ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 15

МЕТАЛЛЫ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП.

Цель работы. Изучить свойства металлов главных подгрупп, их активность в отношении воды, кислот и растворов щелочей (с учетом свойств защитных оксидных пленок металлов). Познакомиться с некоторыми наиболее важными соединениями этих металлов. Овладеть навыками экспериментальной работы при изучении свойств металлов и их соединений.

Подготовка к лабораторной работе. Приступить к подготовке по лабораторной работе нужно после проработки соответствующего материала по учебникам (см. литературу в конце описания лабораторной работы), по лекциям. Для конкретизации приобретенных знаний прочтите теоретическое введение к лабораторной работе (см. ниже).

Необходимо заранее предвидеть опасности при выполнении опытов, знать правила техники безопасности.

Ознакомившись с содержанием опытов, следует выполнить все указания по оформлению лабораторного журнала, в том числе и для каждого опыта, а именно: подготовить таблицу:

Экспериментальные данные к выполнению опыта*

сходные реагенты вещества	Получаемые ве­щества	Условия прове­дения опыта	Контроль
(Написать химичес­кие формулы и названия соединений, указать цвет).	(Написать хи­мические фор­мулы веществ, указанных в описании опы­та, назвать их и отметить окраску).	(Нагревание,ох­лаждение, пере­мешивание, по­рядок загрузки реагентов и т.п.).	(Выделение газа, растворение пли образование осадка, измене­ние цвета,ра- зогрев и т.п.).

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ.

Металлические элементы главных подгрупп, образующие щелочные металлы (I А группа периодической системы), бериллий и щелочнозе- мельные металлы (П А группа), относятся к S -элементам; алюминий, галлий, индий, таллий (Ш А группа), олово, свинец (1У А группа),сурьма и висмут (V А группа) являются р-элементами.

Химические свойства S -элементов определяются тенденцией их атомов легко отдавать свои валентные электроны. У металлов р - элементов, за исключением Ш А группы, восстановительная способность выражена сравнительно слабо (см. Приложение).

При обычной температуре щелочные и щелочноземельные металлы окисляются кислородом воздуха. Образующиеся оксиды не предохраняют металлы от дальнейшего окисления. Кроме того оксиды металлов растворяются в воде, превращаясь в щелочь**

• Указать номер опыта; размеры таблицы нужно изменять в зависимос­ти от содержания опыта.

• За исключением гидроксида магния Mg(OH)_2, который относится к слабым основаниям (см. Приложение)

Na₂O + H₂O → 2NaOH

Эти металлы хранят без доступа воздуха, кроме магния, который в компактном состоянии на воздухе устойчив.

Бериллий и все металлы р - элементов в обычных условиях на воздухе покрываются сплошным слоем оксидов по всей поверхности-защитными оксидными пленками, которые предохраняют металлы от дальнейшего окисления. Например, на поверхности алюминия образуется защитная пленка оксида Al₂O₃ толщиною в 1∙10^-10м, сплошная и беспористая, имеющая прекрасную адгезию (сцепление) к металлу.

Под влиянием сильных окислителей (конц. HNO₃, NaNo₃, K₂CrO₄ и др.) некоторые металлы ( Be, Al, Sn ) могут переходить в пассивное состояние.

Явление пассивности связано с возникновением более плотных защитных пленок. Например, толщина, оксидной пленки на запассивированном алюминии возрастает в 2 - 3 раза. Пассивное состояние металлов сохраняется в агрессивных средах.

Пассивный металл может вновь перейти в активное состояние, если защитную пленку разрушить. Например, при механическом действии (царапании) на поверхности металла возникают гальванические пары: царапина (анод) - неповрежденная пассивная поверхность (катод), в результате работы которых развивается коррозия металла. Нагревание способствует этому процессу, т.к. с повышением температуры увеличивается растворимость образующихся гидроксидов в воде. Весьма интенсивно защитные пленки разрушаются при действии различных активаторов коррозии - ионов Cl , Вr, I и др.

В зависимости от свойств оксидов металлов защитные пленки

быть снять: в результате химического взаимодействия их с различными

реагентами. Например, оксид магния имеет основные свойства, поэтому он растворяется в кислотах, а оксид алюминия – амфотерен, следовательно, Al₂O₃

реагирует и с кислотами, и со щелочами, образуя растворимые в воде соли.

Освобожденные от защитных пленок металлы проявляют свою восстановительную активность в водных растворах в соответствии со значениями их электродных потенциалов. Например, алюминий взаимодействует с водой, вытесняя водород E⁰ _Al³⁺/ _Al = -1,67;

E⁰_{2H2O/H2+2OH =} - 0,41 В).

Оксиды и гидроксиды бериллия и металлов Ш А - V А групп имеют амфотерный характер, кроме Tl (I), Bi (III), Bi (V) и Sb (V), а именно: TlOH – щелочь, Bi(OH)₃ –слабое основание, оксиды и гидроксиды Bi (V) и Sb (V) проявляют кислотный характер, но в свободном состоянии не выделены.

Растворимые в воде соли, образованные слабыми основаниями или амфотерными гидроксидами, подвергаются гидролизу. Степень гидролиза(ĥ)

а¹

ĥ = а ∙ 100%, где

а¹ – количество гидролизованной соли, моль/л

а - исходное количество соли, моль/л

Пример.Вычислить степень гидролиза соли в 1М растворе AlCl_3.

AlCl₃ + H₂O↔AlOHCl₂ + HCl

Al³⁺ + H₂O↔AlOH²⁺ + H⁺

Из уравнения реакции видно, что количество ионов H⁺ (моль) равно количеству гидролизованной соли а¹ (моль). Экспериментатьно опреде­ляется реакция среды раствора: рН = 2. После подстановки значения рН в формулу рН = - lg[H⁺], вычисляется концентрация ионов водорода:

[H⁺] = I0^-2 моль/л и степень гидролиза:

10^-2

ĥ = 1 ∙ 100% = 1%

Для элементов с переменной степенью окисления сверху вниз по подгруппе периодической системы возрастает устойчивость соединений с меньшей степенью

окисления. Степень окисления олова и свинца может быть равна двум и четырем

усиление восстано- ↑ Sn (II) Sn (IV) ↓ усиление окисли-

вительных свойств ↑ Pb (II) , Pb (IV) ↓ тельных свойств

Соединения Sn (II) являются хорошими восстановителями, а соединения

Pb (IV) - сильные окислители (см. Приложение).

Экспериментальная часть.

ОПЫТ I. Влияние защитных пленок на химическую активность металла.

Подготовка к выполнению опыта.

Подготовить вещества и реактивы: металлический натрий, хранящийся в керосине, магниевую ленту, алюминиевую стружку,гранулы свинца, дистиллированную воду; растворы солей: сульфата меди и хлорида меди; 30 % раствор гидроксида натрия; раствор 2 н соляной кислоты; концентрированную азотную кислоту (плотность 1,4 г/см³),индикатор реакции среды - раствор фенолфталеина.

Подготовить оборудование: пинцет, наждачную бумагу, стакан (емкостью 200 - 250 мл), наполненный примерно до половины водой из-под крана, кристаллизатор, наполненный водой из-под крана почти до верха, фильтровальную бумагу, пробирки, спиртовую горелку, спички и держатель пробирки (щипцы).

I.I.Взаимодействие металлов с водой.

Выполнение опыта.

Опыт выполняется в вытяжном шкафу. Кусочек металлического натрия взять пинцетом и тщательно удалить керосин с его поверхности, промокнув фильтровальной бумагой, затем опустить его в кристаллизатор с водой (Осторожно! Натрий при взаимодействии с водой может самовозгореться и взорвать образовавшийся гремучий газ-смесь с воздухом, при этом брызги щелочи могут попасть на лицо и одежду). К полученному раствору добавить одну - две капли раствора фенолфталеина. Убедитесь в щелочной реакции получившегося раствора.

Взять кусочек (1-2 см) магниевой ленты и почистить ее поверхность наждачной бумагой от налета оксида. В пробирку внести 6-7 капель дистиллированной воды и опустить в нее зачищенный магний. Отметьте слабую реакцию при комнатной температуре. Нагреть пробирку небольшим пламенем горелки. Что наблюдается? Прибавить к полученному раствору одну каплю фенолфталеина.

Взять пинцетом гранулу свинца и проделать аналогичные действия как с магнием. Происходят ли какие-либо изменения?

Составление отчета.

Сделать вывод о растворимости оксидных (гидроксидных) пленок металлов в воде и подтвердить соответствующими уравнениями *(см,приложение)

х) При составлении отчета во всех опытах для реакций обменного типа приводить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения; для окислительно-восстановительных процессов применять метод электронно -ионного баланса.

Составить уравнения взаимодействия металлов с водой и сделать вывод о химической активности металлов на основании значений стандартных электродных потенциалов металлов (см. Приложение). Объяснить усиление коррозии магния в результате действия микрогальванопар в нейтральной среде.

1.2.Разрушение защитной пленки металла под действием активаторе

корроэии.

В две пробирки поместить по кусочку алюминия и добавить в одну из них 5-8 капель раствора сульфата меди, а в другую - столько же .раствора хлорида меди. Отметить различный результат в обоих случаях.

Составление отчета.

Сделать вывод, какой из анионов является активатором коррозии.

Написать соответствующее уравнение реакции.

1.3. Взаимодействие металлов со щелочами.

Выполнение опыта.

В пробирку поместить кусочек алюминиевой стружки, в другую про­бирку - кусочек магниевой стружки и добавить в обе пробирке по 5-6 капель 30 % раствора гидроксида натрия. Наблюдать выделение газооб­разного водорода в одной из пробирок.

Составление отчета.

Сделать вывод о роли щелочи, характере оксидных пленок магния к алюминия. Для металла, растворяющегося в щелочи, написать уравне­ние растворения оксидной пленки, уравнения взаимодействия металла с водой и растворения гидроксида металла в щелочи, а также суммарное уравнение процесса. При этом иметь в виду, что получается комплекс­ная соль.