Требования к умениям бакалавров Знать

Физически и химические свойства металлов

Зависимость химической активности от степени окисления ионов

Термины

Технику безопасности при работе в химической лаборатории

Уметь

Проводить опыты показывающие основные химические свойства металлов

Решать задачи по соответствующему разделу определять тип химической связи в соединениях;

Определять валентность элементов в ковалентных соединениях и степень окисления;

Объяснять влияние неподеленных электронных пар центрального атома на геометрию молекулы.

Владеть

правилами поведения в химической лаборатории;

техникой лабораторных работ и основными приемами работы в лаборатории;

основными методами анализа.

Интерактивная форма: Групповые творческие задания. Работа с Интернет-источниками. Работа в микрогруппах по проведению химических опытов.

Сравнение восстановительных свойств металлов

В четыре пробирки поместить по 10 капель разбавленной соляной кислоты. В первую пробирку внести кусочек магния, во вторую – железа, в третью – меди, в четвёртую – цинка. В отчёте описать наблюдения; написать уравнения реакций, объяснить, почему в третьей реакция не происходит. В выводе указать, соответствуют ли обнаруженные в опыте свойства изученных металлов их положению в ряду напряжений.

Взаимодействие железа с разбавленной и концентрированной соляной кислотой

В две пробирки внести 10 капель разбавленной соляной кислоты и порошкообразного железа. Пробирки слегка подогреть. В первой пробирке провести качественную реакцию на ионы железа (II):

FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]↓ + 2KCl,

во второй – на ионы железа (III):

FeCl₃ + 3NH₄SCN = Fe(SCN)₃ + 3NH₄Cl

В первой пробирке ионов Fe²⁺ образуется темно-синий осадок турнбулевой сини, а во второй пробирке при наличии ионов Fe³⁺ – кроваво-красный раствор роданида трёхвалентного железа (при малой концентрации ионов Fe³⁺ наблюдается слабое окрашивание раствора).

Опыт повторить заменив разбавленную соляную кислоту на концентрированную.

Описать опыт. Составить уравнения двух возможных реакций железа с соляной кислотой и объяснить, какая из них более вероятна и как влияет увеличение концентрации HCl на её протекание.

Взаимодействие цинка с водой и раствором аммиака

В две пробирки внести цинковой пыли. В первую прилить 20 капель воды, а во вторую – столько же концентрированного водного раствора аммиака. Описать наблюдения. Используя потенциалы полуреакций, оценить возможность протекания реакций:

Zn + 2H₂O = Zn(OH)₂ + H₂↑

Zn + 2H₂O + 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 2H₂↑

Объяснить, какая реакция и почему термодинамически более вероятна; почему в первой пробирке взаимодействие практически не идет.

Взаимодействие меди с соляной кислотой

В присутствии аммиака и сульфида натрия

В две пробирки внести порошка меди. В первую прилить 10 капель концентрированного раствора аммиака, во вторую – столько же капель раствора сульфида натрия. В обе пробирки прилить по 10 капель концентрированной соляной кислоты. Для сравнения в третьей пробирке провести реакцию меди с НСl при отсутствии аммиака и сульфида натрия. Описать наблюдения. По результатам опыта и полуреакции написать уравнение реакции, протекающей в первой пробирке.

Появление черного осадка во второй пробирке свидетельствует о протекании реакций:

Cu + 2HCl + Na₂S = CuS↓ + 2NaCl + H₂↑

2Cu + 2HCl + Na₂S = Cu₂S↓ + 2NaCl + H₂↑

Используя потенциалы полуреакций и значения произведений растворимости CuS (6·10^-36) и Cu₂S (1·10^-48), объяснить, какая из этих двух реакций термодинамически более вероятна. В выводе отразить влияние комплексообразования и образования осадка на восстановительные свойства меди.