Хімія 2 курс

Тема 3. Металічні елементи та їхні сполуки, роль у природі і виробництві

27-28 Загальна характеристика металічних елементів.

29-30 Лабораторна робота № 4 Корозія металів. Методи захисту від неї.

31-32 Лабораторна робота № 5 Експериментальне визначення активності металів від положення в ЕХРН

33-34 Лужні та лужноземельні елементи. Твердість води.

35-36 Ферум як представник металічних елементів побічних підгруп. Метали і сплави.

37-38 Лабораторна робота № 6 Розв’язування експериментальних завдань на властивості металів

39-40 Роль хімії в розвитку цивілізації. Метали. Семінар 3

Тематична атестація

На 16.03 всі творчі роботи по неметалам і фото зошита 2 завдання Контрольна робота 1: задача №2 і хімічні реакції перетворень  №3(рівень 9 балів) 1 варіант –непарні по списку, 2 вариант парні зха списком по журналу

 На 23.03 звіти з лабораторних робіт № 4,5,6

На 30.03 творчі роботи по металам на тему «Метали в житті людини» за списком по журналу:

1-    Натрій

2-    Калій

3-    Літій

4-    Магній

5-    Кальцій

6-    Барій

7-    Цинк

8-    Ферум

9-    Хром

10-         Манган

11-         Кобальт

12-         Нікол

13-         Купрум

14-         Аргентум

15-         Аурум

16-         Меркурій

17-         Вольфрам

18-         Плюмбум

19-         Вісмут

20-         Станум

21-         Цезій

22-         Францій

23-         Кадмій

24-         Полоній

25-         Молибден

26-         Рубідій

27-         Алюміній

28-         Тітан

29-         Ванадій

30-         Берилій

31-         Платина

 Зміст тем на самостійне усне опрацювання

Металічні елементи та їхні сполуки, роль у природі і виробництві

Місце металічних елементів у періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва.  Металічні  s-, p-, d-елементи, уявлення про їхні хімічні властивості.

Поширення металічних елементів у живій і неживій природі, їх різноманітність. Роль металічних елементів (К, Na, Ca, Mg, Fe, Zn, Cu) у функціонуванні клітини.

Загальні фізичні і хімічні властивості металів. Металічний зв'язок. Корозія металів, захист від корозії.

Хімічні властивості лужних та лужноземельних елементів, властивості їх оксидів та гідрооксидів. Обґрунтування властивостей металів на основі ЗЗП.

Твердість води та методи її усунення.

Властивості металічних p- і d-елементів та їхніх сполук.

Алюміній та його сполуки.

Ферум — найважливіший d-елемент, його хімічні властивості. Фізичні властивості заліза. Оксиди Феруму. Пояснення елементів знань на основі ЗЗП.

Сполуки Феруму у природі.  Залізо, його властивості і використання. Залізні руди. Родовища руд кольорових металів, Загальні методи добування металів. Ознайомлення зі зразками сплавів металів.

Метали та їхні сплави у сучасній техніці.

Ідеї В. І. Вернадського про геологічну та хімічну діяльність людини.

Узагальнення знань неорганічних речовин на основі загальних закономірностей природи.

Демонстрації:

1. Моделі кристалічних ґраток металів.

2. Взаємодія кальцій оксиду з водою.

3. Усунення твердості води.

4. Корозія металів та засоби захисту металів від корозії.

5. Взаємодія заліза з розчинами кислот.

Семінар №3. Роль хімії в розвитку цивілізації.

Орієнтовна тематика проектів:

1. Вирощування кристалів.

2. Мистецтво, музика в житті вчених-хіміків.

3. Поширення металічних елементів у природі.

4. Роль хімії у технічному прогресі.

Лекція на тему: «Характеристика металічних елементів»

Програмні вимоги до теми:

Метали в перiодичнiй системi. Метали та їх сполуки в природi. Основнi види руд та методи їх збагачення. Методи добування металiв. Одержання металiв високої чистоти. Фiзичнi властивості металiв.

1. Поняття про метали, як хімічні елементи, прості речовини:

Елементи-метали в періодичній системі

До металів відносять елементи, на зовнішньому енергетичному рівні яких розташовано переважно від 1 до 3 електронів; їх атоми мають низькі потенціали іонізації; прості речовини мають цілий ряд загальний властивостей: фізичних (щільна кристалічна структура, характерний металічний блиск, висока тепло - та електропровідність, здатність куватися, витягуватися в дріт, утворювати сплави) та хімічних (проявляють тільки відновні властивості); гідроксиди цих елементів виявляють основні властивості, тільки окремі з них – амфотерні, а при ступені окиснення елементу ≥4 – кислотні.

У відповідності з особливостями електронної будови і розташуванням в періодичній системі до металів відносять наступні s-, p-, d- і f-елементи:

s-метали:        всі елементи головних підгруп І та ІІ груп (окрім Н та Не): це найсильніші відновники серед металів, відповідно їх гідроксиди є типовими основами;

p-метали:       елементи головних підгруп III–V груп, що розташовані лівіше від діагоналі B – At: їх металічні властивості виражені значно слабше, так що окремі метали, що примикають до цієї діагоналі є типовими напівпровідниками; утворюють амфотерні гідроксиди, а гідроксиди в вищих ступенях окиснення є кислотами;

d-метали:       всі елементи побічних підгруп І–VIІІ груп (1 чи 2 валентних електрони розташовані на зовнішньому енергетичному рівні, інші – на d-підрівні передостаннього): типові метали; в сполуках можуть проявляти різні ступені окиснення (максимально можливий дорівнює № групи); гідроксиди в залежності від ступеня окиснення металу можуть проявляти як основні та амфотерні, так і кислотні властивості; елементи проявляють виняткову здатність до комплексоутворення;

f-метали:        елементи ІІІ групи, у яких добудовується 4f-чи 5f-підрівень.

Групові назви металів (по розташуванню в групах періодичної системи): лужні метали – метали І групи головної підгрупи, лужноземельні метали – Ca, Sr, Ba; перехідні метали – всі d-метали; сімейство Феруму – Fe, Co, Ni; платиноїди – Os, Ir, Pt; лантаноїди (4f-елементи); актиноїди (5f-елементи).

Металічний зв'язок

Загальні властивості металів зумовлені тим фактором, що їх атоми мають на зовнішньому енергетичному рівні незначну кількість електронів (1–3) в порівнянні з кількістю вакантних місць (орбіталей). Це дозволяє електронам у металі вільно переміщуватися, переходячи з однієї орбіталі на іншу; такі рухливі електрони називаються усуспільненими (такими, що ніби належать усім атомам одночасно) або "електронним газом". Тому метал можна розглядати як структуру, що складається з атомів металу, розміщених у вузлах кристалічної решітки, які утримуються за рахунок усуспільнених електронів. Отже, металічний зв'язок зумовлений утворенням електронами усіх атомів речовини єдиної рухливої електронної хмари. Металічний зв'язок є нелокалізованим, тобто таким, що не має певної просторової направленості: у ньому беруть участь усі атоми кристалу металу, утворюється енергетична зона – це сукупність багатьох близьких за енергією енергетичних рівнів.

Це зумовлює високу електропровідність металів. У нагрітому металі електрони валентної зони частково займають енергетичні рівні зони провідності, і тому при нагріванні електропровідність металів зменшується. Проте, при нагріванні або опроміненні напівпровідника електрони з енергетичних рівнів валентної зони починають переходити в зону провідності, завдяки чому електропровідність напівпровідників різко зростає.

В ізоляторах і напівпровідниках між валентною зоною і зоною провідності є енергетичний розрив (енергетична щілина) DЕ, який називається забороненою зоною. Це своєрідний енергетичний бар’єр, який треба подолати електрону, щоб із валентної зони потрапити в зону провідності.  При низьких температурах напівпровідники поводять себе як ізолятори, тому що в цьому випадку енергія електронів невисока і вони не можуть подолати енергетичний бар’єр, який дорівнює ширині забороненої зони.  На рис.1 приведена схема розміщення енергетичних зон в металах, ізоляторах та напівпровідниках.

а                                  б                                  в

Рис.1. Схема розміщення енергетичних зон у металах (а), напівпровідниках (б) та ізоляторах (в).

Кристалічна структура металів

Метали за звичайних умов є кристалічними речовинами (лише ртуть – рідина). Кристалічні решітки металів трьох найхарактерніших типів подані на рис.3. В об’ємноцентрованій кубічній решітці  (Na, Cr) (рис.2,а) кожний атом металу попадає в центр куба, який утворюють 8 сусідніх атомів.

а)                     б)                          в)

Рис.2.Кристалічні решітки металів трьох найхарактерніших типів

Елементарна комірка гранецентрованої кубічної решітки (Al, Ni) (рис.3,б) утворена 14 атомами: 8 розміщені у вершинах куба, 6 – у центрах кожної грані куба. Гексагональна щільноупакована решітка (рис.3,в) характерна для Mg, Co.

 Кристалічні решітки металевого типу містять у вузлах позитивно заряджені іони і нейтральні атоми; між ними пересуваються відносно вільні електрони.

Фізичні властивості металів

Той факт, що метали володіють рядом характерних фізичних особливостей пояснюється особливою будовою їхніх кристалічних граток, а саме наявністю в них вільних електронів (“електронного газу”).

За звичайних умов всі метали (крім ртуті) – тверді непрозорі речовини сірого кольору з специфічним металевим блиском, що пов'язано з взаємодією вільних електронів з падаючими на метал квантами світла. Деякі метали (магній, алюміній, свинець і ін.) покриваються на повітрі плівкою оксидів і втрачають блиск. При нагріванні до певної температури метали плавляться, а при подальшому нагріванні переходять в пароподібний стан.

Температури плавлення і кипіння певним чином пов’язані з розташуванням металу в періодичній системі. Розташовані на початку кожного періоду метали мають найнижчу температуру плавлення, але із збільшенням порядкового номеру металу в періоді температура плавлення зростає і досягає максимуму в підгрупі Cr. Далі температура плавлення понижується і досягає мінімуму в підгрупі Zn. Самий легкоплавкий метал – ртуть (t_пл. = –39 ºC, самий тугоплавкий метал – вольфрам (t_пл. = 3390 ºC). Метали з t_пл. вище 1000 ºC вважаються тугоплавкими (мідь, залізо, хром, титан, молібден), нижче – легкоплавкими (ртуть, натрій, магній, алюміній).

Електропровідність пояснюється можливістю спрямувати рух вільних електронів від негативного полюса до позитивного під впливом невеликої різниці потенціалів. Найкращий провідник – срібло; з усіх металів тільки германій є напівпровідником. В ряду Ag, Cu, Al, Fe зменшується. При нагріванні електропровідність зменшується, тому що з підвищенням температури підсилюються коливання атомів і іонів у вузлах кристалічних ґраток, що утрудняє спрямований рух "електронного газу".

Теплопровідність обумовлена високою рухливістю вільних електронів і коливальним рухом атомів, завдяки чому відбувається швидке вирівнювання температури по всій масі металу. Закономірність та ж. Найбільша теплопровідність – у вісмуту і ртуті.

Пластичність – це здатність металу під дією зовнішніх сил змінювати форму, яка зберігається і після припинення зовнішніх сил; саме тому метали можна витягувати в дріт, прокатувати в тонкі листки тощо. Пластичність обумовлена тим, що іони в кристалічній гратці можуть зміщуватися один відносно одного під дією зовнішніх факторів. В ряду – Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe пластичність зменшується.

Густина. Вона тим менша, чим менша атомна маса металу і чим більшим є радіус його атому (найлегший – літій (ρ = 0,53 г/см³); найважчий – осмій (ρ = 22,6 г/см³)). Метали, що мають ρ < 5 г/см³ вважаються "легкими металами". Типові легкі метали – лужні та лужноземельні, алюміній, магній; важкі – цинк, залізо, мідь свинець, ртуть, золото.

Твердість. Найтвердіший метал – хром (ріже скло); найм’якіші – калій, натрій, рубідій і цезій (ріжуться ножем).

Хімічні властивості металів

Характерною особливістю металів є те, що при утворенні сполук вони тільки віддають електрони (Me⁰ – nē ® Meⁿ⁺), тобто проявляють тільки відновні властивості. Мірою міцності зв’язку електронів у атомі є величина енергії іонізації, або потенціал іонізації. Із збільшенням радіусу атома іонізаційний потенціал зменшується і навпаки. Найменше значення іонізаційного потенціалу мають лужні метали. Поняття про легкість віддавання електронів атомом елементу у хіміків корелюється з металічними властивостями. Так, термін “відновна здатність зростає” є аналогом терміну “металічні властивості посилюються”, і, навпаки, “відновна здатність спадає” означає послаблення металічних властивостей. Нижче представлений ряд, в якому метали розташовані в міру спадання їх відновної здатності:

Li  K   Ca   Na   Mg   Al   Mn   Zn   Cr   Fe   Ni   Sn   Pb   (H₂)   Cu   Hg   Ag   Pt  Au

В цьому ряду кожен лівіше розташований метал є активнішим за метал, розташований правіше. Таким чином, найактивніші метали – лужні та лужноземельні метали, алюміній. Неактивними є метали побічної підгрупи першої групи, ртуть та платиноїди.

До загальних хімічних властивостей металів можна віднести наступні.

1. Взаємодія з простими речовинами-неметалами (Е) з утворенням відповідної бінарної сполуки згідно схеми  +  → . Легкість взаємодії залежить від відновної здатності металу та окисної активності неметалу: чим значнішими вони є, тим легше відбувається взаємодія.

2. Взаємодія з кислотами Взаємодія металів з кислотами-неокисниками (Н_kА) відбувається згідно схеми:  + Н_kА → _k(А)_n + Н₂­, тобто ме витісняє Н і при цьому утворюється відповідна сіль металу та виділяється водень. В реакції цього типу вступають тільки метали, що розташовані в електрохімічному ряді напруг до H. Наприклад:

Mg+2HCl ® MgCl₂ + H₂ ­                          (Mg⁰ + 2H⁺ ® Mg²⁺+ H₂⁰­)

6Na+2H₃PO₄ ® 2Na₃PO₄+3H₂­                  (6Na⁰ + 6H⁺ ® 6Na⁺ + 3H₂⁰­)

                        Cu+HCl ¹  (Cu в ряду активності стоїть справа від Н.

Взаємодія металів з кислотами-окисниками:

Cu+4HNO₃ ® Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O

4Zn+10HNO₃ ® 4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O

3. Взаємодія з водою відбувається по-різному в залежності від активності металу

Активні (лужні і лужноземельні метали, магній і алюміній після зняття оксидної плівки) витісняють водень і утворюють розчинні основи згідно схеми +НОН→(ОН)_n+Н₂­. Наприклад:

2Na+2H₂O ® 2NaOH+H₂­             (2Na⁰ + 2HOH ® 2Na¹⁺ + 2OH^1- + H₂⁰­)

Ca+2H₂O ® Ca(OH)₂+H₂­              (Ca⁰ + 2HOH ® Ca²⁺ + 2OH^1- + H₂⁰­)

2Al+6H₂O ® 2Al(OH)₃+3H₂­         (2Al⁰ + 6HOH ® 2Al³⁺ + 6OH^1- + 3H₂⁰­)

Метали середньої активності при високій температурі утворюють оксид (оскільки утворена нерозчинна основа при цій температурі розкладається на оксид і водяну пару) і водень. Наприклад:

Zn+H₂O  ZnO+H₂­

Неактивні (золото, срібло, платина) з водою чи водяною парою не реагують.

Взаємодію активних амфотерних металів з водними розчинами лугів можна розглядати як таку, що відбувається в дві стадії: спочатку Ме витісняє Н із Н₂О по загальній схемі, а потім утворений амфотерний гідроксид утворює сіль з лугом, наприклад:

              2Al+6HOH® 2Al(OH)₃ + 3H₂

       2NaOH+2Al(OH)₃® 2Na[Al(OH)₄]             .

        2Al+2NaOH+6HOH ® 2Na[Al(OH)₄]+3H₂

4. Взаємодія з сполуками металів. Більш активний метал (Ме¹) витісняє (відновлює) менш активний метал (Ме²) а) з його солі в розчині (при звичайній температурі) та б) з оксиду при нагріванні (металотермія) по схемі: Ме¹+Ме²(An) ® Ме¹(An) +Ме².

 Приклади

а)        Cu+HgCl₂ ® Hg+CuCl₂                   (Cu⁰ + Hg²⁺ ®  Cu²⁺ + Hg⁰)

Fe+CuSO₄ ® Cu+FeSO₄                  (Fe⁰ + Cu²⁺ ® Cu⁰ + Fe²⁺)

окрім лужних та лужноземельних металів, оскільки вони взаємодіють з водою

Знаходження в природі

Поширеність елементів-металів в природі різна. Так, вміст в земній корі Al – 7,5 %; Fe – 4,25 %; Ca – 3,25 %. Тобто поширеними є метали з порівняно малими атомними масами. Близько 40 металів не тільки мало поширені (рідкісні), але й розсіяні в земній корі.

В чистому (самородному) вигляді зустрічаються тільки неактивні, головним чином благородні (Au, Ag, Pt, зрідка Hg, Cu). Більшість металів у природі знаходиться у вигляді малорозчинних у воді і стійких до дії повітря сполук, які називають мінералами. Метали в природі найчастіше знаходяться в вигляді оксидів, сульфідів, сульфатів, хлоридів, карбонатів, фосфатів, нітратів та більш складних сполук. Накопичення металовмісних мінералів, що входять до складу гірських порід, з яких технологічно можливо й економічно доцільно вилучати метал, називають рудами. Такі сполуки, як правило, співіснують з великою кількістю інших мінералів, що не містять цей метал (пустою породою).

Загальні принципи промислового одержання металів

Руди є основною сировиною металургії – галузі промисловості, що виробляє метал. Для одержання металів використовують руди, що містять метал у достатній кількості у вигляді сполук, доступних для хімічних перетворень. Промислове одержання металів з руд називають металургією. Суттєвою частиною металургії є вивільнення сполук металів від пустої породи. Така операція має назву збагачення. Найефективнішим методом збагачення руд є флотація. Процес флотації оснований на різній змочуваності водою часточок пустої породи і корисного мінералу. Флотаційний процес проводять з використанням так званих флотаційних реагентів. Це спеціальні за складом речовини, які вибірково адсорбуються на поверхні часточок корисного мінералу і не адсорбуються на часточках пустої породи. Внаслідок адсорбції флотаційних реагентів часточки корисного мінералу набувають здатності не змочуватися водою.

Для проведення флотації подрібнену руду вміщують у посудину з водою, в якій розчиняють флотаційні реагенти, і крізь розчин пропускають повітря. Бульбашки прикріплюються до часточок мінералу, що не змочуються водою, і піднімають їх на поверхню розчину. Часточки ж пустої породи, що добре змочуються, не прилипають до бульбашок повітря і осідають на дно посудини. Збагачену руду збирають з поверхні розчину.

Руди, що містять мінерали, які мають магнітні властивості (Fe₃O₄), збагачують методом магнітної сепарації. Магнітний сепаратор – це барабан з електромагнітами, на який за допомогою конвеєра подається подрібнена руда. Пуста порода, що не має магнітних властивостей, проходить через магнітне поле і вільно падає з барабана. Зерна руди, що містять магнітні мінерали заліза намагнічуються і, затримуючись на барабані, відокремлюються пізніше, ніж пуста порода. Для більш ретельного відокремлення пустої породи магнітну сепарацію руди повторюють кілька разів.

Є й інші методи збагачення руд, використовують також комбінацію кількох методів. Внаслідок збагачення одержують продукт – рудний концентрат.

Метали, як правило, одержують відновленням їх із сполук, переважно оксидів, сильними відновниками, в тому числі з допомогою електричного струму (Сu, Al). Перетворення мінералів в оксидний концентрат проводять шляхом їх випалювання. Під час випалювання відбувається або окиснення сполук металів або їх термічний розклад, наприклад:

2ZnS+3O₂  2ZnO+SO₂                             (окиснення сульфідів)

CaCO₃  CaO+CO₂                   (термічний розклад карбонатів)

Для вилучення металу продукти відпалу піддають відновленню. Залежно від умов, в яких проводять процес, розрізняють пірометалургійні та гідрометалургійні методи.

Пірометалургія – це процес одержання металів шляхом відновлення їх сполук при високих температурах. Пірометалургійні методи базуються на використанні різних відновників. В якості відновника дуже широко застосовують Карбон (у вигляді коксу та інших видів вугілля) або оксид карбону(ІІ) СО (цей процес називають карботермією):        NiO+C = Ni+CO

                                                                                              Fe₃O₄+4CO = 3Fe+4CO₂.

При використанні в якості відновника водню одержують дуже чисті молібден, вольфрам, залізо:

                                                                                              MoO₃+3H₂ = Mo+3H₂O.

Процес відновлення сполук за допомогою активних металів (Al, Mg, Ca, Na) називають металотермією; так, наприклад, марганець одержують відновленням його оксиду за допомогою алюмінію (алюмінотермія):                        Mn₂O₃+2Al = 2Mn+Al₂O₃.

Відновлення часто проводять шляхом електролізу розплавів сполук металів; цей метод називається піроелектрометалургійним.

Гідрометалургія – це процес одержання металів шляхом відновлення їх сполук у водних розчинах. Для проведення гідррометалургійних процесів рудний концентрат попередньо обробляють відповідними реагентами для переведення сполуки металу в розчин. В якості розчинника використовують воду, кислоти, розчини лугів.

З розчину метал можна витіснити іншим металом (цементація), виділити шляхом електролізу водних розчинів (гідроелектрометалургія).

Для одержання металів з малим вмістом домішок (високої чистоти) технічний метал піддають додатковій переробці. Метал можна додатково очистити шляхом електролізу (метод електрорафінування), термічним розкладом їх неорганічних сполук; дистиляцією, зонною плавкою.

Контрольні питання:

1.     Класифікація хімічних елементів на метали і неметали та їх положення в періодичній системі. Відносність цього поділу.

2.     Валентність і ступені окиснення металів.

3.     Металевий зв’язок. Механізм його виникнення.

4.     Фізичні властивості металів.

5.     Зонна теорія будови металів, діелектриків та напівпровідників.

6.     Метали у природі. Класифікація руд за хімічним складом.

7.     Добування металів :

а) пірометалургія ;

б) гідрометалургія;

в) електрометалургія.

Навести приклади хімічних реакцій цих процесів.

8.     Ряд напруг металів і хімічні властивості металів в залежності від положення в цьому ряді.

9.      Взаємодія металів з  простими речовинами: гідриди, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди, фосфіди, карбіди.

10.   Добування та хімічні властивості оксидів металів.

11.   Взаємодія металів з  водою.

12.   Взаємодія металів з  кислотами-неокисниками.

13.   Взаємодія металів з  кислотами-окисниками.

14.   Взаємодія металів з  лугами.

15.   Взаємодія металів з  солями.

Лабораторна робота 4. Визначення активності металів від положення в ряду стандартних електродних потенціалів.

Тема: Фізико-хімічна характеристика металічних елементів.

Теоретичні положення.

У хімічному плані характерною ознакою металів є їх здатність віддавати електрони, тобто виступати в ролі відновників. Однак ця властивість у різних металів виявляється неоднаково. За хімічною активністю (здатністю віддавати електрони) метали можна розмістити в ряд, який так і називають рядом активності металів, запропонований вперше в 1863р. М.М. Бекетовим (1826-1911) і відомий як ряд напруг або ряд стандартних електродних потенціалів металів. Кожний попередній представник цього ряду (більш активний метал) може витискувати наступні з їх сполук. Тут умовно розрізняють активні метали, що знаходяться в ряду активності до водню і здатні витискувати його з кислот, і неактивні, які стоять після водню і з кислот його не витискують.

Кількісною характеристикою хімічної активності металів є їх стандартний електродний потенціал Це потенціал, який виникає на межі розділу фаз метал - розчин, виміряний по відношенню до водневого електрода за стандартних умов. Оскільки стандартний потенціал водневого електрода прийнято за нуль, значення електродних потенціалів у активних металів негативні, у неактивних - позитивні.

Ряд стандартних електродних потенціалів металів.

  Lі       Cs      К       Сa     Na     Мg     Al     Mn     Zn     Cr     Fe      Nі

-3,04  -3,01  -2,92  -2,87  -2,71  -2,37  -1,66  -1,18  -0,76   -0,74  -0,44 -0,25

Sn       Pb      H₂             Cu      Ag     Hg     Au

-0,14  -0,1     0,00    0,34   0,79    0,8     1,5

Метали мають різну відновну здатність. Так, цинк витісняє свинець з розчину нітрату свинцю:  Zп + РЬNO₃ = РЬ + Zп NO₃.

Свинець не може витіснити цинк з розчину нітрату цинку за тих самих умов. Отже, цинк є сильнішим відновником, ніж сви­нець. Але свинець витісняє мідь з розчину її солі, значить, він є відновником, активнішим за мідь:

РЬ + Си²⁺= РЬ²⁺+Си .

Метали (крім  лужних і лужноземельних) витісняють наступні у ряду з водних розчинів їх солей. Лужні та лужноземельні метали, занурені в розчин солей інших металів, реагують з водою. Метали, які розташовані в ряду перед воднем, витісняють його з розчинів кислот, а ті, що знаходяться в ряду перед алюмінієм, витісняють його з води за звичайної температури:

2К + 2Н₂0 = 2 КОН + Н₂ .

Чим легше атоми металу віддають свої валентні електрони під час хімічних реакцій, тим сильнішим відновником є метал.

Метали взаємодіють з неметалами, водою, кислотами, лугами, солями, оксидами, аміаком, спиртами.

Хід лабораторної роботи

Цілі: навчитися експериментально досліджувати залежність властивостей металів від їх стандартних електродних потенціалів. Набути навички безпечного проведення хімічного досліду та складання рівнянь окисно-відновних процесів.

Дано:

Обладнання: штатив з пробірками.

Реактиви: розчини сульфату міді, нітрату свинцю, сульфату заліза, мідний дріт, залізний цвях.

Визначити: умови при яких метали реагують з розчинами солей.

Методика досліджень.

1. Дослідження взаємодії металів з розчинами солей.

а) Помістіть у 2 пробірки по 5-6 крапель розчину сульфату міді. В одну пробірку опустіть шматочок цинку, в другу – залізний цвях.

Що спостерігаєте ?

б) В одну пробірку помістить 4-5 крапель розчину нітрату свинцю, у другу розчин сульфату заліза. В кожну пробірку опустіть шматочок цинку.

Що спостерігаєте ?

в) У дві пробірки, які містять декілька крапель розчину нітрату свинцю, сульфату заліза, опустіть мідний дріт.

Що спостерігаєте ? Поясніть.

Зробити висновок

Техніка безпеки:

-  Наливати реактиви повільно, тримаючи пробірку під кутом..

-  Під час роботи не тримати на столі нічого зайвого.

-  Відпрацьовані реактиви злити у раковину.

-  Після закінчення роботи навести порядок на своєму робочому місці.

Протокол досліджень.

Записати спостереження про зміну забарвлення розчинів у дослідах.

Обробка результатів експерименту.

Написати рівняння процесів окислення і відновлення, що відбуваються.

Висновки: визначити характерні процеси, що відбуваються на електродах при електролізі водних розчинів електролітів.

Питання для підготовки до захисту лабораторної роботи

1. Що є кількісною характеристикою хімічної активності металів?

2. В розчини хлориду алюмінію та нітрату срібла помістимо шматочок магнію. Яка реакція буде відбуватися ? Написати рівняння реакції в молекулярній та іонній формах. Пояснити результати за допомогою ряду стандартних електронних потенціалів.

3. Який існує зв'язок між електрохімічним рядом напруг та електролізом ?

Список літератури:

[ 1 ], с. 235…248

[ 3 ], с. 113…120

[ 4 ], с. 263…284

Вимоги до оформлення

Рекомендується звіт з лабораторної роботи побудувати за такою структурою:

-       тема;

-       цілі лабораторної роботи;

-       протокол досліджень (спостереження, схеми електролізу)

-       висновки.

Оформлення виконується відповідно вимогам стандарту ДСТУ 3008-95. Документація. Звіти у сфері науки і техніки. Структура і правила оформлення

Оцінювання лабораторної роботи

Дотримання загальних вимог щодо виконання лабораторної роботи мають забезпечити максимальну оцінку.

Припущені недоліки, що знижують оцінку:

-  помилка під час проведення дослідів;

-  помилка при складанні схем електролізу;

-  помилка у висновках;

-  порушення правил техніки.

Звіт

з лабораторної роботи № 4

Експериментальне визначення активності металів від положення в ЕХРН.

Виконав студент(ка) групи –__­­­_________________

________________________________________________

Дата:_______________________

Оцінка:_____________________

Викладач:______  Т.О.Шевцова

Хід лабораторної роботи № 4

Цілі: навчитися експериментально досліджувати залежність властивостей металів від їх стандартних електродних потенціалів. Набути навички безпечного проведення хімічного досліду та складання рівнянь окисно-відновних процесів.

Обладнання: штатив з пробірками.

Реактиви: розчини сульфату міді, нітрату свинцю, сульфату заліза, мідний дріт, залізний цвях.

Протокол досліджень.

1. Дослідження взаємодії металів з розчинами солей.

а) Помістіть у 2 пробірки по 5-6 крапель розчину сульфату міді. В одну пробірку опустіть шматочок цинку, в другу – залізний цвях.

Спостереження:___________________________________________________________________________________________________________________________

Рівняння реакції:_____________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Висновок:____________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

б) В одну пробірку помістить 4-5 крапель розчину нітрату свинцю, у другу розчин сульфату заліза. В кожну пробірку опустіть шматочок цинку.

Спостереження:_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Рівняння реакції:_____________________________________________________ ________________________________________________________________________________________________________________________________________

Висновок:___________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

в) У дві пробірки, які містять декілька крапель розчину нітрату свинцю, сульфату заліза, опустіть мідний дріт. Спостереження:_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Рівняння реакції:_____________________________________________________ ____________________________________________________________________

Висновок: ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Загальний висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Лабораторна робота № 5

Корозія металів. Методи захисту від неї.

Мета роботи: засвоєння та контроль знань та навиків по використанню електрохімічного ряду напруги; по видах корозії та методах захисту від неї.

Реактиви та обладнання: штатив з пробірками, тигельні щипці, фарфорова чашка, скляна палка, гранули цинку, сульфат міді, сульфат заліза, мідний дріт, лезо для бриття, залізні цвяхи, дистильована вада, розчин червоної кров’яної солі, 5 % розчин хлориду натрію, склепки, склянки.

Дослід 1. Явище хімічної корозії.

Візьміть очищену з поверхні мідну пластинку, прожарте її в полум’ї горілки.

Що спостерігаєте ?

В чому сутність даного процесу? Виразіть його хімічним рівнянням. Потім візьміть лезо для бриття, розжарте його на вогні, потримайте в ньому час, а потім швидко опустіть у раніше приготовлену склянку з водою (дослід треба повторити декілька раз).

Що спостерігаєте ?

Виразіть сутність даного явища хімічним рівнянням.

Що спільного між цими досвідами. В яких випадках проведення реакції відноситься до хімічної корозії ? Назвіть її найважливіші ознаки

Зробити висновок.

Дослід 2 Метод протекції.

Візьміть дві однакові залізні пластики і до однієї з них двох її сторін закріпіть залізними канцелярськими склепками цинкові пластинки або гранули. Помістіть обидві залізні пластинки (з цинком і без цинку) в дві склянки з 5 % розчином хлориду натрію, до якого добавлений розчин червоної кров’яної солі. Поясніть явище, що спостерігаєте.

Зробити висновок.

Дослід 3. Дія мікрогальванічних елементів.

В дві пробірки покладіть по гранулі Zn та долийте розбавлену сірчану кислоту. В одну із пробірок добавити 1-2 краплі розчину CuSO₄. Щ спостерігаєте ? зверніть увагу на швидкість реакції, яка проходить. До гранули Zn в другій пробірці торкніться мідним дротом.

Як це впливає на швидкість реакції ?

На якому металі виділяється газ ?

Напишіть рівняння реакції.

Зробіть висновок про причини процесів, що проходять.

Лабораторна робота № 6

 Розв’язування експериментальних завдань на властивості металів

Тема: Рішення експериментальних та розрахункових завдань на властивості металів.

Мета роботи: засвоєння та контроль знань про властивості металів та перевірка вмінь вирішувати експериментальні завдання, розрахункові задачі.

Обладнання: штатив з пробірками, розчини: хлорид алюмінію, нітрат срібла, карбонат кальцію, сульфат кальцію, сульфат заліза (ІІ), сульфат алюмінію, хлорид заліза (ІІІ), гідроксид натрію, металевий магній, сірчана кислота, хлорид барію та соляна кислота.

Завдання

 2 варіанти на вибір

1.         В розчини хлориду алюмінію та нітрату срібла помістимо шматочок магнію. Що спостерігаєте ? написати рівняння реакції в молекулярній та іонній формах. Пояснити результати спостережень за допомогою ряду стандартних електронних потенціалів.

2.         У двох пробірках містяться солі сульфату кальцію та карбонату кальцію. Як хімічним способом можливо відрізнити ці солі ? Написати спостереження та рівняння реакцій в молекулярній та іонній формах.

3.         У двох пробірках міститься сульфат заліза (ІІ) та хлорид заліза (ІІІ). За допомогою яких реактивів можна їх відрізнити. Записати спостереження та рівняння реакцій в молекулярній та іонній формі.

4.         У двох пробірках міститься сульфат алюмінію та сульфат міді. За допомогою одного реактиву визначити у яких пробірках містяться ці солі. Записати спостереження та рівняння реакцій в молекулярній та іонній формі.

5.         У двох пробірках містяться хлорид заліза (ІІІ) та сульфат заліза (ІІ). Як відрізнити окислювально-відновні властивості цих солей заліза за допомогою йодиду калію. Написати спостереження та рівняння реакцій в молекулярній та електронно-іонній формах.

6.         Як одержати гідроксид заліза (ІІІ) та довести його амфотерні властивості.

Написати рівняння реакцій в молекулярній та іонній формах.

По кожному завданню зробити висновок.