Химические свойства металлов

Цель работы: практически ознакомиться с характерными химическими свойствами металлов различной активности и их соединений; изучить особенности металлов с амфотерными свойствами. окислительно-восстановительные реакции уравнять методом электронно-ионного баланса.

Теоретическая часть

Физические свойства металлов. В обычных условиях все металлы, кроме ртути, - твердые вещества, резко отличающиеся по степени твердости. Металлы, являясь проводниками первого рода, обладают высокой электропроводностью и теплопроводностью. Эти свойства связаны со строением кристаллической решетки, в узлах которой находятся ионы металлов, между которыми перемещаются свободные электроны. Перенос электричества и тепла происходит за счет движения этих электронов.

Химические свойства металлов. Все металлы являются восстановителями, т.е. при химических реакциях они теряют электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Вследствие этого большинство металлов реагирует с типичными окислителями, например, кислородом, образуя оксиды, которые в большинстве случаев покрывают плотным слоем поверхность металлов.

Mg° +O₂°=2Mg⁺²O-²

Mg-2=Mg⁺²

О₂+4=2О^-2

Восстановительная активность металлов в растворах зависит от положения металла в ряду напряжений или от величины электродного потенциала металла ( табл. ) Чем меньшей величиной электродного потенциала обладает данный металл, тем более активным восстановителем он является. Все металлы можно разделить на 3 группы:

1. Активные металлы – от начала ряда напряжений (т.е. от Li) до Mg;

2. Металлы средней активности от Mg до H;

3. Малоактивные металлы – от Н до конца ряда напряжений ( до Au).

Взаимодействие металлов с водой

С водой взаимодействуют металлы 1 группы (сюда относятся преимущественно щелочные и щелочноземельные металлы); продуктами реакции являются гидроксиды соответствующих металлов и водород, например:

2К°+2Н₂О=2КОН+Н₂О

К°-=К⁺ | 2

2Н⁺+2=Н₂⁰ | 1

Взаимодействие металлов с кислотами

Все бескислородные кислоты (соляная HCl, бромистоводородная HBr и т.п.), а также некоторые кислородсодержащие кислоты (разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная H₃PO₄, уксусная СН₃СООН и т.п.) реагируют с металлами 1 и 2 групп, стоящими в ряду напряжений до водорода. При этом образуется соответствующая соль и выделяется водород:

Zn+H₂SO₄ =ZnSO₄ +H₂

Zn⁰ -2=Zn²⁺ | 1

2Н⁺+2=Н₂° | 1

Концентрированная серная кислота окисляет металлы 1, 2 и частично 3-ей группы (до Ag включительно) восстанавливаясь при этом до SO₂ - бесцветного газа с резковатым запахом, свободной серы, выпадающей в виде белого осадка или сероводорода H₂S - газа с запахом тухлых яиц. Чем более активным является металл, тем сильнее восстанавливается сера, например:

| 1

| 1

| 8

| 1

Азотная кислота любой концентрации окисляет практически все металлы, при этом образуются нитрат соответствующего металла, вода и продукт восстановления N⁺⁵ (NO₂ - бурый газ с резким запахом, NO - бесцветный газ с резким запахом, N₂O - газ с наркотическим запахом, N₂ -газ без запаха, NH₄NO₃ - бесцветный раствор). Чем более активным является металл и чем более разбавленной является кислота, тем сильнее восстанавливается азот в азотной кислоте.

Взаимодействие металлов со щелочами

Со щелочами взаимодействуют амфотерные металлы, относящиеся в основном ко 2 группе ( Zn, Be, Al, Sn, Pb и др.). Реакция протекает сплавлением металлов со щелочью:

Pb+2NaOH=Na₂PbO₂ +Н₂

Pb⁰ -2=Pb²⁺ | 1

2Н⁺+2=Н₂° | 1

или при взаимодействии с крепким раствором щелочи:

Be + 2NaOH + 2H₂О = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

Ве°-2=Ве⁺² | 1

| 1

Амфотерные металлы образуют амфотерные оксиды и, соответственно, амфотерные гидроксиды (взаимодействующие с кислотами и щелочами с образованием соли и воды), например:

или в ионной форме:

или в ионной форме:

Практическая часть

Опыт№ 1. Взаимодействие металлов с водой.

Возьмите небольшой кусочек щелочного или щелочноземельного металла (натрий, калий, литий, кальций), который хранится в банке с керосином, тщательно осушите его фильтровальной бумагой, внесите в фарфоровую чашку, заполненную водой. По окончании опыта добавьте несколько капель фенолфталеина и определите среду образовавшегося раствора.

При взаимодействии магния с водой реакционную пробирку подогрейте некоторое время на спиртовке.

Опыт№2. Взаимодействие металлов с разбавленными кислотами.

В три пробирки налейте по 20 - 25 капель 2Н раствора соляной, серной и азотной кислот. В каждую пробирку опустите металлы в виде проволоки, кусочков или стружки. Наблюдайте происходящие явления. Пробирки, в которых ничего не происходит, подогрейте на спиртовке до начала реакции. Пробирку с азотной кислотой осторожно понюхайте для определения выделяющегося газа.

Опыт №3. Взаимодействие металлов с концентрированными кислотами.

В две пробирки налейте по 20 - 25 капель концентрированной азотной и серной (осторожно!) кислот, опустите в них металл, наблюдайте происходящее. В случае необходимости пробирки можно подогреть на спиртовке до начала реакции. Для определения выделяющихся газов пробирки осторожно понюхайте.

Опыт№4. Взаимодействие металлов со щелочами.

В пробирку налейте 20 - 30 капель концентрированного раствора щелочи (КОН или NaOH), внесите металл. Пробирку слегка подогрейте. Наблюдайте происходящее.

Опыт№5. Получение и свойства гидроксидов металлов.

В пробирку налейте 15-20 капель соли соответствующего металла, добавьте щелочь до выпадения осадка. Осадок разделите на две части. К одной части прилейте раствор соляной кислоты, а к другой - раствор щелочи. Отметьте наблюдения, напишите уравнения в молекулярной, полной ионной и краткой ионной формах, сделайте вывод о характере полученного гидроксида.

Оформление работы и выводы

К окислительно-восстановительным реакциям напишите уравнения электронно-ионного баланса, ионообменные реакции напишите в молекулярной и ионно-молекулярных формах.

В выводах напишите, к какой группе активности (1, 2 или 3-ей) относится изученный вами металл и какие свойства – основные или амфотерные – проявляет его гидроксид. Выводы обоснуйте.

Лабораторная работа № 11