 |
Химические свойства металлов
|
|
|
|
Теоретическая часть
Металлы способны отдавать свои валентные электроны атомам неметаллов, ионам водорода, ионам других металлов, а поэтому будут реагировать с неметаллами – простыми веществами, водой, кислотами, солями. Однако восстановительная способность металлов различна. Состав продуктов реакции металлов с различными веществами зависит и от окислительной способности веществ и условий, при которых протекает реакция.
При высоких температурах большинство металлов сгорает в кислороде:
2Mg + O2 = 2MgO
Не окисляются в этих условиях только золото, серебро, платина и некоторые другие металлы.
С галогенами многие металлы реагируют без нагревания. Например, порошок алюминия при смешивании с бромом загорается:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
При взаимодействии металлов с водой в некоторых случаях образуются гидроксиды. Очень активно при обычных условиях взаимодействуют с водой щелочные металлы, а также кальций, стронций, барий. Схема этой реакции в общем виде выглядит так:
Ме + HOH → Me(OH)n + H2↑
Другие металлы реагируют с водой при нагревании: магний при её кипении, железо в парах воды при красном кипении. В этих случаях получаются оксиды металлов.
Если металл реагирует с кислотой, то он входит в состав образующейся соли. Когда металл взаимодействует с растворами кислоты, он может окисляться ионами водорода, имеющимися в этом растворе. Сокращённое ионное уравнение в общем виде можно записать так:
Me + nH+ → Men+ + H2↑
Более сильными окислительными свойствами, чем ионы водорода, обладают анионы таких кислородосодержащих кислот, как например, концентрированная серная и азотная. Поэтому с этими кислотами реагируют те металлы, которые не способны окисляться ионами водорода, например, медь и серебро.
|
|
|
При взаимодействии металлов с солями происходит реакция замещения: электроны от атомов замещающего – более активного металла переходят к ионам замещаемого – менее активного металла. То сеть происходит замещение металла металлом в солях. Данные реакции не обратимы: если металл А вытесняет металл В из раствора солей, то металл В не будет вытеснять металл А из раствора солей.
В порядке убывания химической активности, проявляемой в реакциях вытеснения металлов друг друга из водных растворов их солей, металлы располагаются в электрохимическом ряду напряжений (активности) металлов:
Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na→ Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd→ Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au
Металлы, расположенные в этом ряду левее, более активны и способны вытеснять следующие за ними металлы из растворов солей.
В электрохимический ряд напряжений металлов включён водород, как единственный неметалл, разделяющий с металлами общее свойство — образовывать положительно заряженные ионы. Поэтому водород замещает некоторые металлы в их солях и сам может замещаться многими металлами в кислотах, например:
Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2↑ + Q
Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют его из растворов многих кислот (соляной, серной и др.), а все следующие за ним, например, медь не вытесняют.
Экспериментальная часть
ЦЕЛЬ РАБОТЫ: проделать реакции, характеризующие химические свойства металлов, определить относительную активность металлов.
ОБОРУДОВАНИЕ И РЕАКТИВЫ: штатив с пробирками, цинк, алюминий, стружки железа, стружки магния, медная проволока, медные стружки, раствор соляной кислоты, раствор сульфата меди, раствор серной кислоты.
ОПЫТ 1. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С КИСЛОТАМИ.
|
|
|
В 5 пробирок влейте по 2 мл соляной кислоты. В одну пробирку добавьте гранулу цинка, в другую – алюминий, в третью – стружки железа, в четвертую – медные стружки, в пятую – стружки магния. Что наблюдаете? Какая закономерность проявляется при этих процессах? Какие выводы можно сделать об активности металлов? Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном виде.
ОПЫТ 2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С СОЛЯМИ.
В пробирки с раствором сульфата меди поместите цинк, алюминий, железо, медь, магний. Что наблюдаете? Какая закономерность проявляется при этих процессах? Какие выводы можно сделать об активности металлов? Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном виде.
ОПЫТ 3. УСКОРЕНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ПРИ СОПРИКОСНОВЕНИИ ДВУХ РАЗНЫХ МЕТАЛЛОВ.
В пробирку влейте 2-3 мл разбавленной серной кислоты и положите кусочек цинка. Что наблюдаете? Через некоторое время коснитесь кусочка цинка медной проволокой. Что наблюдаете? Почему водород выделяется быстрее, когда к кусочку цинка в растворе серной кислоты прикасаются медной проволокой. Какие выводы можно сделать из этого опыта о защите металлов от коррозии?
Задания.
1. Где расположены элементы-металлы в периодической системе?
2. Что называется металлической связью?
3. Почему атомы металлов в химических реакциях являются восстановителями?
4. Какие химические свойства характерны для металлов?
5. Что такое коррозия? Какие виды коррозии вы знаете?
6. Какие методы защиты от коррозии вы знаете?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА (III).
ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ГИДРОКСИДА ХРОМА (III).
Теоретическая часть
Хром – белый, твердый и хрупкий металл, исключительно химически стойкий к воздействию кислот и щелочей. На воздухе он окисляется, имеет на поверхности тонкую прозрачную пленку оксида. Хром имеет плотность 7,1 г/см3 , его температура плавления составляет +18750С.
Соединения двухвалентного хрома.
Оксид хрома (II) CrO – пирофорный черный порошок (пирофорность – способность в тонкораздробленном состоянии воспламенятся на воздухе). CrO растворяется в разбавленной соляной кислоте:
CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
На воздухе при нагревании свыше 1000С CrO превращается в Cr2O3.
|
|
|
Соли двухвалентного хрома образуются при растворении металлического хрома в кислотах. Эти реакции проходят в атмосфере малоактивного газа (например H2), т.к. в присутствии воздуха легко происходит окисление Cr(II) до Cr(III).
Гидроксид хрома получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II):
CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl
Cr(OH)2 обладает основными свойствами, является восстановителем. Гидратированный ион Cr2+ окрашен в бледно – голубой цвет. Водный раствор CrCl2 имеет синюю окраску. На воздухе в водных растворах соединения Cr(II) переходят в соединения Cr(III). Особенно это ярко выражается у гидроксида Cr(II):
4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3
Соединения трехвалентного хрома.
Оксид хрома (III) Cr2O3 – тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду. В лаборатории его можно получить нагреванием дихромата аммония:
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2
Cr2O3 – амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами образует хромиты: Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
Гидроксид хрома также является амфотерным соединением:
Cr(OH)3 + HCl = CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O
Безводный CrCl3 имеет вид листочков темно-фиолетового цвета, совершенно нерастворим в холодной воде, при кипячении он растворяется очень медленно. Безводный сульфат хрома (III) Cr2(SO4)3 розового цвета, также плохо растворим в воде. В присутствии восстановителей образует фиолетовый сульфат хрома Cr2(SO4)3*18H2O. Известны также зеленые гидраты сульфата хрома, содержащие меньшее количество воды. Хромовые квасцы KCr(SO4)2*12H2O выкристаллизовываются из растворов, содержащих фиолетовый сульфат хрома и сульфат калия. Раствор хромовых квасцов при нагревании становится зеленым благодаря образованию сульфатов.
Экспериментальная часть
ЦЕЛЬ РАБОТЫ: получить и изучить свойства гидроксида хрома (III), а также изучить свойства соединений хрома (III).
ОБОРУДОВАНИЕ И РЕАКТИВЫ: штатив с пробирками, раствор нитрата хрома (III), раствор гидроксида натрия, раствор серной кислоты, лакмус, раствор карбоната натрия, раствор хромата калия, раствор дихромата калия.
ОПЫТ 1. ПОЛУЧЕНИЕ ГИДРОКСИДА ХРОМА (III).
|
|
|
В пробирку налейте 2 мл раствора соли хрома (III) и добавляйте к нему по каплям раствор щелочи до выпадения осадка.
Отметьте цвет осадка. Напишите уравнение соответствующей реакции в молекулярном и ионном виде.
ОПЫТ 2. СВОЙСТВА ГИДРОКСИДА ХРОМА (III).
Полученный в опыте 1 осадок разделите на 2 части. К одной части прилейте раствор серной кислоты, а к другой – раствор щелочи до растворения осадка.
Сравните цвет полученных растворов. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида хрома (III).
ОПЫТ 3. ИСПЫТАНИЕ ДЕЙСТВИЯ ЛАКМУСА НА РАСТВОР НИТРАТА ХРОМА (III).
В пробирку влейте 2 мл раствора нитрата хрома (III) и добавьте 2-3 капли лакмуса.
Что наблюдаете? Объясните наблюдаемое. Составьте молекулярное и ионные уравнения гидролиза соли.
ОПЫТ 4. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ РАСТВОРА НИТРАТА ХРОМА (III) С РАСТВОРОМ КАРБОНАТА НАТРИЯ.
К 2 мл раствора нитрата хрома (III) прибавьте такой же объем раствора карбоната натрия.
Отметьте образование осадка и выделение газа. Напишите уравнение соответствующей реакции в молекулярном и ионном виде.
ОПЫТ 5. ПЕРЕХОД ХРОМАТА КАЛИЯ В ДИХРОМАТ.
К 2 мл раствора хромата калия прилейте по каплям раствор серной кислоты до изменения окраски.
Отметьте окраску взятого и полученного растворов. Какими ионами она обусловлена? Напишите уравнение реакции.
ОПЫТ 6. ПЕРЕХОД ДИХРОМАТА КАЛИЯ В ХРОМАТ.
К 2 мл раствора дихромата калия прилейте по каплям раствор щелочи до изменения окраски.
Отметьте окраску взятого и полученного растворов. Напишите уравнение реакции.
Задания.
1. Дайте характеристику элемента хрома.
2. Какие оксиды образует хром? Какие гидроксиды соответствуют оксидам хрома? Укажите характер каждого оксида и гидроксида хрома.
3. Напишите уравнения реакций, которые доказывают амфотерный характер оксида и гидроксида хрома (III).
4. В какой среде хроматы переходят в дихроматы и наоборот? Напишите уравнения реакций.
5. Каковы окислительно-восстановительные свойства соединений хрома?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9
|
|
|
