Методические указания к выполнению практических и лабораторных работ для студентов всех форм обучения и направлений подготовки

• Название: Методические указания к выполнению практических и лабораторных работ для студентов всех форм обучения и направлений подготовки
• Дата: 01.03.2022
• Размер: 1.57 Mb.
• Имя файла: s-elementy.doc
• Тип: Методические указания; #378842

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Брянский государственный технический университет

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

МЕТАЛЛЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ I, II ГРУПП

( S – элементы)

Методические указания

к выполнению практических и лабораторных работ

для студентов всех форм обучения

и направлений подготовки

БРЯНСК 2018

УДК 541.8

Химия. Металлы главной подгруппы I, II групп (S – элементы): [Текст]+[Электронный ресурс]: методические указания к выполнению практических и лабораторных работ для студентов всех форм обучения и направлений подготовки. – Брянск: БГТУ, 2018. - 14 с.

Разработали: И.В. Быкова, к.б.н., доц.,

Е.В. Удовенко, к.б. н. доц.

Рекомендованы кафедрой «Безопасность жизнедеятельности и химия» БГТУ (протокол № 2 от 18.10.2017г.)

Методические указания публикуются в авторской редакции

1. ЦЕЛЬ РАБОТЫ
Цель работы - ознакомиться с химическими свойствами S-элементов на примере металлов IA-, IIA- групп, а также с их практическим исполь­зованием в машиностроении.

Продолжительность работы - 4 часа.
2. ТЕОРЕТИЧЕКИЕ ОСНОВЫ
2.1. Элементы IA- подгруппы

-2,92
Группу IA составляют шесть элементов: литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Это S-элементы, атомы которых имеют ns¹-конфигурацию внешнего электронного слоя. Все они являются типичными металлами. Значения стандартных электродных потенциалов этих метал­лов весьма малы (около -3 В), что характеризует их высокую химическую активность:

Металлы Li Na K Rb Cs

φ⁰, В -3,045 -2,71 -2,92 -2,93 -2,92

Наличие на внешнем уровне атома одного электрона, ко­торый может быть легко отдан при химических превращени­ях, обусловливает сильные восстановительные свойства этих элементов: Me - е = Ме⁺.

От лития к францию увеличивается радиус атома с увеличением порядкового номера элемента.

Вследствие большой химической активности щелочные металлы находятся в природе только в виде соединений.

По химическим свойствам щелочные металлы похожи между собой, образуя в основном соединения с ионной связью, так как легко отдают свой S-электрон с внешней оболочки.

Оксиды этих металлов относятся к сильно основным (при взаимодействии с водой они образуют щелочи), поэтому сами металлы называются щелочными. При сгорании щелочных металлов в кислороде, кроме окси­дов, могут образовываться и пероксиды Ме₂0₂, доля которых в продуктах сгорания возрастает по мере перехода от Li к Cs

2Na+O₂→Na₂O₂; 4Li + O₂→2Li₂O.

Пары щелочных металлов интенсивно окрашивают пламя: Li – в красный цвет; Na – в желтый; К – в фиолетовый; Rb – в фиолетово-розовый; Cs – в голубой.

Щелочные металлы легко (со взрывом) окисляются водой, образуя гидроксиды, при этом металл вытесняет водород из воды по уравнению

2Ме + 2НОН→Н₂ + 2МеОН.

Гидроксиды щелочных металлов – гигроскопичные вещества, легко поглощают СО₂ из воздуха, разъедают стекло. В водных растворах они полностью диссоциируют.

Щелочные металлы вытесняют водород из кислот-неокислителей (НСl, H₃PO₄, H₂SO_4(разб)), а при взаимодействии с кислотами-окислителями (H₂SO_4(конц), HNO_{3(конц. и разб.)}) водород не выделяется (образуются соответственно H₂S, N₂O, NH₃)

5 H₂SO_4(конц) + 8Na →4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O;

10 HNO_3(конц) + 8K → 8KNO₃+ N₂O +5H₂O;

9HNO_3(разб) + 8K → 8KNO₃+ NН₃ +3H₂O.
Щелочные металлы при взаимодействии с неметаллами об­разуют соединения с ионной или сильно полярной связью, по­этому соединения щелочных металлов, как правило, раствори­мы в воде и легко диссоциируют на ионы.

Для ионов щелочных металлов образование устойчивых комплексов нехарактерно.

Металлический литий служит для удаления из расплавленных металлов растворенных в них газов. Он является легирующей добавкой к чугуну, бронзе и сплавам на основании алюминия, магния, цинка, свинца.

Металлический натрий используют в качестве восстановителя для получения сплавов NaK, NaPb, NaHg, NaSn, для изготовления фотоэлектрических элементов. Из сплавов свинца, содержащего 0,58% Na, делают подшипники осей железнодорожных вагонов. Большую реакционную способность натрия используют в металлургии при получении металлов методом натрийтермии. Натрийкалиевые сплавы находят применение в высокотемпературных термометрах и в урановых элементах – в качестве теплоносителя.

Методом калийтермии получают чистый титан. Калий, рубидий, цезий при освещении испускают электроны, которые используют при изготовлении фотоэлементов. Гидроксид калия используется как электролит в щелочных аккумуляторах. Металлический калий используют как теплоносители в ядерных энергетических установках и для изготовления фотоэлектрических элементов.
2.2. Элементы IIA- подгруппы
Группу IIA составляют шесть элементов: бериллий Ве, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra. Это S-элементы, атомы которых имеют ns²-конфигурацию внешнего электронного уровня, причем один из электронов при возбуждении атома легко может перейти на р-уровень. Степень окисления, которую проявляют элементы IIA-группы в соединениях, равна +2. Значения стандартных электронных потенциалов этих элементов несколько выше, чем у щелочных металлов, но остаются достаточно малыми, что характеризует высокую химическую активность этих металлов, обладающих сильными восстановительными свойствами

(Me-2е→Ме²⁺):

Металлы Be Mg Са Sr Ва Ra

φ⁰, В -1,85 -2,36 -2,87 -2,89 -2,91 -2,92

Радиусы атомов возрастают от бериллия к радию, в этом же направлении увеличивается их металлическая активность.

Металлы главной подгруппы II группы в свободном состоянии в природе не встречаются. По внешнему виду они представляют собой металлы серебристо-белого цвета. Бериллий с водой не взаимодействует; магний реагирует с водой очень медленно; кальций, стронций, барий реагируют с водой при обычной температуре с образованием щелочных растворов:

Me + 2Н₂0 = Ме(ОН)₂ + Н₂.

Поэтому металлы Са, Sr, Ва, Ra называют щелочно-земельными.

Бериллий и магний по свойствам несколько отличаются от щелочно-земельных. У бериллия есть сходство с алюминием. А у магния с цинком.

На воздухе металлы подгруппы неустойчивы (исключение Ве), покрываются оксидной пленкой.

При нагревании щелочно-земельные металлы энергично реагируют с водородом, галогенами, кислородом, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием.

Гидроксиды щелочно-земельных металлов слабее, чем гидроксиды щелочных металлов. Они мало растворимы в воде, а их основной характер усиливается по группе сверху вниз.

Гидроксид бериллия — амфотерен, гидроксид магния - слабое, а гидроксиды кальция, стронция, бария и радия - сильные основания.

Ве(ОН)₂↓+2ОН^- →[Be(OH)₄]²;

Ве(ОН)₂↓+2H⁺ → 2H₂O+Be²⁺.

Раствор Са(ОН)₂ называют известковой водой, а раствор Ва(ОН)₂ — баритовой водой. Гидроксид магния растворяется в присутствии солей аммония благодаря образованию раствора аммиака:

Mg(OH)₂ + 2NH₄⁺ →Mg²⁺ + 2NH₃ + 2Н₂0.

С растворами кислот все они реагируют с образованием соответствующей соли. Большинство солей щелочно-земельных металлов Ca, Sr, Ba – мало растворимы – это фториды, сульфаты, фосфаты, хроматы.

Бериллий, образуя сплавы со многими металлами, придает им твердость, прочность, пластичность, виброустойчивость, жаростойкость и коррозионную устойчивость. Сплавы меди с 1-3% Ве, называемые бериллиевыми бронзами, при старении становятся прочнее.

Магний придает сплавам легкость.

Металлический кальций применяют в металлургии для получения чистых бериллия, ванадия, циркония, тантала и других тугоплавких металлов. А также кальций используется для удаления воды из органических жидкостей, очистки аргона от примесей азота и как поглотитель газов в электровакуумных приборах.

3. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
3.1. Щелочные металлы и их соединения
Работа выполняется звеньями из 2-3 студентов.

Опыт №1. Взаимодействие натрия с водой.

Маленький кусочек натрия размером меньше горошины осторожно извлечь из керосина и опустить в кристаллизатор с водой. Наблюдать, что происходит на поверхности воды. Написать уравнение реакции взаимодействия натрия с водой. К полученному раствору прибавить 1 каплю фенолфталеина. Что наблюдается?

Опыт №2. Получение пероксида натрия.

Пинцетом вынуть из керосина небольшой кусочек натрия, осушить фильтровальной бумагой, поместить в тигель и поджечь горелку. После того как металл расплавится, поджечь его пламенем горелки до полного сгорания. Растворить полученный порошок в небольшом (10 мл) объеме дистиллированной воды. Написать уравнения реакций образования пероксида натрия Na₂0₂ и его взаимодействия с водой. Разделить раствор на две части и перенести в пробирки. К обеим частям прибавить по 5 капель раствора серной кислоты. К одному из растворов при­бавить несколько капель разбавленного раствора иодида калия, к другому — несколько капель раствора перманганата калия. Что наблюдается? Какие свойства проявляют в обеих реакциях пероксиды? Написать соответствующие уравнения реакций.
Опыт №3. Окрашивание пламени солями щелочных металлов.

Тщательно прокаленную стальную проволоку опустить в насыщенный раствор соли калия. То же самое проделать, опу­ская промытую проволоку в растворы солей натрия, лития, рубидия. Отметить цвет пламени.
Опыт №4. Малорастворимые соли щелочных металлов.

А. Качественная реакция на ион натрия. На предметное стекло поместить несколько капель насыщенного раствора хлорида натрия, осторожно выпарить досуха, затем прибавить несколь­ко капель раствора цинкуранилацетата Zn(UО₂)₃(CH₃COO)₈. Рассмотреть кристаллы в микроскоп. Отметить цвет и форму кристаллов. Ионное уравнение реакции запишется в следу­ющем виде

Na⁺ + Zn(UО₂)₃(CH₃COO)₈+ 9Н₂0 + СН₃СООН = = NaZn(U0₂)₃(CH₃COO)₉ ∙ 9Н₂0 + Н⁺.

Б. Качественная реакция на ион калия. Реактив гексанитритокобальтат (Ш) натрия Na₃[Co(N0₂)₆] дает с растворами солей калия желтый осадок K₂Na[Co(N0₂)₆]. На предметном стекле к 1 капле слегка подкисленного соляной кислотой раствора соли калия прибавить 1—2 капли раствора реактива. Через некоторое время образуется желтый кристаллический осадок. Отметить форму кристаллов, используя микроскоп. Ионное уравнение имеет следующий вид:

2К⁺ + Na⁺ + [Co(N0₂)₆]₃]^3- = K₂Na[Co(N0₂)₆].

3. 2. Элементы IIА-группы и их соединения

ОПЫТ № 5. Получение и свойства гидроксида бериллия.

В пробирку внести 3-4 капли разбавленного раствора соли гидроксида бериллия и по каплям добавлять раствор гидроксида натрия до образования осадка. Разделить осадок на две части и поместить в пробирки. В одну пробирку прибавить соляную кислоту, в другую — концентрированный раствор щелочи. Что наблюдается? На какое свойство гидроксида бериллия это указывает? Написать уравнения реакций.
ОПЫТ №6. Получение гидроксида магния и его растворение

в кислоте, солях аммония.

В пробирку с раствором соли магния прибавлять по кап­лям раствор щелочи до образования осадка. Осадок разделить на три части и поместить в пробирки. В первую прибавлять по каплям концентрированный раствор щелочи, во вторую — концентрированную соляную кислоту, в третью — насыщен­ный раствор хлорида аммония NH₄C1. В каких пробирках в наблюдалось растворение осадка? О каких свойствах это свидетельствует? Написать соответствующие уравнения реакций.
ОПЫТ №7. Получение гидроксида кальция и его свойства.

Пользуясь щипцами, прокалить небольшой кусочек мела на пламени газовой горелки в течение нескольких минут. После этого опустить образовавшийся твердый продукт разложения в пробирку с дистиллированной водой. Как называется этот процесс в промышленности? Раствор испытать фенолфталеином, а затем пропустить через него диоксид углерода из аппарата Киппа (сначала немного, затем избыток). Что наблюдается? Написать уравнения реакций. Какие свойства проявляет гидроксид кальция?

ОПЫТ №8. Качественная реакция на ион магния.

На предметное стекло капнуть 1—2 капли раствора соли магния. Добавить 1 каплю раствора НС1 и 2 капли раствора гидрофосфата натрия Na₂HP0₄. После этого прибавлять по каплям раствор аммиака до образования характерного кристаллического осадка MgNH₄P0₄∙ 6Н₂0. При этом, ecли осадок выпадает не сразу, следует потереть стеклянной палочкой о стекло. Рассмотреть в микроскопе полученные кристаллы двойной соли и зарисовать их. Написать уравнение реакции.

ОПЫТ №9. Окрашивание пламени солями щелочно-земельных

металлов.

Стальную проволоку, тщательно очищенную от примесей, погрузить в насыщенный раствор хлорида кальция, а затем поместить в пламя горелки. Отметить цвет пламени. Повто­рить опыт с растворами солей стронция и бария. Описать на­блюдаемые явления.


4. ПРАВИЛА ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ

ПРИ ВЫПОЛНЕНИИ РАБОТЫ
Будьте внимательны при обращении с растворами кислот, осно­ваний и солей. Помните, что при попадании на незащищенные части тела (руки, лицо, глаза) они могут вызвать химический ожег.

1. 
   Если кислота или щелочь попали на кожу или одежду, быстро большим количеством воды из-под водопроводного крана смойте их и обратитесь за дальнейшей помощью к преподавателю или лаборанту.
   
2. 
   Нагрев содержимого в пробирках проводите осторожно с помо­щью держателя в вытяжном шкафу на спиртовках. Отверстие пробирки должно быть направлено от вас.
   
3. 
   Не вдыхайте выделяющиеся из пробирок в процессе реакции па­ры.
   

По окончании работы приведите в порядок рабочее место и вы­мойте руки.

5. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ
1. Написать уравнение гидролиза: а) карбоната натрия; б) фосфата

калия.

2. В какой цвет окрашивают пламя соли лития, натрия, рубидия?

3. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения:

а) К→КОН →К₂С0₃ →КНС0₃→KN0₃;

б) NaCI → НС1→КС1 → К →КОН;

в) K₂C0₃ →K₂Si0₃ → KC1→ K₂S0₄.

4. Что общее имеют в строении внешних электронных оболочек атомы металлов IIA-группы?

5. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осу­ществить превращения:

CaO→Ca(OH)₂→CaC0₃ →Ca(HC0₃)₂→CaC0₃ → CaO

а ) Са

Ca(OH)₂ → CaC0₃ →CaCl₂;

MgCl₂→Mg(OH)₂→MgCl₂→MgSO₄

б ) Mg

MgO→MgSO₄→MgCO₃→MgO.

6. Почему при изучении свойств элементов IIA-группы выделяют бе­риллий, магний и остальные элементы, называемые щелочно­земельными?

7. Составить схему электролиза: а) раствора СаС1₂; б) расплава MgCl₂.

8. Объяснить, почему при пропускании диоксида углерода через раствор хлорида или нитрата кальция осадок карбоната кальция не выпадает, а при действии диоксида углерода на известковую воду – выпадает.

9. Наличием каких солей обусловлена жесткость воды?

10. Дописать уравнения реакций:

а) CaH₂+H₂O→Ca(OH)₂ + …;

b) BaO₂+FeSO₄+H₂SO₄→…;

c) Na₂O₂+KI+H₂SO₄→...;

d) Na + H₂→…

e) NaH+H₂O→H₂+…

11. Какое вещество и в каком количестве выделилось на катоде при электролизе водного раствора, содержащего 11,7г хлорида натрия?

12. Какие соли щелочных металлов практически не гидролизуются:

1) К₂СО₃; 2) NaNO₃; 3) LiCl; 4) KCH₃COO; 5) Na₂S?

13. Какие из указанных газов: H₂S, H₂, Cl₂, CO₂ будут поглощаться раствором едкого натра? Написать уравнения соответствующих реакций.

14. Одинаковое ли количество электричества необходимо для получения 1кг едкого калия и 1 кг едкого натра электролизом растворов хлоридов этих металлов?

0. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций хлорида лития с карбонатом, ортофосфатом и фторидом калия.

16. При электролизе расплава карбоната калия выделилось 736л углекислого газа (н.у.). Определить массу калия, получившегося при этом. Какой газ и в каком объеме еще выделяется?

17. Возможно ли получение кальция восстановлением его из оксида алюминием? Ответ подтвердить термодинамическим расчетом, имея в виду, что в результате реакции образуется алюминат кальция состава 3СаО∙Al₂O₃ (изменение энергии Гиббса образования алюмината кальция ∆G =-4410 кДж/моль).

18. Сколько теплоты выделяется при «гашении» 500кг СаО? Энтальпия гидратации СаО ∆Н=-66,6 кДж/моль.

19. При электролизе 331,7мл 20% раствора KCl (плотность 1,125 г/см³) на катоде и аноде выделились газы. Газ с анода был пропущен через горячий раствор КОН. Определить объемы выделившихся газов (н.у.) и массу образовавшейся соли КСlO₃.

20. Щелочной металл массой 7,8г при реакции с водой вытесняет газ объемом 2,24л (н.у.). Какой это металл?

СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

1. 
   Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии / Н.Л. Глинка. - М.: Интеграл-Пресс, 2005. - 239с.
   
2. 
   Коровин, Н.В. Общая химия / Н.В. Коровин. - М.: Высш. шк., 2005.-558с.
   
3. 
   Угай, Я.А. Общая и неорганическая химия / Я.А. Угай. - М.: Высш. шк., 2004. - 526с.
   
4. 
   Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С. Ахметов. -М. : Высш. шк., 2001. – 74с.
   

5. 
   Коржуков, Н.Г. Общая и неорганическая химия / Н.Г. Коржуков. -М. : МИСИС ИНФРА - М., 2004. – 512с.
   

Химия. Металлы главной подгруппы I,II группы (S– элементы): методические указания к выполнению практических и лабораторных работ для студентов всех форм обучения и направлений подготовки.


ИРИНА ВАСИЛЬЕВНА БЫКОВА

ЕЛЕНА ВАСИЛЬЕВНА УДОВЕНКО
Научный редактор А.В. Тотай

Компьютерный набор И. В. Быкова

Подписано в печать. Формат 60х84 0,81. Бумага офсетная. Офсетная печать. Усл. печ.л. 0,81. Уч.-изд.л. 1,16. Тираж 1 экз.

Брянский государственный технический университет

Кафедра «Безопасность жизнедеятельности и химия», тел. 58-82-34

241035, Брянск, бульвар 50 лет Октября, 7, БГТУ.