11 Лабораторная работа № 11. Общие свойства металлов и их соединений

Цель: Провести реакции, подтверждающие химические свойства металлов и их важнейших соединений, составить уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде.

Теоретическая часть

Большинство элементов периодической системы Д. И. Менделеева – металлы. Общей особенностью атомов металлов является содержание на их внешнем электронном уровне небольшого числа электронов (1, 2,3) и бóльшие размеры атомов металлов по сравнению с неметаллами. Внешние электроны в атомах металлов находятся на значительном удалении от ядра и связаны с ним сравнительно слабо, вследствие чего атомы металлов характеризуются малым значением энергии ионизации (потенциала ионизации). Металлы сравнительно легко отдают валентные электроны, образуя положительно заряженные ионы. Таким образом, металлы в своих соединениях проявляют только положительную степень окисления. Многие металлы (главным образом р- и d-элементы), например хром, марганец, проявляют переменную положительную степень окисления. В связи с этим металлы в свободном состоянии являются восстановителями. Для реакций в водных растворах восстановительная активность металлов определяется положением металла в ряду напряжений металлов и концентрацией его ионов в растворе.

1) Свойство типичных металлов – способность реагировать с водой и кислотами. При этом электроны металлов переходят к ионам водорода, образующимся при диссоциации кислоты или воды. В результате образуется молекулярный водород. При действии на металл разбавленных соляной и серной кислот продуктом восстановления является молекулярный водород. При действии концентрированной серной кислоты выделяются продукты восстановления серы: сероводород, сера или двуокись серы. Азотная кислота любой концентрации является сильным окислителем за счет присутствия в ней азота в высшей степени окисления (5+). Продукты восстановления зависят от концентрации кислоты и активности металла (двуокись азота, окись азота и даже аммиак, который в избытке кислоты образует соль – аммоний азотнокислый).

Внутри периода слева направо связь валентных электронов с ядром усиливается вследствие увеличения заряда ядра, поэтому металлические свойства постепенно ослабевают. При переходе к новому периоду они резко усиливаются, т.к. электроны нового уровня расположены гораздо дальше от ядра, а заряд ядра при этом увеличивается слишком мало. В силу этого возникает неодинаковость притяжения электронов к ионам, что делает возможным переход электронов от одного металла к другому при прямом контакте различных металлов.

2) На некоторые металлы (цинк, алюминий, олово, свинец, хром) действуют растворы щелочей, в результате чего получаются соли очень слабых кислот (цинковой, алюминиевой и др.) с выделением свободного водорода – это результат взаимодействия атомов металла с ионами водорода воды, а не водорода, входящего в состав щелочи, например:

Zn + 2H₂O = Zn(OH)₂ + H₂↑

В отсутствии щелочи образующийся гидроксид цинка, как трудно растворимое соединение, покрывает поверхность металла и процесс прекращается. По этой причине вышеуказанные металлы не растворяются в воде. Роль щелочи заключается в растворении гидроксида металла:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ [Zn(OН)₄ ]+ 2H₂O

Суммарное уравнение реакций:

Zn + 2NaOH+ 2Н₂О = Na₂ [Zn(OН)₄ ] + H₂↑

3) Оксиды большинства металлов с постоянной степенью окисления имеют основной характер (оксиды калия, кальция, магния и т.п.) Некоторые металлы с постоянной степенью окисления (цинк, алюминий, бериллий) образуют амфотерные оксиды, которые ведут себя по отношению к кислотам как основные оксиды, а по отношению к щелочам – как кислотные:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH = 2Na[Al(OН)₄ ] + H₂O

Металлы, обладающие переменной степенью окисления, образуют несколько оксидов, характер которых зависит от степени окисления: низшие оксиды имеют основной характер; средние – амфотерный, а высшие в большинстве случаев проявляют кислотные свойства.

Например: CrO - основной, Cr₂O₃ – амфотерный, CrO₃ - кислотный.

Гидроксиды могут быть основными, кислотными, амфотерными. Кислотным оксидам металлов соответствуют гидроксиды кислотного характера: CrO₃ : Н₂СrO₄ - хромовая кислота; H₂Cr₂O₇ - двухромовая кислота; Мn₂O₇ HMnO₄ - марганцевая кислота

Существуют гидроксиды, которые диссоциируют с образованием и ионов водорода и ионов гидроксила. Такие гидроксиды называются амфотерными. На практике характеры оксидов и гидроксидов устанавливаются по их отношению к кислотам и щелочам. Кислотные гидроксиды растворяются в щелочах, основные гидроксиды растворяются в кислотах. Амфотерные гидроксиды растворяются и в кислотах и в щелочах.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Действие разбавленной фосфорной кислоты на металлы

В 4 пробирки налейте 2-3 мл раствора фосфорной кислоты. В одну пробирку опустите кусочек цинка, в другую – железо, в третью – алюминий, в четвертую – медь. Если реакция не идет, нагреть на водяной бане. Какие металлы будут реагировать с кислотой? Составьте уравнения реакций, отметьте окислитель и восстановитель. Напишите уравнения реакций взаимодействия концентрированной серной кислоты с железом, учитывая, что железо приобретает высшую степень окисления (3+), а сера восстанавливается минимально (4+). Составьте электронные уравнения. Напишите уравнения реакций азотной кислоты (концентрированной и разбавленной) с медью. Составьте электронные уравнения.

Опыт 2. Действие щелочи на металлы.

В две пробирки налейте по 2 мл 30% раствора щелочи (раствор в вытяжном шкафу!). В одну пробирку бросьте кусочек цинка, в другую – алюминия. Если реакция не идет, слегка подогрейте. Когда начнется энергичное выделение газа, поднесите к отверстиям пробирок зажженную спичку или лучину, что наблюдается? Составьте уравнения реакций, имея в виду, что образуются гидроксокомплексы алюминия и цинка.

Опыт 3. Получение гидроксидов.

В 4 пробирки налейте порознь по 2-3 мл растворов солей цинка, меди, алюминия и марганца. В каждую пробирку добавьте по каплям раствор щелочи до образования осадков. Осадки сохраните для следующего опыта. Напишите ионные и молекулярные уравнения происходящих реакций.

Опыт 4. Установление характера гидроксида.

Каждый из осадков, полученный в опыте 3, разделить на 2 части и на одну часть подействовать азотной кислотой, а на другую – раствором щелочи. Растворение гидроксидов в кислотах и щелочах выразить молекулярными и ионными уравнениями. Сделайте вывод о характере гидроксидов и запишите в таблицу 6:

Таблица 6 - Результаты опыта 4

№ п/п	Формулы взятых солей	Формулы получен- ных гид-роксидов.	Раствори-мость гидроксидов в кислотах	Растворимость гидроксидов в щелочах	Заключение о характере гидроксида

Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.