Практическая работа №2 По теме: «Общие свойства металлов и их соединений».
методическая разработка по химии по теме

Практическая  работа №2

По теме: «Общие свойства металлов и их соединений».

Цель работы: изучение химических свойств металлов и их соединений.

Задачи работы:

1. Закрепить знания о химических свойствах металлов: взаимодействие металлов с растворами кислот и солей.
2. Экспериментальным путем убедиться в различной химической активности металлов, доказать, что более активные металлы восстанавливают менее химически активные из водных растворов их солей.
3. Изучить общие свойства амфотерных гидроксидов.
4. Изучить общие свойства нерастворимых оснований.
5. Отработать навыки экспериментальной работы согласно правилам техники безопасности.

Краткие теоретические сведения.

Металлы в периодической системе находятся в I, II, III группах, в побочных подгруппах всех групп. Кроме того, металлами являются наиболее тяжелые элементы IV, V, VI и VII групп.

Особенностью строения атомов металлов является небольшое число электронов во внешнем электронном уровне, как правило, не превышающее трёх. Атомы металлов легко отдают электроны и являются хорошими восстановителями.

Металлы по их активности расположены в ряд, называемый электрохимическим рядом напряжений металлов.

                  Li Rb K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода, могут вытеснять его из растворов кислот, а всякий металл, стоящий ближе к началу ряда, может вытеснять (восстанавливать) последующие из растворов их солей.

1.Металлы, расположенные в начале ряда - от лития до магния –восстанавливают водород из воды с образованием щелочи:

2Na + 2HOH  2NaOH + H2↑.

2. Металлы менее активные (от марганца до железа), восстанавливая из воды водород, образуют оксиды:    

3Fe + 4H2O   Fe3O4 + 4H2↑.

3.Металлы реагируют с кислотами. Взаимодействие металлов зависит от их активности (см. электрохимическим рядом напряжений металлов) и от концентрации кислоты:

а) кислоты HCl, H3PO4, H2SO4(разб.) реагируют со всеми металлами (кроме Pb), которые стоят в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется водород;

Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2↑.

 б) концентрированная H2SO4 при нагревании реагирует со всеми металлами (кроме Pt и Au), при этом водород не выделяется; с тяжелыми (плотность > 5 г/ см3) металлами образует газ SO2 (оксид серы (IV)); с более активными легкими (плотность < 5 г/ см3) металлами выделяется H2S (сероводород):

 Cu +2H2SO4 (конц)  CuSO4 + 2H2O + SO2↑.

 в) концентрированная НNO3 c щелочными и щелочноземельными металлами образует газ N2O – оксид азота (IV), с другими тяжелыми металлами – оксид азота (IV) NO2:

 Ca + 10HNO3(конц.) → Ca(NO3)2 + N2O + 5 H2O

 Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + NO2 + 2 H2O

         г) разбавленная НNO3 взаимодействует c щелочными и щелоч-ноземельными металлами, а также с Zn, Fe, Sn, при этом выделяется газ NH3 (аммиак) или образуется соль аммония (NH3 + НNO3 =NH4NO3), при реакции с остальными металлами (плотность > 5 г/ см3) образуется оксид азота (II) NO:

Ca + 10HNO3(разб.) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O

Cu + 4HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

д) кислоты H2CO3,H2SO3, CH3COOH – слабые, взаимодействуют с активными металлами:

 2CH3COOH + 2Na → 2CH3COONa + H2

4. Каждый последующий металл может быть восстановлен из раствора соли предыдущим металлом:    Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu.

Переходные металлы расположены в Периодической системе  с 4 по 7 период. Переходные металлы, символы которых расположены в самой таблице, называют d-элементами, а те элементы, символы которых расположены в нижней части Периодической системы, называют лантаноидами и актиноидами или f-элементами.

Амфотерные оксиды - оксиды переходных металлов.

Свойства.

1. Амфотерные оксиды не растворяются в воде.

2. Амфотерные оксиды, реагируя с основными и с кислотными оксидами, дают соли:

Al2O3 + K2O  2KAlO2,

Al2O3 + 3SO3  Al2(SO4)3.

3. Амфотерные оксиды, реагируя с основными или кислотными гидроксидами, дают соли:

ZnO + 2KOH  K2ZnO2 + H2O,

ZnO + H2SO4  ZnSO4 + H2O

4. Соответствующие амфотерным оксидам гидроксиды обладают амфотерными свойствами:

Zn(OH)2  Zn2+ + 2OH- - как основание   

H2ZnO2  2H+ + ZnO22- - как кислота

Амфотерные гидроксиды - это такие гидроксиды, где растворенная в воде часть, диссоциирует на катионы водорода, металла и анионы гидроксида и кислотного остатка.

Zn(OH)2 ⇆ Zn2+ + 2OH-,        H2ZnO2 ⇆ 2H+ + ZnO22-

Получение:

1.Взаимодействием переходных металлов (после удаления оксидной пленки) с водой:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2↑

2.Взаимодействие солей со щелочами:

ZnCl2 + 2KOH  Zn(OH)2 + 2KCl

3. Взаимодействием солей с кислотами:

Na[Al(OH)4] + HCl  Al(OH)3+ NaCl + H2O

Свойства:

1. Диссоциирует на ионы растворенная в воде часть амфотерного гидроксида: Zn(OH)2 ⇆  Zn(OH)+ + OH- ⇆ Zn2+ + 2OH-

 H2ZnO2 ⇆ HZnO2- + H+  ⇆ZnO22- + 2H+

2. Взаимодействие с кислотными оксидами, кислотами и кислыми солями:

2Cr(OH)3 + 3SO3  Cr2(SO4)3 + 3H2O

Al(OH)3 + 3HBr  AlBr3 + 3H2O

Zn(OH)2+ 2NaHSO4  ZnSO4 + Na2SO4 + 2H2O

3. Взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и основными солями:

 Zn(OH)2 + Li2O  Li2ZnO2 + H2O

Zn(OH)2 + Ba(OH)2  BaZnO2 + 2H2O

4. Подвергаются разложению при нагревании:

2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O

Приборы и реактивы: 

- штатив с пробирками, пипетка, держатель для пробирок, спиртовки, спички, стеклянная палочка.

- растворы: серной кислоты, гидроксида натрия; растворы солей: сульфат меди (II),хлорид цинка, сульфат алюминия, сульфат натрия; кусочки: цинка, меди.

Порядок выполнения работы.

Опыт № 1. Взаимодействие металлов с растворами кислот.

Ход работы: В три пробирки положить: в первую кусочек магния, во вторую – гранулу цинка, в третью – медь (кусочек проволоки). Прилить во все пробирки 1 мл раствора серной кислоты.

 Записать наблюдения в таблицу «Оформление отчета». Сравнить скорость происходящих реакций. Почему в одной из пробирок реакция не идёт? Дать объяснение. Записать уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

Опыт № 2. Взаимодействие металлов с солями.

Ход работы: В одну пробирку положить одну гранулу цинка и прилить раствор медного купороса, во вторую – кусочек медной проволоки и прилить раствор сульфата натрия.

 Записать наблюдения в таблицу  «Оформление отчета». Составить схему электронного баланса в окислительно–восстановительных реакциях.

Опыт № 3. Получение гидроксида цинка и испытание его амфотерных свойств.

Ход работы: В две пробирки налить по 5-6 капель раствора соли цинка и очень аккуратно  по каплям добавить в них раствор щелочи до появления осадка.

        Затем в одну пробирку добавить 2-3 капли раствора серной кислоты.

        В   другую   пробирку   добавить   избыточное   количество   щелочи   (до растворения осадка).

Записать наблюдения в таблицу «Оформление отчета». Составить уравнения реакций в  молекулярном и ионном виде.

Опыт № 4. Получение гидроксида меди и изучение его свойств

Ход работы: Из имеющихся реактивов получить гидроксид меди (II). Указать цвет осадка.  Нагреть полученное вещество.

Записать наблюдения в таблицу  «Оформление отчета». Что произойдет с осадком при нагревании? 

Составьте уравнения реакций в молекулярно и ионном виде.

Оформление отчета

Выводы по работе (ответить на вопросы).

 Какими химическими свойствами обладают металлы. Указать, металлы, которые могут вытеснять водород из растворов кислот и металлы которые могут вытеснять другие металлы из растворов их солей.

Список литературы:

Ерохин Ю.М. Химия: учеб. для студ. учреждений сред. проф. образования / Ю.М. Ерохин.- М.: Академия,2011. с. 170-360. - ISBN 978-5-7695 -8350-6