Лабораторный опыт взаимодействие металлов с растворами кислот
Обновлено: 04.10.2024
Цель работы: исследовать особенности взаимодействия растворов кислот с металлами на основания их положения в электрохимическом ряду напряжений металлов.
Оборудование и реактивы: пробирки, штатив для пробирок, спиртовка, спички, пробиркодержатель,гранулы цинка, железные опилки, медные стружки или кусочки медной проволоки, растворы соляной и серной кислоты.
Краткие теоретические сведения
Кислоты – электролиты диссоциирующие в воде на ионы водорода и ионы кислотного остатка. H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2- Кислоты обладают разнообразными химическими свойствами и взаимодействуют с металлами, основаниями, солями и оксидами металлов.
Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда). Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие металлы с выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла. HCl + Hg = не образуется
По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.
Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать с металлом. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H + . Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).
Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Концентрированные кислоты с металлами ведут себя иначе, чем разбавленные:
Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой. Эти металлы – Al , Fe , Cr , Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.
Порядок работы
1.Проведите реакции, подтверждающие, особенности взаимодействия растворов кислот с металлами на основании их положения в электрохимическом ряду напряжений металлов.
1.В две пробирки положите гранулы цинка и прилейте в одну пробирку около 1 мл раствора серной кислоты, в другую - столько же соляной кислоты.
2.В другие две пробирки положите немного железных опилок и прилейте те же кислоты.
3.В следующие две пробирки положите немного медных стружек или кусочков проволоки и прилейте те же кислоты.
Если в какой – либо пробирке не происходит реакции, слегка подогрейте содержимое пробирки в пламени спиртовки.
Наблюдайте, в каких пробирках происходит выделение газа. Определите, какой это газ? Все ли металлы вытесняют водород из кислот.
В молекулярном и ионном виде
положили гранулы цинка в пробирку и прилили 1 мл раствора серной кислоты
Идет реакция растворения металла, с выделением прозрачного газа без запаха.
Zn 0 +2H + ® Zn 2+ + H2 0 ↑
положили гранулы цинка в пробирку и прилили1 мл раствора соляной кислоты
Zn 0 +2 H + +2 Cl - ® Zn 2+ + 2 Cl - + H 2 0 ↑
положилижелезные опилки в пробирку и прилили 1 мл раствора серной кислоты
Fe 0 +2H + ® Fe 2+ + H2 0 ↑
положилижелезные опилки в пробирку и прилили1 мл раствора соляной кислоты
Fe 0 +2 H + +2 Cl - ® Fe 2+ + 2 Cl - + H 2 0 ↑
Fe 0 +2 H + ® Fe 2+ + H 2 0 ↑
положилимедные опилки в пробирку и прилили 1 мл раствора серной кислоты
Признаков реакции не наблюдается
H 2 SO 4 + Cu = реакция не идет
положилимедные опилки в пробирку и прилили1 мл раствора соляной кислоты
HCl + Cu = реакция не идет
Вывод: на практических опытах исследовали особенности взаимодействия растворов кислот с металлами на основания их положения в электрохимическом ряду напряжений металлов.
С одержание отчета
Укажите номер лабораторного опыта, тему, цель, оборудование, выполните задания методических указаний , результаты наблюдений занесите в таблицу , сделайте вывод. Для вывода воспользуйтесь схемой:
Отношение металлов к воде и к некоторым кислотам
Реагируют с растворами соляной и серной кислот с выделением водорода
Не реагируют с растворами соляной и серной кислот
Вопросы для вывода
1.Какой из металлов, взятый для опытов, не реагирует с растворами с кислот?( Cu –медь)
Какие еще металлы не реагируют с этими кислотами?( Hg , Ag , Pt , Au )
2.К какому типу реакций относится взаимодействие кислоты с металлом? (Реакции замещения)
Контрольные вопросы
1.С какими из перечисленных веществ взаимодействует соляная кислота: Mg , Cu , Ca , Fe ?( Ca , Fe , Mg )
2.При помощи, каких реакций можно осуществить следующие превращения:
Zn → ZnS → ZnO → ZnCl 2 → Zn ( O Н)2
2 ZnS + 3 O 2 → 2 ZnO + 2 SO 2
ZnO + 2 HCl → ZnCl 2 + H 2 O
ZnCl 2 + 2 NaO Н→ Zn ( O Н)2↓ + 2 NaCl
3.Подобрать коэффициенты в уравнении реакции, указать окислитель, восстановитель, процесс окисления и восстановления:
Cu + Cl 2 ® CuCl 2 ( Cu -востановитель, Cl -окислитель)
Zn + 2 HCl ® ZnCl 2 + H 2 ( Zn -востановитель, H + -окислитель)
Лабораторный опыт 7 Взаимодействие металлов с кислотами
ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА :"ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С РАСТВОРАМИ КИСЛОТ".
методическая разработка по химии (9 класс) на тему
За лето ребенок растерял знания и нахватал плохих оценок? Не беда! Опытные педагоги помогут вспомнить забытое и лучше понять школьную программу. Переходите на сайт и записывайтесь на бесплатный вводный урок с репетитором.
Вводный урок бесплатно, онлайн, 30 минут
Предварительный просмотр:
ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА:"ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С РАСТВОРАМИ КИСЛОТ".
Взаимодействие металлов с растворами кислот.
Цель: на основании проведенных опытов сделать вывод об условиях взаимодействия металлов с кислотами и солями (записать в тетрадь) .
Опыт 1.:Взаимодействие металлов с растворами кислот
Оборудование и реактивы:
Штатив для пробирок, пробирки (3 шт.); цинк (гранулы), медь (гранулы), алюминий (гранулы), соляная кислота (1:2) ( записать в тетрадь ).
Содержание и порядок выполнения опыта: (записать в тетрадь от своего имени)
- Поместите в четыре пробирки металлы (гранулы): в 1-ую – цинк, во 2-ю – алюминий в 3-ю – медь.
- Налейте в каждую пробирку 1-2 мл. соляной кислоты. Пронаблюдайте что происходит. При необходимости, для увеличения скорости химической реакции, нагрейте её над пламенем спиртовки.
- Оформите отчет, заполнив таблицу.
Молекулярное и окислительно-восстановительное
Zn 0 +2H +1 Cl -1 Zn +2 Cl 2 -1 +H 2 0
Zn 0 -2e Zn +2 о-е; в-ль 21
2 H +1 +1e*2 H 2 0 в-е; о-ль 21
Сформулируйте вывод о возможности взаимодействия кислот с металлами, вписав пропущенные слова в предложение. (записать в тетрадь)
Кислоты взаимодействуют с металлами согласно схеме
Металл+кислота соль + водород
При следующих условиях:
- Металл находится в электрохимическом ряду напряжений ___________ ( левее или правее ) водорода.
- В результате реакции образуется _________________________( растворимая или нерастворимая ) соль
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
Взаимодействие металлов с кислотами
В данном материале представлены особенности взаимодействия азотной и серной кислот с металлами.
Урок "Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с растворами солей"
На уроке девятиклассники с помощью проблемного химического эксперимента выясняют способны ли щелочные и щелочноземельные металлы вытеснять ионы других металлов из растворов солей.
Практическая работа по теме: "Свойства карбоновых кислот (общие с неорганическими кислотами)".
Практическая работаТема: Свойства карбоновых кислот (общие с неорганическими кислотами).Инструктивная карта № 1«Взаимодействие предельных одноосновных карбоновых кислот с металлами»Инструктивная карта.
Методическая разработка внеурочного мероприятия Конкурса-игры по химии в виде практической работы «Свойства металлов и их соединений».
В рамках недели естественных наук в ГБОУ «С-Пб ФМЛ №30» во внеурочное время проводятся командные соревнования учащихся по станциям «Физика», «Химия», «Би.
Практическая работа №2 «Изучение свойств соляной кислоты».
Тип урока - урок применения знаний, умений и навыков (практическая работа).Цельобразовательная: закрепить знания о свойствах соляной кислоты; формировать навыки практической работы с реактивами, совер.
Лист-отчет практической работы по теме Свойства уксусной кислоты
Лист-отчет предстален в виде таблицы с наводящими вопросами для оформления результатов проведения лабораторных опытов в режиме реального или виртуального эксперимента. Также его можно использова.
Урок -практическая работа "Приготовление раствора сахара и расчет его массовой доли в растворе" 8класс
Презентация к уроку-практикуму по теме "Приготовление раствора сахара и расчет его массовой доли в растворе" для 8 класса.
Взаимодействие металлов с кислотами
учебно-методический материал по химии (9 класс) по теме
ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ
Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H 2 SO 4 , соляная HCl и азотная HNO 3 .
Соляная кислота (HCl)
Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl. Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация соляной кислоты при обычных условиях не превышает 38%. Поэтому независимо от концентрации соляной кислоты процесс диссоциации ее молекул в водном растворе протекает активно:
Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя , окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода . Взаимодействие протекает по схеме:
Me + HCl соль + H 2 ↑
При этом соль представляет собой хлорид металла (NiCl 2 , CaCl 2 , AlCl 3 ), в котором число хлорид-ионов соответствует степени окисления металла.
Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления :
Mn 0 → Mn 2+ и др.
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 ↑
2│Al 0 – 3 e - → Al 3+ - окисление
3│2H + + 2 e - → H 2 – восстановление
Соляная кислота пассивирует свинец (Pb). Пассивация свинца обусловлена образованием на его поверхности трудно растворимого в воде хлорида свинца (II), который защищает металл от дальнейшего воздействия кислоты:
Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2 ↑
Серная кислота (H 2 SO 4 )
В промышленности получают серную кислоту очень высокой концентрации (до 98%). Следует учитывать различие окислительных свойств разбавленного раствора и концентрированной серной кислоты по отношению к металлам.
Разбавленная серная кислота
В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:
H 2 SO 4 H + + HSO 4 -
HSO 4 - H + + SO 4 2-
Образующиеся ионы Н + выполняют функцию окислителя .
Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными и средней активности (расположенными в ряду активности до водорода).
Химическая реакция протекает по схеме:
Ме + H 2 SO 4(разб.) → соль + H 2 ↑
2 Al + 3 H 2 SO 4(разб.) → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 H 2 ↑
1│2Al 0 – 6 e - → 2Al 3+ - окисление
Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления :
Свинец (Pb) не растворяется в серной кислоте (если ее концентрация ниже 80%) , так как образующаяся соль PbSO 4 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.
Концентрированная серная кислота
В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера , находящаяся в высшей степени окисления (S +6 ). Концентрированная H 2 SO 4 окисляет все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше потенциала окислителя – сульфат-иона SO 4 2- (0,36 В). В связи с этим, с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы .
Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме:
Me + H 2 SO 4 (конц.) соль + вода + продукт восстановления H 2 SO 4
Продуктами восстановления серной кислоты могут быть следующие соединения серы:
Практика показала, что при взаимодействии металла с концентрированной серной кислотой выделяется смесь продуктов восстановления, состоящая из H 2 S, S и SO 2. Однако, один из этих продуктов образуется в преобладающем количестве. Природа основного продукта определяется активностью металла : чем выше активность, тем глубже процесс восстановления серы в серной кислоте.
Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:
Алюминий (Al) и железо (Fe) не реагируют с холодной концентрированной H 2 SO 4 , покрываясь плотными оксидными пленками, однако при нагревании реакция протекает.
Ag, Au, Ru, Os, Rh, Ir, Pt не реагируют с серной кислотой.
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем , поэтому при взаимодействии с ней металлов, обладающих переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления , чем в случае с разбавленным раствором кислоты:
Свинец (Pb) окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца Pb(HSO 4 ) 2 .
8 A1 + 15 H 2 SO 4(конц.) →4A1 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S
4│2Al 0 – 6 e - → 2Al 3+ - окисление
3│ S 6+ + 8e → S 2- – восстановление
Металл средней активности
2Cr + 4 H 2 SO 4(конц.) → Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4 H 2 O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - окисление
1│ S 6+ + 6e → S 0 - восстановление
2Bi + 6H 2 SO 4(конц.) → Bi 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O + 3SO 2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – окисление
3│ S 6+ + 2e →S 4+ - восстановление
Азотная кислота (HNO 3 )
Особенностью азотной кислоты является то, что азот, входящий в состав NO 3 - имеет высшую степень окисления +5 и поэтому обладает сильными окислительными свойствами. Максимальное значение электродного потенциала для нитрат-иона равно 0,96 В, поэтому азотная кислота – более сильный окислитель, чем серная. Роль окислителя в реакциях взаимодействия металлов с азотной кислотой выполняет N 5+ . Следовательно, водород H 2 никогда не выделяется при взаимодействии металлов с азотной кислотой ( независимо от концентрации ). Процесс протекает по схеме:
Me + HNO 3 соль + вода + продукт восстановления HNO 3
Продукты восстановления HNO 3 :
Обычно при взаимодействии азотной кислоты с металлом образуется смесь продуктов восстановления, но как правило, один из них является преобладающим. Какой из продуктов будет основным, зависит от концентрации кислоты и активности металла.
Концентрированная азотная кислота
Концентрированным считают раствор кислоты плотностью ρ > 1,25 кг/м 3 , что соответствует
концентрации > 40%. Независимо от активности металла реакция взаимодействия с HNO 3 (конц.) протекает по схеме:
Me + HNO 3 (конц.) → соль + вода + NO 2
С концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют благородные металлы ( Au, Ru, Os, Rh, Ir, Pt ), а ряд металлов ( Al, Ti, Cr, Fe, Co, Ni ) при низкой температуре пассивируются концентрированной азотной кислотой. Реакция возможна при повышении температуры, она протекает по схеме, представленной выше.
Al + 6HNO 3(конц.) → Al(NO 3 ) 3 + 3H 2 O + 3NO 2 ↑
1│ Al 0 – 3e → Al 3+ - окисление
3│ N 5+ + e → N 4+ - восстановление
Fe + 6HNO 3(конц.) → Fe(NO 3 ) 3 + 3H 2 O + 3NO↑
1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ - окисление
Ag + 2HNO 3(конц.) → AgNO 3 + H 2 O + NO 2 ↑
1│ Ag 0 – e →Ag + - окисление
1│ N 5+ + e → N 4+ - восстановление
Разбавленная азотная кислота
Продукт восстановления азотной кислоты в разбавленном растворе зависит от активности металла , участвующего в реакции:
8Al + 30HNO 3(разб.) → 8Al(NO 3 ) 3 + 9H 2 O + 3NH 4 NO 3
8│ Al 0 – 3e → Al 3+ - окисление
3│ N 5+ + 8e → N 3- - восстановление
Выделяющийся в процессе восстановления азотной кислоты аммиак сразу взаимодействует с избытком азотной кислоты, образуя соль – нитрат аммония NH 4 NO 3 :
NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3.
10Cr + 36HNO 3(разб.) → 10Cr(NO 3 ) 3 + 18H 2 O + 3N 2
10│ Cr 0 – 3e → Cr 3+ - окисление
3│ 2N 5+ + 10e → N 2 0 - восстановление
Кроме молекулярного азота (N 2 ) при взаимодействии металлов средней активности с разбавленной азотной кислотой образуется в равном количестве оксид азота (I) – N 2 O. В уравнении реакции нужно писать одно из этих веществ .
3Ag + 4HNO 3(разб.) → 3AgNO 3 + 2H 2 O + NO
3│ Ag 0 – e →Ag + - окисление
1│ N 5+ + 3e → N 2+ - восстановление
«Царская водка» (ранее кислоты называли водками) представляет собой смесь одного объема азотной кислоты и трех-четырех объемов концентрированной соляной кислоты, обладающую очень высокой окислительной активностью. Такая смесь способна растворять некоторые малоактивные металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой. Среди них и «царь металлов» - золото. Такое действие «царской водки» объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (III), или хлорида нитрозила – NOCl:
HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl
Хлорид нитрозила далее разлагается по схеме:
2 NOCl → 2 NO + Cl 2
Хлор в момент выделения состоит из атомов. Атомарный хлор является сильнейшим окислителем, что и позволяет «царской водке» воздействовать даже на самые инертные «благородные металлы».
Реакции окисления золота и платины протекают согласно следующим уравнениям:
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.
- Закрепить знания о химических свойствах металлов: взаимодействие металлов с растворами кислот и солей.
- Экспериментальным путем убедиться в различной химической активности металлов, доказать, что более активные металлы восстанавливают менее химически активные из водных растворов их солей.
- Изучить общие свойства амфотерных гидроксидов.
- Изучить общие свойства нерастворимых оснований.
- 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 + H 2 ↑.
2. Металлы менее активные (от марганца до железа), восстанавливая из воды водород, образуют оксиды:
3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑.
3.Металлы реагируют с кислотами. Взаимодействие металлов зависит от их активности (см. электрохимическим рядом напряжений металлов) и от концентрации кислоты:
а) кислоты HCl, H 3 PO 4 , H 2 SO 4(разб.) реагируют со всеми металлами (кроме Pb), которые стоят в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется водород;
Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 ↑.
б) концентрированная H 2 SO 4 при нагревании реагирует со всеми металлами (кроме Pt и Au), при этом водород не выделяется; с тяжелыми (плотность > 5 г/ см 3 ) металлами образует газ SO 2 (оксид серы (IV)); с более активными легкими (плотность 3 ) металлами выделяется H 2 S (сероводород):
Cu +2H 2 SO 4 (конц) CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 ↑.
в) концентрированная НNO 3 c щелочными и щелочноземельными металлами образует газ N 2 O – оксид азота (IV), с другими тяжелыми металлами – оксид азота (IV) NO 2 :
Ca + 10HNO 3(конц.) → Ca(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5 H 2 O
Cu + 4HNO 3(конц.) → Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + 2 H 2 O
г) разбавленная НNO 3 взаимодействует c щелочными и щелоч-ноземельными металлами, а также с Zn, Fe, Sn, при этом выделяется газ NH 3 (аммиак) или образуется соль аммония (NH 3 + НNO 3 =NH 4 NO 3 ), при реакции с остальными металлами (плотность > 5 г/ см 3 ) образуется оксид азота (II) NO:
Ca + 10HNO 3(разб.) → 4Ca(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O
Cu + 4HNO 3(разб.) → 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O
д) кислоты H 2 CO 3 ,H 2 SO 3 , CH 3 COOH – слабые, взаимодействуют с активными металлами:
2 CH 3 COOH + 2Na → 2CH 3 COONa + H 2
4. Каждый последующий металл может быть восстановлен из раствора соли предыдущим металлом: Fe + CuSO 4 FeSO 4 + 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.
1. Амфотерные оксиды не растворяются в воде.
2. Амфотерные оксиды, реагируя с основными и с кислотными оксидами, дают соли:
Al 2 O 3 + K 2 O 2KAlO 2 ,
Al 2 O 3 + 3SO 3 Al 2 (SO 4 ) 3 .
3. Амфотерные оксиды, реагируя с основными или кислотными гидроксидами, дают соли:
ZnO + 2KOH K 2 ZnO 2 + H 2 O,
ZnO + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 O
4. Соответствующие амфотерным оксидам гидроксиды обладают амфотерными свойствами:
Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH - - как основание
H 2 ZnO 2 2H + + ZnO 2 2- - 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 ⇆ Zn 2+ + 2OH - , H 2 ZnO 2 ⇆ 2H + + ZnO 2 2-
1.Взаимодействием переходных металлов (после удаления оксидной пленки) с водой:
2Al + 6H2O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 ↑
2.Взаимодействие солей со щелочами:
ZnCl 2 + 2KOH Zn(OH) 2 + 2KCl
3. Взаимодействием солей с кислотами:
Na[Al(OH) 4 ] + HCl Al(OH) 3 + NaCl + H 2 O
1. Диссоциирует на ионы растворенная в воде часть амфотерного гидроксида: Zn(OH) 2 ⇆ Zn(OH) + + OH - ⇆ Zn 2+ + 2OH -
H 2 ZnO 2 ⇆ HZnO 2- + H + ⇆ZnO 2 2- + 2H +
2. Взаимодействие с кислотными оксидами, кислотами и кислыми солями:
2Cr(OH) 3 + 3SO 3 Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O
Al(OH) 3 + 3HBr AlBr 3 + 3H 2 O
Zn(OH) 2 + 2NaHSO 4 ZnSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3. Взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и основными солями:
Zn(OH) 2 + Li 2 O Li 2 ZnO 2 + H 2 O
Zn(OH) 2 + Ba(OH) 2 BaZnO 2 + 2H 2 O
4. Подвергаются разложению при нагревании:
2Al(OH) 3 Al 2 O 3 + 3H 2 O
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?
Читайте также: