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-молекулярной формах.

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

Лабораторная работа № 11

Коррозия металлов и борьба с ней

Цель работы: изучить анодные и катодные процессы при коррозии металлов и некоторые способы защиты от коррозии.

Теоретическая часть

Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов вследствие физико-химического воздействия окружающей среды, металл переходит при этом в окисленное (ионное) состояние.

Коррозионные процессы по характеру протекания разделяются на химические и электрохимические.

Химическая коррозия – это разрушение металлов при непосредственном воздействии на них газов окружающей среды (хлора, сероводорода, диоксида углерода и др.) при высоких температурах, поэтому ее называют также газовой коррозией.

Электрохимическая коррозия – это разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока.

В среде электролита система из основного металла и металла примеси образует большое число микрогальванических элементов, состоящих из анодных и катодных участков. Анодный процесс – это переход металла в раствор в виде ионов с оставлением эквивалентного количества электронов в металле, осуществляется по схеме:

Mе⁰ → Меⁿ⁺+nē.

Катодный процесс заключается в связывании избыточных электронов, появившихся в металле, молекулами, атомами или ионами окислителей, присутствующих в окружающей среде.

Основными окислительными агентами являются:

1) кислород, растворенный в воде (атмосферная коррозия):

О₂+2Н₂О + 4ē → 4ОН^-;

2) кислород, растворенный в кислоте:

О₂ + 4Н⁺ + 4ē → 2Н,О;

3) ионы водорода (кислая среда):

2H⁺+2ē → H₂.

Энергичным ускорителем является ион хлора, который разрушает защитные пленки на металлах.