Методичка Химия. Отчет может быть оформлен либо в описательной форме, либо в форме таблицы на двух развернутых страницах Лабораторная работа

• Название: Отчет может быть оформлен либо в описательной форме, либо в форме таблицы на двух развернутых страницах Лабораторная работа
• Анкор: Методичка Химия.doc
• Дата: 08.03.2018
• Размер: 1.87 Mb.
• Имя файла: Методичка Химия.doc
• Тип: Отчет; #16417
• страница: 12 из 19

Cu + HCl

>
8.3.2. Взаимодействие металлов с водой

Окислителем в воде является ион Н⁺. Окислительные свойства системы

2H⁺ + 2e H₂ (pH<7)

или

2H₂O + 2e H₂ + 2OH^– (pH≥7)

зависят в соответствии с уравнением Нернста от рН раствора (для Т=298К и ):





В нейтральной водной среде рН=7 и . Термодинамически возможна реакция воды с металлами, для которых

< ,

т.е. стоящими в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов левее Cd. Однако большинство из них покрыты защитными оксидными пленками, нерастворимыми в воде, которые и «пассивируют» металлы. Поэтому активно взаимодействуют с водой только щелочные (IA группа) и щелочно-земельные металлы. Продуктами реакции являются молекулярный водород и растворимые гидроксиды металлов.

2Me + 2nH₂O → 2Me(OH)_n + nH₂

Me: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (IA – подгруппа)

Ca, Sr, Ba, Ra (IIA – подгруппа)
8.3.3. Взаимодействие металлов с водными растворами щелочей
С водными растворами щелочей взаимодействуют металлы, оксиды и гидроксиды которых растворимы в щелочах, и выполняется условие протекания окислительно-восстановительных реакции

<

К ним относятся «амфотерные» металлы : Be, Al, Ga, Sn, Pb, Zn.

Продуктами реакции являются молекулярный водород и гидроксокомплексы
2Me + 2nH₂O + (8–2n)OH^- → 2[Me(OH)₄]^n-4 + nH₂
Например:

Zn + 2H₂O + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

8.3.4. Взаимодействие металлов с растворами кислот, окисляющими

ионом Н⁺

К этой группе относятся кислоты, анионы которых не проявляют окислительных свойств. Например, HF, HCl, HBr, HI, H₂CO₃, H₂S, H₃PO₄, H₂SO_4(разб.), RCOOH….

Окислителем в них является ион Н⁺, по отношению к которому термодинамически неустойчивы все металлы, стоящие в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов левее водорода

<

Продуктами реакции металлов с растворами кислот, окисляющими ионом Н⁺ являются молекулярный водород и соль металла (в меньшей степени окисления).

2Ме + 2nH⁺ → 2Meⁿ⁺ + nH₂

Например:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃+3H_2
+2

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂

разб.

Большинство металлов покрыто оксидами основного или амфотерного характера, растворимыми в кислотах. Поэтому оксидные пленки не пассивируют металлы в кислой среде, за исключением молибдена, вольфрама…, на поверхности которых оксиды – MoO₃, WO₃ – проявляют кислотные свойства.

Пассивирование металлов в кислой среде возможно, если образующаяся на поверхности металла соль, плохо растворима. Например:

Pb + 2HCl → PbCl₂↓ + H₂

хол. бел.ос.

или Pb + H₂SO₄ → PbSO₄↓ + H₂

разб. бел.ос.
8.3.5. Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой

В разбавленной серной кислоте окислителем является ион Н⁺, в концентрированной – анион SO₄^2-, за счет S⁺⁶. Восстановление сульфат - аниона возможно до серы (S), диоксида серы (SO₂) или сероводорода (H₂S).

H₂SO_4(разб.) → H₂
SO₂↑ (газ с резким запахом)

H₂SO_4(конц.) S↓ (белый осадок)

H₂S↑ (газ с характерным запахом «тухлых яиц»)

Концентрированная серная кислота окисляет металлы, стоящие в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов левее серебра. Продуктами реакции металлов с концентрированной серной кислотой являются соль – сульфат металла в высокой степени окисления, вода и продукт восстановления S⁺⁶ (SO₂, S или H₂S). Взаимодействие, как правило, протекает не селективно, по нескольким направлениям
Например


Некоторые металлы (Be, Al, Fe, Co, Ni, V, Nb…) «на холоду» концентрированной серной кислотой пассивируются.
8.3.6. Взаимодействие металлов с азотной кислотой
В азотной кислоте окислителем является анион – NO₃^–, восстановление которого возможно до любого из продуктов, в соответствии со схемой

NH₄⁺ NO₂

N₂H₅⁺ HNO₃ HNO₂



⁺NH₃OH NO
N₂ N₂O

Окислительно-восстановительные потенциалы для всех реакций восстановления HNO₃ близки, поэтому процессы взаимодействия металлов и азотной кислоты неселективные.

Продуктами взаимодействия металла с азотной кислотой являются соль-нитрат металла в высокой степени окисления, вода и продукты восстановления N⁺⁵ (NO₂, HNO₂, NO…, NH⁺₄), состав которых определяется активностью металла и концентрацией кислоты. Концентрированная азотная кислота восстанавливается преимущественно до оксида азота (IV); разбавленная – преимущественно до NO с неактивными металлами или до NH₄⁺ – с активными металлами

HNO_{3 (конц) .} NO₂
NO (с неактивными металлами)

HNO_3(разб.) NH₄⁺ (с активными металлами)

Например

1. Сu + 4HNO_{3 конц.} → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO_{3 разб.} → 3Сu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

2. 4Zn + 10HNO_{3 разб.} → 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

3. Fe + 4HNO_{3 разб.} → Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O

Окисляются азотной кислотой металлы, стоящие в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов до серебра включительно. Некоторые металлы (Be, Al, Cr, Fe, Co, Ni…) концентрированной азотной кислотой на холоде пассивируются.

8.4. Лабораторная работа № 5

Химические свойства металлов
Опыт 1. Взаимодействие металлов с соляной кислотой.

Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов

В пять пробирок налить по 1 мл 2 М раствора соляной кислоты и поместить в каждую пробирку по одному кусочку металла Mg, Zn, Fe, Pb, Cu. Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Пробирку со свинцом нагреть, после охлаждения добавить 2 капли сульфида натрия.

- Отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется;

- расположить металлы в порядке уменьшения их активности по отношению к соляной кислоте;

- какой металл не взаимодействует с соляной кислотой;

- составить уравнения реакций

Mg + HCl → …;

Zn + HCl → …;

Fe + HCl → …;

- определить окислитель и восстановители;

- выписать из табл.3 приложения значения стандартных окислительно-восстановитель-ных потенциалов электрохимических систем







- рассчитать ЭДС проведенных реакций

ЭДС = φ_{ок .} – φ_вос.

- указать, какие из проведенных реакций термодинамически возможны;

- сформулировать условие самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции;

- отметить, какие изменения происходят в пробирке со свинцом после нагревания;

- составить уравнение реакции

Pb + HCl → …;

- составить уравнение реакции, подтверждающей наличие ионов Pb²⁺ в растворе

PbCl₂ + Na₂S → …;

- ответить, почему свинец не взаимодействует с соляной кислотой при комнатной температуре;

- объяснить, что такое «пассивирование металла»;

- сформулировать, какие металлы могут вытеснять молекулярный водород из кислот.
Опыт 2. Взаимодействие металлического цинка с растворами солей

В пять пробирок внести по грануле металлического цинка и прилить по 1мл раствора соли в первую пробирку–хлорида магния; во вторую–сульфата железа (II); в третью – хлорида олова (II); в четвертую – нитрата свинца (II); в пятую – сульфата меди (II). Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Используя универсальный индикатор, измерить рН в растворах солей.

- Отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется;

- ответить, реакция металлов с водными растворами – гомогенная или гетерогенная;

- ответить, с раствором какой соли цинк не взаимодействует;

- составить уравнения основных реакций:

Zn + FeSO₄  …;

Zn + SnCl₂  …;

Zn + Pb(NO₃)₂  …;

Zn + CuSO₄  …;

- указать восстановитель и окислитель;

- используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (табл.3 приложения), рассчитать ЭДС проведенных реакций:

ЭДС = φ_ок - φ_вос;_.

- расположить растворы солей в порядке увеличения ЭДС и активности их взаимодействия с цинком;

- используя ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, сформулировать, какие металлы могут быть «вытеснены» из растворов их солей цинком;

- по измеренной величине рН, ответить, какая среда в каждом из растворов солей;

- ответить, какой газ выделяется;

- составить уравнения побочных реакций:

Me²⁺ + H₂O MeOH⁺ + H⁺ (уравнение гидролиза)

Zn + H⁺  …

Опыт 3. Взаимодействие металлов - Ca и Mg - с водой

В две пробирки налить по 2-3 мл дистиллированной воды и добавить 2 капли раствора фенолфталеина. В одну пробирку поместить немного металлического магния, в другую-кальция. Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 3-5 минут. Пробирку с магнием нагреть на спиртовке до кипения.

- Отметить, как протекает реакция с Mg при комнатной температуре; с Mg при нагревании;

- сравнить активность металлов Ca и Mg ;

- составить уравнения реакций:

Ca + H₂O 

Mg + H₂O ;

- указать восстановители и окислитель; какой газ выделяется;

- рассчитать потенциал «водородного электрода»

при рН=7;

- рассчитать ЭДС реакций: ЭДС = φ_ок. – φ_вос.;

- ответить, почему при комнатной температуре магний практически не взаимодействует с водой;

- что «пассивирует» Mg и почему при нагревании реакция осуществляется;

- отметить, в какой пробирке окраска фенолфталеина более интенсивная;

- используя рис. 2, по окраске фенолфталеина указать, какая среда в растворах полученных продуктов;

• 
  ответить, какие металлы активно взаимодействуют с водой.
  

Опыт 4. Взаимодействие металлов – Al, Sn и Zn с водным раствором

щелочи

Налить в три пробирки по 1-2 мл концентрированного раствора щелочи - гидроксида натрия - и поместить в каждую из пробирок один из металлов (в первую – алюминиевую стружку, во вторую – гранулу цинка, в третью – гранулу олова). Пробирки осторожно нагреть на спиртовке.

- Отметить, как протекает реакция металлических Al, Zn, и Sn с водным раствором щелочи;

- растворы каких веществ называют щелочами, привести примеры;

- сравнить активность металлических Al, Zn и Sn по отношению к водному раствору щелочи;

- ответить, чем покрыт каждый из металлов;

- составить уравнения реакции растворения оксидных пленок металлов в растворе гидроксида натрия, учитывая, что образуются гидроксокомплексы

Al₂O₃ + NaOH + H₂O  …

ZnO + NaOH + H₂O  …

SnO₂ + NaOH + H₂O  …;

- составить уравнения реакций металла с раствором гидроксида натрия, учитывая, что образуются соответствующие гидроксокомплексы с координационным числом, равным четырем:

Al + NaOH + H₂O  …

Zn + NaOH + H₂O  …

Sn + NaOH + H₂O  …;

- указать восстановители и окислитель;

- ответить, какой газ выделяется;

- выписать (табл.3 приложения) значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов электрохимических систем

Me + 4OH^- - ne [Me(OH)₄]^n-4:

…; …;

… .;

- сравнить их значения с соответствующими потенциалами для процессов окисления в кислой среде:

…; …; … ;

- ответить, в какой среде восстановительные свойства металлических Al, Zn и Sn более выражены;

- рассчитать потенциал «водородного электрода» при рН=14;

- рассчитать ЭДС реакций: ЭДС = φ_{ок .} – φ_вос.
Опыт 5. Взаимодействие металлов - Mg и Fe - с концентрированной серной кислотой

а) В пробирку поместить 1-2 стружки магния и прилить 1 мл конц. серной кислоты. Подержать над отверстием пробирки фильтровальную бумагу, смоченную раствором соли свинца (II). Наблюдать за изменениями в пробирке в течение 2-3 минут, пробирку осторожно нагреть на спиртовке;

- отметить, какие изменения происходят в пробирке; на фильтровальной бумаге;

- ответить, какой элемент является окислителем в концентрированной серной кислоте;

- до каких продуктов может восстанавливаться концентрированная серная кислота;

- ответить, что образуется при окислении металлического магния;

- составить уравнение первой реакции, учитывая, что первоначально выделяющийся газ – SO₂:

Mg + H₂SO_4(конц.)  SO₂ + … + …;

- составить уравнение второй реакции, учитывая, что образующийся белый осадок - S:

Mg + H₂SO_4(конц.)  S + … + …;

- составить уравнение третьей реакции, учитывая, что выделяющийся газ с характерным запахом – H₂S:

Mg + H₂SO_4(конц.)  H₂S + … + …;

- составить уравнение реакции, протекающей на фильтровальной бумаге и доказывающей образование сероводорода:

H₂S + Pb(NO₃)₂  …;

- ответить, реакция магния с концентрированной серной кислотой является селективной или нет.

б) В пробирку поместить 1-2 стружки железа и прилить 1 мл концентрированной серной кислоты. Наблюдать за изменениями в пробирке в течение 2-3 минут; пробирку нагреть на спиртовке. После охлаждения 2-3 капли полученного раствора внести в пробирку с 1 мл дистиллированной воды и добавить 2 капли тиоцианата калия (KSCN)

• 
  отметить, какие изменения происходят в пробирке при комнатной температуре; при нагревании;
  
• 
  ответить, в каких условиях железо «пассивируется» концентрированной серной кислотой;
  
• 
  отметить, какие изменения происходят в пробирке с тиоцианатом калия (KSCN);
  
• 
  составить уравнение реакции, объясняющей появление кроваво-красного окрашивания в результате образования гексатиоцианатоферрата (III) калия
  

Fe₂(SO₄)₃ + KSCN 

• 
  составить уравнение реакции железа с концентрированной серной кислотой
  

при нагревании, учитывая, что образуется сульфат железа (III), вода и оксид серы (IV):

t⁰

Fe + H₂SO_4(конц.)