Дослід 4.1 Взаємодія лужних металів з водою

Матеріальне забезпечення

 

2.1 Штатив з пробірками

2.2 Спиртівка

2.3 Стальний дротик

2.4 Мідний дротик

2.5 Вода дистильована Н₂О

2.6 Алюміній металевий, тирса

2.7 Барію хлорид, кристалічний ВаСІ₂

2.8 Залізо металеве, тирса

2.9 Ферума (ІІ) сульфат, кристалічний FeSO₄

2.10 Ферума (ІІІ) хлорид, Се = 0,5 моль/дм³ FeCl₃

2.11 Cтронцію хлорид, кристалічний SrCl₂

2.12 Кальцію хлорид, кристалічний СаСІ₂

2.13 Калію гексаціано (ІІ) феррат, Се = 0,5 моль/дм³ К₄[Fe(CN)₆]

2.14 Калію гексаціано (ІІІ) феррат, Се = 0,5 моль/дм³ К₃[Fe(CN)₆]

2.15 Кислота нітратна, концентрована HNO₃

2.16 Кислота сульфатна, Се = 2 моль/дм³ H₂SO₄

2.17 Купруму сульфат, Се = 0,5 моль/дм³ CuSO₄

2.18 Натрій металічний Na

2.19 Натрію хлорид, кристалічний NaCl

2.20 Натрію гідроксид, концентрований NaOH

2.21 Натрію гідроксид, Се = 2 моль/дм³ NaOH

 

Теоретичне обґрунтування

До металів відносяться елементи, атоми яких на зовнішньому шарі, як правило, мають 1-3 електрони. Виняток складають: бор – це неметал; Ge, Sn, Pb – на зовнішньому шарі мають чотири електрони; Sb, Bi - п¢ять електронів на зовнішньому шарі; Ро – шість електронів.

Фізичні і хімічні властивості металів визначаються здатністю їх атомів легко втрачати свої валентні електрони. Завдяки вільним електронам, які рухаються між атом-йонами металу (так званий «електронний газ»), для металів характерні такі загальні фізичні властивості, як металевий блиск, пластичність, тепло- і електропровідність та інші.

В хімічних реакціях атоми металів відносно легко віддають валентні електрони і перетворюються на позитивно заряджені йони. Тому метали є відновниками. Вони вступають в реакції з різними окисниками, серед яких можуть бути неметали (галогени, сірка, кисень, азот, водень, вуглець та інші), кислоти, солі менш активних металів та деякі інші сполуки.

Сполуки металів з галогенами називають галогенідами, з сіркою – сульфідами, з азотом – нітридами, з фосфором – фосфідами, з вуглецем – карбідами, з бором – боридами, з воднем – гідридами та інші.

Взаємодія металів з кислотами є окисно-відновний процес. Окисником є йон Гідрогену, який приймає електрон від метала:

_{0 + - 2+ - 0}

Са + 2НСІ ® СаСІ₂ + Н₂

Са⁰ – 2е ® Са²⁺ відновник

2Н⁺ + 2е ® Н₂⁰ окисник

 

В концентрованих кислотах H₂SO₄ , HNO₃ окисником виступає йон Сульфуру +6 або Нітрогену +5, і напрям окисно-відновного процесу залежить від активності металу та концентрації кислоти. Наприклад:

_{0 +6 +2 +4}

Сu + 2H₂SO_{4 (конц.)} ® CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Cu⁰ – 2e ® Cu⁺² відновник

S⁺⁶ + 2e ® S⁺⁴ окисник

 

_{0 +6 +2 -2}

4Zn + 5H₂SO_{4 (конц.)} ® 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Zn⁰ – 2e ® Zn⁺² 4 відновник

8

S⁺⁶ + 8e ® S^-2 1 окисник

 

_{0 +5 + +4}

Ag + 2HNO_{3 (конц.)} ® AgNO₃ + NO₂ + H₂O

Ag⁰ – 1e ® Ag⁺ відновник

N⁺⁵ + 1e ® N⁺⁴ окисник

 

_{0 +5 +2 +1}

4Fe + 10HNO_{3 (розб.)} ® 4Fe(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

Fe⁰ – 2e ® Fe⁺² 4 відновник

8

2N⁺⁵ + 8e ® 2N⁺¹ 1 окисник

 

Активні метали взаємодіють з водою, утворюючи луги:

 

2К + 2Н₂О ® 2КОН + Н₂­

 

Взаємодію металів з водними розчинами солей менш активних металів можна підтвердити слідуючим прикладом:

_{0 +2 +2 0}

Ni + CuSO₄ = NiSO₄ + Cu

Ni⁰ – 2e ® Ni⁺² відновник

Cu⁺² + 2e ® Cu⁰ окисник

 

В цьому випадку йони Купруму +2 проявляють окислювальні властивості.

Метали, гідроксиди яких амфотерні, як правило, взаємодіють з розчинами і кислот, і лугів. Наприклад:

 

Be + 2HCl ® BeCl₂ + H₂­

Be + 2NaOH + 2H₂O ® Na₂[Be(OH)₄] + H₂­

 

Таким чином, відношення металів до неметалів, кислот, розчинів солей менш активних металів, води та лугів підтверджує їх головну хімічну властивість – відновлюючу здатність.

Хід роботи

Дослід 4.1 Взаємодія лужних металів з водою

 

 

В маленьку скляночку з водою помістіть шматочок (біля 0,5 г) металічного натрію. Що відбувається? Який газ виділяється? До утвореного розчину додайте 1-2 краплі фенолфталеїну. Як змінилось забарвлення розчину? Про що це свідчить?

Запишіть спостереження, складіть рівняння реакцій, що відбулися та зробіть відповідний висновок.