Какие из приведенных ниже металлов растворяются в
разбавленной серной кислоте: железо, олово, висмут, платина?
Используя ряд напряжений металлов, запишите значения их
стандартных электродных потенциалов. Составьте уравнения
соответствуюших реакций.
4. Возможно ли растворение ртути в соляной, серной и
азотной кислотах? Написать уравнения возможных реакций,
указать окислительно-восстановительные процессы.
5. Чему равна масса хрома, которую можно получить
алюмотермическим восстановлением оксида хрома (III), если в
реакцию вступает алюминий массой 27 кг?
УМК НГД (вечерники)
Методические материалы проф. Рыбальченко В.С.
3. Экспериментальная часть.
1. Окисление металлов кислородом (групповой опыт).
а) В металлическую ложечку для сжигания положите немного
стружки магния и нагрейте их в пламени газовой горелки до
воспламенения магния. Осторожно! Магний горит очень ярко.
Отметьте цвет образовавшегося оксида. Сохраните полученный
оксид для следующего опыта (опыт 2а).
Напишите уравнение реакции горения магния.
б) Медную проволоку возьмите тигельными щипцами и
прокалите в пламени газовой горелки. Как меняется цвет
поверхности меди? Сохраните проволоку, покрытую слоем оксида
меди (II) для последующих опытов (опыты 2б и 3).
Напишите уравнение реакции окисления меди кислородом.
2. Взаимодействие оксида металла с водой
(групповой опыт).
а) Полученный в предыдущем опыте 1а оксид магния (после
его охлаждения!) перенесите в химический стакан и добавьте
воды. Что можно сказать о растворимости оксида магния? Добавьте
2-3 капли раствора фенолфталеина. Как изменилась окраска? Какой
характер имеет оксид магния?
Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида магния
с водой.
б) Медную проволоку, покрытую слоем оксида меди (II)
поместите в пробирку с водой. Происходит ли взаимодействие
этого оксида с водой?
Напишите, в каком случае оксиды растворяются в воде.
3. Взаимодействие оксидов металлов с кислотами.
а) Поместите в пробирку взятый в небольшом количестве на
кончике шпателя порошок оксида кальция, и добавьте раствор
соляной кислоты. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции.
Примечание:
При
использовании
оксида
кальция,
находившегося длительное время на воздухе, можно наблюдать
побочную реакцию, протекающую с выделением газа. С чем это
связано?
УМК НГД (вечерники)
Методические материалы проф. Рыбальченко В.С.
б) Медную проволоку, покрытую слоем оксида меди (II)
поместите в пробирку и добавьте немного раствора соляной
кислоты. Что происходит с поверхностью меди?
Напишите уравнение реакции.
4. Взаимодействие металлов с солями.
В две пробирки, опустите по кусочку цинка. В первую
пробирку на ¼ объема прилить раствора сульфата меди, во вторую
– нитрата свинца. Что происходит на поверхности цинка?
Пользуясь данными таблицы 1, выпишите значения стандартных
электродных потенциалов цинка, меди и свинца. Напишите
уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, укажите
процессы окисления и восстановления.
5. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
В пробирку поместите порошок алюминия и прибавьте
немного раствора гидроксида натрия. Что наблюдается, Составьте
уравнения происходящих реакций и укажите процессы окисления и
восстановления. Реакция алюминия с раствором щелочи протекает
c образованием гексагидроксоалюмината натрия по схеме:
Al + NaOH + H2O → Na3[Al(OH)6] + H2↑
6 Взаимодействие металлов с растворами обычных
кислот.
В одну пробирку поместите порошок железа, в другую –
гранулу цинка, в третью – медную проволоку и прибавьте немного
раствора разбавленной серной кислоты. В каких случаях реакция
протекает? Составьте уравнения происходящих реакций и укажите
процессы окисления и восстановления. Сравните величины
стандартных электродных потенциалов этих металлов с величиной
электродного потенциала для водородного электрода.
Сделайте вывод о характере взаимодействия металлов с
растворами обычных кислот.
7. Взаимодействие кислоты-окислителя с малоактивным
металлом.
(Демонстрационный опыт. Осуществляется лаборантом).
УМК НГД (вечерники)
Методические материалы проф. Рыбальченко В.С.
Несколько кусочков медной стружки или медной пудры
поместите в пробирку и (осторожно! опыт проводится в
вытяжном
шкафу!)
добавьте
несколько
капель
концентрированного раствора азотной кислоты. Обратите,
внимание на цвет выделяющегося газа и изменение цвета раствора.
Составьте схему электронного баланса и напишите уравнение
реакции, протекающей по схеме:
Cu + HNO3 конц. → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O
Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями.
При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой следует
иметь в виду, что окислителем является сульфат-анион SO42–. А не ион Н+, какуэто имеет
место в реакциях металлов с обычными кислотами. При восстановлении
концентрированной серной кислиты степень окисления серы уменьшается от +6 до +4,
или –2. Это зависит от активности металла, то есть от его электродного потенциала. Так, в
случае неактивного металла (Ео>–0,5 В) сера восстанавливается до +4 (SO2), а в
случае активного металла (Ео < –0,5 В) сера восстанавливается до 0 (S) или –2 (H2S).
Например. Реакция концентрированной серной кислоты с цинком. Так как для
цинка Ео=–0,763 В, значит, сульфат–анион SO42– способен восстанавливаться до H2S.
Реакция будет протекать по схеме:
Zn + H2SO42– → Zn2SO4 + H2S + H2O,:
Zn–2e→Zn2+ процесс окисления, восстановитель
S+6 +8e→ S-2 процесс восстановления, окислитель
Взаимодействие металлов с разбавленной и концентрированной азотной
кислотой. В азотной кислоте окислителем является нитрат – анион NO3–. Характерная
особенность азотной кислоты состоит в том, что при её действии на металлы обычно не
происходит выделения газообразного водорода. При восстановлении нитрат –а ниона
степень окисления азота уменьшается с +5 до +4, +3, +2, +1, 0, или даже –3. При этом
образуются различные оксиды азота или нитрат аммония. Степень окисления азота также
зависит от концентрации кислоты и активности металла, например:
Активность металла
Высокая (Ео<0,5)
Средняя (0.5<Eo<0)
Низкая (Eo>0)
Любая (0<Eo, Eo>0)
Концентрация кислоты
Разбавленная
Разбавленная
Очень разбавленная
Концентрированная
Продукт восстановления
N2O
NO, N2
NH4NO3, NO
NO2
Например. Реакция серебра с раствором разбавленной азотной кислоты. Так как
серебро относится к малоактивным металлам (Е0 = 0,850 В), то реакция будет
представлена следующей схемой:
Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + 2H2O.
Ag – e → Ag+ процесс окисления, восстановитель
N+5 +3e → N+2 процесс восстановления, окислитель
УМК НГД (вечерники)
Методические материалы проф. Рыбальченко В.С.
При реакции серебра с концентрированным раствором азотной кислоты, имеет
место следующая реакция:
Ag + 2HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O.
Ag – e → Ag+ процесс окисления, восстановитель
N+5 +1e → N+4 процесс восстановления, окислитель
Таблица 1
Стандартные электродные потенциалы металлов
Электрод
Li/Li+
Rb/Rb+
K/K+
Cs/Cs+
Ba/Ba2+
Ca/Ca2+
Na/Na+
Mg/Mg2+
Al/Al3+
Ti/Ti2+
Zr/Zr4+
Mn/Mn2+
V/V2+
Cr/Cr2+
Zn/Zn2+
Cr/Cr3+
Fe/Fe2+
Электродный
потенциал, Ео, В
-3,045
-2,925
-2,924
-2,923
-2,900
-2,870
-2,714
-2,370
-1,700
-1,603
-1,580
-1,180
-1,180
-0,913
-0,763
-0,740
-0,440
Электрод
Cd/Cd2+
Co/Co2+
Ni/Ni2+
Sn/Sn2+
Pb/Pb2+
Fe/Fe3+
H2/2H+
Sb/Sb3+
Bi/Bi3+
Cu/Cu2+
Cu/Cu+
Hg/Hg2+
Ag/Ag+
Pt/Pt2+
Au/Au3+
Au/Au+
Электродный
потенциал, Ео В
-0,403
-0,277
-0,250
-0,136
-0,127
-0,037
0,000
0,200
0,215
0,340
0,520
0,800
0,850
1,190
1,500
1,700
Контрольные вопросы и упражнения.
1.
Ряд
напряжений
металлов.
Характеристика
восстановительных свойств металлов по ряду напряжения.
2. Характеристика общих химических свойств металлов.
3. Особенности взаимодействия металлов с азотной и
концентрированной серной кислотами.
4. Никелевые пластинки опущены в водные растворы хлорида
железа (III) и хлорида меди (II). В каком случае протекает
растворение никеля? Составить уравнения молекулярных и ионных
реакций.
УМК НГД (вечерники)
Методические материалы проф. Рыбальченко В.С.
5. Возможно ли растворение ртути в соляной, серной и
азотной кислотах? Написать уравнения возможных реакций,
указать окислительно-восстановительные процессы.
6. Какие металлы растворяются в разбавленной серной
кислоте: железо, олово, висмут, платина? Ответ мотивировать
составлением реакций, используя ряд напряжений металлов.
Литература
1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл–пресс, 2002.
2. Курс общей химии /под ред. Коровина Н.В./ – М.:
Высшая школа, 1990.
3. Зубрев Н.И. Инженерная химия на железнодорожном
транспорте. – М.: 1999.
4. Павлов Н.Н. Неорганическая химия. – М.: Высшая
школа, 1986.
5. Хомченко Г.П. Химия для подготовительных отделений
вузов. – М.: Высшая школа, 1981.
6. Павлов Н.Н. Неорганическая химия. – М.: Высшая
школа, 1986.