Лабораторная работа 7. Общие свойства металлов
Цель работы:Ознакомиться на практике с общими свойствами металлов
Пояснения к работе
Общие химические свойства металлов:
Сильные восстановители: Me0 – nē Men+
I. Реакции с неметаллами
1) С кислородом:
2Mg0 + O2 2Mg+2 O
2) С серой:
Hg0 + S Hg+2 S
3) С галогенами:
Ni + Cl2 –t Ni+2Cl2
4) С азотом:
3Ca0 + N2 –t Ca3+2N2
5) С фосфором:
3Ca0 + 2P –t Ca3P2
6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):
2Li0 + H2 2Li+1H
Ca0 + H2 Ca+2H2
II. Реакции с кислотами
1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:
Mg0 + 2HCl Mg+2Cl2 + H20
Mg0 + 2H+ Mg2++ H20
2Al0+ 6HCl 2AlCl3 + 3H20
2Al0 + 6H+ 2Al3+ + 3H20
6Na0 + 2H3PO4 2Na3+1PO4 + 3H2
6Na0 + 6H+ 6Na+ + 3H20
Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".
III. Взаимодействие с водой
1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:
2Na0 + 2H2O 2Na+1OH + H20
2Na0 + 2H2O 2Na1+ + 2OH1- + H20
Ca0 + 2H2O Ca+2(OH)2 + H20
Ca0 + 2H2O Ca2+ + 2OH1- + H20
2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:
Zn0 + H2O –t Zn+2O + H02
3) Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.
4) Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:
Cu0 + Hg+2Cl2 Hg0 + Cu+2Cl2
Cu0 + Hg2+ Cu2+ + Hg0
Fe0 + Cu+2SO4 Cu0 + Fe+2SO4
Fe0 + Cu2+ Cu0 + Fe2+
Работа в лаборатории
Оборудование и реактивы:
штатив с пробирками
кусочек цинка
железные стружки
алюминиевые стружки
растворы:
серной кислоты,
соляной кислоты,
сульфата алюминия,
сульфата меди,
гидроксида натрия.
Опыт № 1 Взаимодействие металлов с растворами солей.
Поместите в две пробирки по 1 мл раствора сульфата меди. В одну пробирку опустите кусочек цинка, а в другую железные стружки.
Какие изменения происходят на поверхности металлов?
Напишите уравнения реакций. Составьте электронный баланс. Пользуясь рядом электрохимических напряжений металлов, объясните эти реакции.
Опыт № 2 Взаимодействие металлов с растворами кислот.
В две пробирки поместите по 1 мл растворов кислот: соляной, серной. Опустите в каждую по 1-2 стружки алюминия. В две другие также налейте по 1 мл соляной и серной кислоты, и опустите в каждую по 1-2 стружки железа. В пробирках, где наблюдается энергичное выделение газа, попробуйте поджечь его горящей лучиной.
Напишите уравнения реакций, составьте электронный баланс
Опыт № 3 Отношение металлов к действию щелочей.
Поместите в две пробирки по 1 мл 30 %-ного раствора NaOH и опустите в первый раствор 1-2 алюминиевые стружки, во второй 1-2 стружки железа. Есть ли различие в происходящих процессах? Когда начнется энергичное выделение газа, подожгите его горящей лучиной. Запишите наблюдения и уравнение происходящей реакции.
Составьте отчет следующего содержания:
Цель работы:_____________________________________________
| № опыта | Порядок выполнения | Наблюдения | Уравнение реакции | Выводы |
Лабораторная работа
. Общие свойства металлов
Отчет
Студент___________________________________________________________
Группа_______
Цель работы:
_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
| № опыта | Порядок выполнения | Наблюдения | Уравнение реакции | Выводы |
Урок 38.
Лабораторная работа 8. Свойства железа и его соединений
Цель работы: познакомить с некоторыми химическими свойствами соединений железа в различных степенях окисления.
Пояснения к работе
Железо и его соединения
Химические свойства
1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O2 + 6H2 O ® 4Fe(OH)3
Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):
3Fe + 2O2 ® Fe3O4
2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O –t°® Fe3O4 + 4H2
3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe + 3Br2 –t°® 2FeBr3
Fe + S –t°® FeS
4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:
Fe + 2HCl ® FeCl2 + H2
Fe + H2SO4(разб.) ® FeSO4 + H2
В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании
2Fe + 6H2SO4(конц.) –t°® Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3(конц.) –t°® Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu¯
Соединения двухвалентного железа
Гидроксид железа (II)
Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:
FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fе(OH)2¯
Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:
Fe(OH)2 + H2SO4 ® FeSO4 + 2H2O
Fe(OH)2 + 2H+ ® Fe2+ + 2H2O
При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:
Fe(OH)2 –t°® FeO + H2O
В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ® 4Fe(OH)3
Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 ® 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 ® 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O
Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):
FeCl2 + 6NH3 ® [Fe(NH3)6]Cl2
Fe(CN)2 + 4KCN ® K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)
Качественная реакция на Fe2+
При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 3K2SO4
3Fe2+ + 3SO42- +6K+ + 2[Fe(CN)6]3- ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 6K+ + 3SO42-
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- ® Fe3[Fe(CN)6]2¯