ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Цель: Отработать умения осуществлять химические реакции характерные для металлов, описывать наблюдения, составлять уравнения химических реакций.

Оборудование:пробирки, штатив для пробирок; сухое горючее, держатель, растворы: гидроксида калия (натрия), хлороводородной и серной кислот, калий металлический, железная скрепка, порошок оксида меди (II), цинковая пластинка.

 

При проведении опытов помнить:

Осторожно наливать растворы над подносом,

осторожно проводить нагревание пробирки, используя держатель и сухое горючее;

после окончания нагревания, закрыть горючее;

использовать указанные реактивы;

По окончании эксперимента, убрать рабочее место, вымыть руки.

Перечень опытов:

1Взаимодействие металлов с водой.

2.Взаимодействие металлов с растворами солей.

3.Взаимодействие металлов с растворами кислот.

4.Взаимодействие оксидов металлов с растворами кислот.

Пояснение к работе

Задание: осуществите эксперимент, результаты работы оформите в виде таблицы:

№ опыта

Используемый реактив

Наблюдаемый признак реакции

Уравнение реакции. Вывод.

Опыт №1. Демонстрация.

В стакан с водой опустили небольшой кусочек калия.

Что наблюдали? Составьте уравнение химической реакции, покажите ее сущность.

Опыт №2.

В пробирку опустили железную скрепку, добавили раствор сульфата меди так, чтобы скрепка частично погрузилась в раствор. Дать постоять раствору со скрепкой 2-4 минуты. Опишите наблюдения. Составьте уравнение данной реакции, покажите сущность процесса.

Опыт №3.

В пробирку опустили цинковую пластинку, добавили раствор соляной кислоты так, чтобы пластинка, погрузилась в раствор.

Опишите наблюдения. Составьте уравнение данной реакции, покажите сущность процесса.

Опыт №4.

В пробирку поместить немного (со спичечную головку) порошка оксида меди (II), добавили раствор серной кислоты (1 мл). Слегка нагретьраствор.

Опишите наблюдения. Составьте уравнение данной реакции, покажите сущность процесса.

 

ЗАНЯТИЕ 14

МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

ХАРАКТЕРИСТИКА ЖЕЛЕЗА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ

РАСЧЁТ МАССОВОЙ ДОЛИ КОМПОНЕНТОВ СМЕСИ

ВЕЩЕСТВ

Металлы побочных подгрупп относятся к семейству d-элементов. Общие особенности металлов побочных подгрупп:

• 1-2 внешних электронов, 1-8 валентных электронов; валентные электроны располагаются на внешнем и предвнешнем энергетических уровнях;
• атомы в соединениях могут проявлять различные степени окисления (только положительные);
• для каждой степени окисления можно составить ряд соединений (оксид, гидроксид, соли), следовательно, число соединений

d-элементов достаточно велико;

• соединения металлов побочных подгрупп имеют разнообразную яркую окраску;
• d-элементы являются комплексообразователями, они образуют комплексные соединения;
• металлы побочных подгрупп активно участвуют в реакциях окисления и восстановления. Глубина окислительно-восстановительных процессов во многом зависит от реакции среды раствора. Например,Mn⁺⁷ восстанавливается до Mn⁺² в кислой среде, до Mn⁺⁴ (MnO₂↓) в нейтральной среде и до Mn⁺⁶ (MnO₄^2-) в щелочной среде.

 

Рассмотрим названные особенности на примере железа и меди.

Железо.Электронная формула атома 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²

Fe … 3 d 4 s 4р –– –– ––

Атом железа может иметь в соединениях степени окисления 0, +2, +3, +4, +6, +8. Соответственно,

- соединения Fe(II) – восстановители, проявляют основный характер;

- соединения Fe(III) – окислители или восстановители, имеют слабо выраженный амфотерный характер;

- соединения Fe(IV) – окислители или восстановители, имеют слабый кислотный характер;

- соединения Fe (VI) и (VIII) – окислители, образуют анионы кислотных остатков в составе солей (соответствующие кислоты в чистом виде не выделены).

Соединения Fe⁺² не устойчивы, они самопроизвольно или пол действием окислителей переходят в более устойчивую форму Fe⁺³

_{+2 +3}

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃

_{+2 +3}

10FeSO₄+ 2KMnO₄+ 8H₂SO₄ = 5Fe₂(SO₄)₃+ 2MnSO₄+K₂SO₄+ 8H₂O

Соли железа (II) образуют бесцветные растворы, но быстро желтеют на воздухе, так как окисляются кислородом воздуха до степени окисления +3.Fe(OH)₂ - белый осадок, в земной атмосфере получают зеленым, Fe(OH)₃ – бурый осадок. Комплексные соединения железа – синие, красные.

Дальнейшее повышение степени окисления железа происходит под действием окислителей

_{+3 +6}

Fe₂O₃ + 4KOH + 3KNO₃ = 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

^{феррат калия}

Медь. Электронная формула атома 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹ (с учетом проскока электрона). В соединениях медь проявляет степень окисления +1 и +2. Соединения меди (I) имеют основный характер, а меди (II) – слабо выраженный амфотерный. Соединения меди имеют разнообразную яркую окраску: Сu₂O –красный, CuO – черный, CuOH – белый, Cu(OH)₂ – ярко голубой, CuCl – белый, CuCl₂ – сине-зеленый.