Взаимодействие кислот с металлами задания

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА :»ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С РАСТВОРАМИ КИСЛОТ».
методическая разработка по химии (9 класс) на тему

Взаимодействие металлов с растворами кислот.

Цель: на основании проведенных опытов сделать вывод об условиях взаимодействия металлов с кислотами и солями

Скачать:

Вложение	Размер
vzaimodeystvie_metallov_s_rastvorami_kislot.docx	17.48 КБ

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)

1. Поместите в четыре пробирки металлы (гранулы): в 1-ую – цинк, во 2-ю – алюминий в 3-ю – медь.
2. Налейте в каждую пробирку 1-2 мл. соляной кислоты. Пронаблюдайте что происходит. При необходимости, для увеличения скорости химической реакции, нагрейте её над пламенем спиртовки.
3. Оформите отчет, заполнив таблицу.

Молекулярное и окислительно-восстановительное

Источник

Взаимодействие металлов с кислотами
учебно-методический материал по химии (9 класс) по теме

В данном материале представлены особенности взаимодействия азотной и серной кислот с металлами

Скачать:

Вложение	Размер
kisloty_i_metally.docx	73.81 КБ

Предварительный просмотр:

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

3│2H + + 2 e — → H 2 – восстановление

Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления :

Mn 0 → Mn 2+ и др.

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

Металл средней активности

Fe + 6HNO 3(конц.) → Fe(NO 3 ) 3 + 3H 2 O + 3NO↑

1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ — окисление

3│ N 5+ + e → N 4+ — восстановление

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.

Металл средней активности

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:

Au + HNO 3 + 4 HCl → H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 O

3Pt + 4HNO 3 + 18HCl → 3H 2 [PtCl 6 ] + 4NO + 8H 2 O

На Ru, Os, Rh и Ir «царская водка» не действует.

Источник

Практическое занятие № 4. Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей

Практическое занятие № 4. Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей

Учебная цель: обобщить знания о металлах и их свойствах.

Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:

Обучающийся должен знать:

— строение атомов металлов и неметаллов, как это отражается на их окислительно-восстановительных свойства;

— понятие металлической связи; типы кристаллических решеток разных металлов;

— зависимость физических свойств металлов от их строения;

— распространенность металлов в природе в зависимости от их активности.

Обучающийся должен уметь:

— характеризировать металлы малых и больших периодов по их положению в периодической системе Д.И. Менделеева;

— устанавливать связь между строением веществ и их свойствами.

Просмотр содержимого документа
«Практическое занятие № 4. Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей»

Учебная цель: обобщить знания о металлах и их свойствах.

Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:

Обучающийся должен знать:

— строение атомов металлов и неметаллов, как это отражается на их окислительно-восстановительных свойства;

— понятие металлической связи; типы кристаллических решеток разных металлов;

— зависимость физических свойств металлов от их строения;

— распространенность металлов в природе в зависимости от их активности.

Обучающийся должен уметь:

— характеризировать металлы малых и больших периодов по их положению в периодической системе Д.И. Менделеева;

— устанавливать связь между строением веществ и их свойствами.

Задачи практического занятия:

Закрепить теоретические знания о свойствах металлов.

Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

Выполнить практические задачи.

Ответить на вопросы для контроля.

Габриелян О.С. и др. Естествознание. Химия: учебник для студентов профессиональных образовательных организаций, осваивающих профессии и специальности СПО. – М., 2017.

Периодическая система химических элементов им. Д.И. Менделеева;

Ряд стандартных электродных потенциалов Е 0 ;

Типы кристаллических решеток металлов.

Ряд напряженности металлов.

Тетрадь для практических и контрольных работ.

Краткие теоретические и учебно-методические материалы по теме практического занятия

Металлы – группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск.

Свойства металлов, обусловлены наличием в их кристаллической решетке большого числа свободных электронов.

Обычно металлы применяют в виде сплавов. Металлический сплав представляет собой вещество, обладающее свойствами металлов и получаемое в результате взаимодействия двух или нескольких элементов.

Все металлы и сплавы можно разделить на черные (железо и сплавы на его основе) и цветные (все остальные металлы и сплавы).

К физическим свойствам металлов относят плотность, температуру плавления, цвет, блеск, непрозрачность, теплопроводность, электропроводность, тепловое расширение. По плотности металлы разделяют на легкие (до 3000 кг/м 3 ) и тяжелые (от 6000 кг/м 3 и выше); по температуре плавления – на легкоплавкие (до 973 К) и тугоплавкие (свыше 1173 К). Каждый металл или сплав обладает определенным, присущим ему цветом.

Из химических свойств металлов и их сплавов наиболее важными в производстве художественных изделий являются растворение (взаимодействие с кислотами и щелочами) и окисление (антикоррозийная стойкость, т.е. стойкость к воздействию окружающей среды – газов, воды и т.д.).

Общее химическое свойство, присущее металлам, – способность отдавать свои электроны в химических реакциях:

Мерой прочности связи электронов в атомах является энергия ионизации. Наименьшая энергия ионизации – у щелочных металлов, являющихся энергичными восстановителями. Восстановительными свойствами металлов обусловлена их способность реагировать с различными окислителями: неметаллами, кислотами, солями менее активных металлов.

По степени легкости отдачи электронов в растворах металлы располагают в ряд – ряд стандартных электродных потенциалов Е 0 (приложение 4).

Ряд стандартных электродных потенциалов справедлив для окислительно-восстановительных процессов, происходящих только в водной среде.

Металлы взаимодействуют с неметаллами (обычно при нагревании):

Названия бинарных соединений металлов с неметаллами оканчиваются на -ид. Чем более электроотрицателен элемент, тем он сильнее окисляет металл. Например, железо в реакции соединения с хлором окисляется до степени окисления +3, а с серой до +2.

Важные химические свойства металлов проявляются в их отношении к воде, растворам кислот, щелочам, солям. При рассмотрении взаимодействия металлов с кислотами необходимо учитывать концентрацию кислот и активность металлов.

Щелочи взаимодействуют только с металлами, оксиды которых проявляют амфотерный характер.

Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

Все металлы, затвердевающие в нормальных условиях, представляют собой кристаллические вещества, то есть укладка атомов в них характеризуется определённым порядком – периодичностью, как по различным направлениям, так и по различным плоскостям. Этот порядок определяется понятием кристаллическая решетка.

Другими словами, кристаллическая решетка – это воображаемая пространственная решетка, в узлах которой располагаются частицы, образующие твердое тело.

Элементарная ячейка – элемент объема из минимального числа атомов, многократным переносом которого в пространстве можно построить весь кристалл.

Элементарная ячейка характеризует особенности строения кристалла.

В металлических материалах, как правило, формируются три типа кристаллических решеток: объемноцентрированная кубическая (ОЦК), гранецентрированная кубическая (ГЦК) и гексагональная плотноупакованная (ГПУ).

Вопросы для закрепления теоретического материала к практическому занятию

Перечислить общие физические свойства металлов.

Что называется кристаллической решеткой, какие типы кристаллических решеток характерны для металлов?

Какие способы получения металлов Вы знаете?

Задания для практического занятия:

Решить предложенные задачи.

Правильно оформить их в тетрадь для практических и контрольных работ.

Ответить на вопросы для контроля.

Отчитаться о выполненной работе преподавателю.

Напишите уравнение реакции взаимодействия металла с кислотой

алюминий + серная кислота

железо + соляная кислота

Образец решения задания № 1

Напишите управление реакции цинка с соляной кислотой.

Известно, что активные металлы, стоящие в ряду напряженности металлов (приложение 6) до водорода вытесняют его из кислоты, поэтому уравнение реакции цинка с соляной кислотой имеет вид:

В результате реакции выделяется газ (H₂) водород.

Напишите уравнение реакции замещения при взаимодействии металла с солью другого металла

алюминий + железный купорос

железо + медный купорос

Образец решения задания № 2

Напишите уравнение реакции замещения при взаимодействии цинка с медным купоросом.

Известно, что активные металлы, стоящие в ряду напряженности металлов (приложение 6) левее вытесняют металлы из их солей, которые стоят правее, поэтому уравнение реакции цинка с медным купоросом имеет вид:

В результате реакции выделяется металлическая медь (красный осадок).

Напишите уравнения реакции, с помощью которых можно осуществить следующие превращения. Укажите тип каждой реакции и под формулой каждого вещества подпишите, к какому классу оно относится.

Магний  оксид магния  хлорид магния  гидроксид магния  сульфат магния

Медь  оксид меди  сульфат меди  гидроксид меди  оксид меди

Образец решения задания № 3

Напишите уравнения реакции, с помощью которых можно осуществить следующие превращения. Укажите тип каждой реакции и под формулой каждого вещества подпишите, к какому классу оно относится.

Вопросы для контроля

Перечислите основные химические свойства металлов?

Какую валентность проявляют металлы: натрий, цинк, серебро, медь, кальций, магний, железо, хром?

Запишите, где в вашей профессии и в жизни применяются металлы.

Форма контроля выполнения практического задания:

Выполненная работа представляется преподавателю в тетради для выполнения практических и контрольных работ по дисциплине «Естествознание».

Источник