Лабораторная работа 7. Общие свойства металлов

 

Цель работы: Ознакомиться на практике с общими свойствами металлов

Пояснения к работе

Общие химические свойства металлов:

Сильные восстановители: Me⁰ – nē  Meⁿ⁺

 

I. Реакции с неметаллами

1) С кислородом:

2Mg⁰ + O_2 2Mg⁺² O

2) С серой:

Hg⁰ + S  Hg⁺² S

3) С галогенами:

Ni + Cl₂ –^t Ni⁺²Cl₂

4) С азотом:

3Ca⁰ + N₂ –^t Ca₃⁺²N₂

5) С фосфором:

3Ca⁰ + 2P –^t Ca₃P₂

 

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

2Li⁰ + H₂  2Li⁺¹H

Ca⁰ + H₂  Ca⁺²H₂

 

II. Реакции с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg⁰ + 2HCl  Mg⁺²Cl₂ + H₂⁰

Mg⁰ + 2H⁺  Mg²⁺+ H₂⁰

2Al⁰+ 6HCl  2AlCl₃ + 3H₂⁰

2Al⁰ + 6H⁺  2Al³⁺ + 3H₂⁰

6Na⁰ + 2H₃PO₄  2Na₃⁺¹PO₄ + 3H₂

6Na⁰ + 6H⁺  6Na⁺ + 3H₂⁰

 

Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".

 

III. Взаимодействие с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

2Na⁰ + 2H₂O  2Na⁺¹OH + H₂⁰

2Na⁰ + 2H₂O  2Na¹⁺ + 2OH^1- + H₂⁰

Ca⁰ + 2H₂O  Ca⁺²(OH)₂ + H₂⁰

Ca⁰ + 2H₂O  Ca²⁺ + 2OH^1- + H₂⁰

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn⁰ + H₂O –^t Zn⁺²O + H⁰₂

 

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.

 

4) Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu⁰ + Hg⁺²Cl₂  Hg⁰ + Cu⁺²Cl₂

Cu⁰ + Hg²⁺  Cu²⁺ + Hg⁰

Fe⁰ + Cu⁺²SO₄  Cu⁰ + Fe⁺²SO₄

Fe⁰ + Cu²⁺  Cu⁰ + Fe²⁺

 

Работа в лаборатории

Оборудование и реактивы:

штатив с пробирками

кусочек цинка

железные стружки

алюминиевые стружки

растворы:

серной кислоты,

соляной кислоты,

сульфата алюминия,

сульфата меди,

гидроксида натрия.

 

Опыт № 1 Взаимодействие металлов с растворами солей.

Поместите в две пробирки по 1 мл раствора сульфата меди. В одну пробирку опустите кусочек цинка, а в другую железные стружки.

Какие изменения происходят на поверхности металлов?

Напишите уравнения реакций. Составьте электронный баланс. Пользуясь рядом электрохимических напряжений металлов, объясните эти реакции.

 

Опыт № 2 Взаимодействие металлов с растворами кислот.

В две пробирки поместите по 1 мл растворов кислот: соляной, серной. Опустите в каждую по 1-2 стружки алюминия. В две другие также налейте по 1 мл соляной и серной кислоты, и опустите в каждую по 1-2 стружки железа. В пробирках, где наблюдается энергичное выделение газа, попробуйте поджечь его горящей лучиной.

Напишите уравнения реакций, составьте электронный баланс

Опыт № 3 Отношение металлов к действию щелочей.

Поместите в две пробирки по 1 мл 30 %-ного раствора NaOH и опустите в первый раствор 1-2 алюминиевые стружки, во второй 1-2 стружки железа. Есть ли различие в происходящих процессах? Когда начнется энергичное выделение газа, подожгите его горящей лучиной. Запишите наблюдения и уравнение происходящей реакции.

Составьте отчет следующего содержания:

Цель работы:_____________________________________________

№ опыта

Порядок выполнения

Наблюдения

Уравнение реакции

Выводы

 

Лабораторная работа

. Общие свойства металлов

Отчет

Студент___________________________________________________________

Группа_______

Цель работы:

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

№ опыта	Порядок выполнения	Наблюдения	Уравнение реакции	Выводы

 

 

Урок 38.

Лабораторная работа 8. Свойства железа и его соединений

 

Цель работы: познакомить с некоторыми химическими свойствами соединений железа в различных степенях окисления.

Пояснения к работе

Железо и его соединения

 

Химические свойства

 

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O₂ + 6H₂ O ® 4Fe(OH)₃

 

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O₂ ® Fe₃O₄

 

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H₂O –^t°® Fe₃O₄ + 4H₂­

 

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br₂ –^t°® 2FeBr₃

Fe + S –^t°® FeS

 

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl ® FeCl₂ + H₂­

Fe + H₂SO₄(разб.) ® FeSO₄ + H₂­

 

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H₂SO₄(конц.) –^t°® Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃(конц.) –^t°® Fe(NO₃)₃ + 3NO₂­ + 3H₂O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

 

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO₄ ® FeSO₄ + Cu¯

 

Соединения двухвалентного железа

 

Гидроксид железа (II)

 

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fе(OH)₂¯

 

Fe(OH)₂ - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ ® FeSO₄ + 2H₂O

Fe(OH)₂ + 2H⁺ ® Fe²⁺ + 2H₂O

 

При прокаливании Fe(OH)₂ без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH)₂ –^t°® FeO + H₂O

 

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)₂, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)₃:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O ® 4Fe(OH)₃

 

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ ® 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

6FeSO₄ + 2HNO₃ + 3H₂SO₄ ® 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO­ + 4H₂O

 

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl₂ + 6NH₃ ® [Fe(NH₃)₆]Cl₂

Fe(CN)₂ + 4KCN ® K₄[Fe(CN)₆](жёлтая кровяная соль)

 

Качественная реакция на Fe²⁺

При действии гексацианоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯ + 3K₂SO₄

3Fe²⁺ + 3SO₄^2- +6K⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯ + 6K⁺ + 3SO₄^2-

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯