Все лабораторные по химии (lab8)

Посмотреть архив целиком

М Г Т У и м е н и Н. Э. Б а у м а н а









Лабораторная работа

по химии.

«p - металлы».








Выполнила: Косяк Анна

Факультет: НУК РЛМ

Группа: БМТ2 - 12


Дата выполнения: 19. 11. 2004

Дата сдачи: 26. 11. 2004















М О С К В А

2 0 0 4

  1. Цель работы.

Ознакомление со свойствами химических элементов, простыми веществами и соединениями бора и алюминия.

  1. Теоретическая часть.


Алюминий Al.

Представляет собой амфотерный элемент, образующий простое вещество с металлическими свойствами. Металл имеет кристаллическую гранецентрированную кубическую решетку, хороший проводник тепла и электрического тока, весьма пластичен. На воздухе алюминий прочной оксидной пленкой Al2O3, предохраняющий его от дальнейшей коррозии. Наличие на поверхности алюминия прочного оксида не позволяет осуществить пайку алюминия низкотемпературными припоями. В подобных случаях возможно применение реактивно – флюсовой пайки, основанной на восстановлении металла из флюса, при этом металл становится припоем. Алюминий – металл активный. Если с алюминия снять оксидную пленку, он разлагает воду с выделением водорода:


2Al + 3H2O = Al2O3 + 3H2

Алюминий вытесняет водород из кислот слабых окислителей HCl.


2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2


Разбавленную азотную кислоту он восстанавливает до N2О и частично до NH3:


8Al + 30HNO3(p) = 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O


В концентрированных азотной и серной кислотах он не растворяется, так как образующийся Al2O3 не взаимодействует с концентрированными кислотами – окислителями.

Алюминий растворяется в щелочах, образуя гидроксосоли:


2Al + 6H2O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4] + 3H2


Алюминий является активным восстановителем, что проявляется, например, в его взаимодействии с KMnO4:


10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 = 5Al2(SO4)3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 24H2O


Гидроксид алюминий Al(OH)3 – амфотерен. В кислой среде Al(OH)3 образует соли алюминия:


2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O


В щелочной среде – алюминаты:

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]


Соли алюминия, будучи солями слабого основания, в водных растворах сильно гидролизованы и имеют кислую реакцию:


AlCl3 + H2O = Al(OH)Cl2 + HCl

Al(OH)Cl2 + H2O = Al(OH)2Cl + HCl


Алюминий способен к комплексообразовании. Для него характерны координационные числа 4 и 6:


[Al(OH)4]-; [Al(OH)6]3-; [Al(H2O)6]3+


Олово и свинец Sn и Pb.

В виде простых веществ олово и свинец обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Металличность у свинца выражена сильнее, чем у олова. Оба элемента проявляют степень окисления +2, +4, -4. Олово и свинец химически устойчивы, что обусловлено невысокими отрицательными значениями их электродных потенциалов, а также образованием на их поверхности защитных пленок оксидов и солей.

В мягкой воде при свободном доступе СО2 и О2 свинец постепенно растворяется вследствие образования растворимых гидрокарбонатов свинца. В соляной кислоте олово и свинец окисляются до 2+. Со свинцом эта реакция идет только в концентрированной кислоте и при нагревании, так как образующийся PbCl2 в холодной кислоте мало растворим:


Sn + HCl = SnCl2 + H2

Pb + HCl = H[PbCl3] + H2


Разбавленная серная кислота на олово, а особенно на свинец практически не действует вследствие образования пленки из малорастворимых солей PbSO4, SnSO4. В концентрированной серной кислоте олово и свинец окисляются:


Sn + 4H2SO4 = Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O

Pb + 3H2SO4 = Pb(HSO4)2 + SO2 + 2H2O


Олово и свинец с кислородом образуют моноксиды SnO, PbO и диоксиды SnO2, PbO2. В воде оксиды почти не растворимы, поэтому их гидроксиды получают действием щелочей на растворы соответствующих солей:


SnCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Sn(OH)2

Pb(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Pb(OH)2

Sn(SO4)2 + 4NaOH = 2Na2SO4 + Sn(OH)4


Оксиды и гидроксиды олова и свинца амфотерны. Реагируя с избытком раствора щелочи, оксиды и гидроксиды этих металлов со степенью окисления +2 образуют соли – гидроксостаниты и гидроксопломбиты:

Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4]


Соли Sn (II) используются в качестве хороших восстановителей в различных средах, а для реакций окисления часто используются PbO2 и Pb3O4.


  1. Практическая часть.


Опыт 1.

а) Название эксперимента.

Взаимодействие алюминия о щелочами.

б) Ход эксперимента.

Поместим в пробирку алюминий (стержень) Al и добавим 6 – 7 капель бесцветного раствора гидроксида натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Сначала раствор становится розовым, бурно выделяется газ, затем раствор становится бесцветным.

г) Уравнения реакции.

2Al + 6H2O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Al0 - 3ē = Al+3 2 восстановитель реакция окисления

Н2+2 + 2ē = Н20 3 окислитель реакция восстановления






Al


NaOH + H2O


Na[Al(OH)4] + 3H2



д) Иллюстрационный материал.



е) Вывод.

При реагировании алюминия Al с щелочами реакция протекает очень бурно с выделением огромного количества водорода H2. Алюминий Al проявляет кислотные свойства.


Опыт 2.

а) Название эксперимента.

Взаимодействие алюминия с солями меди (II).

б) Ход эксперимента.

Поместим в три пробирки алюминий Al. В первую добавим 6 – 7 капель голубого раствора хлорида меди CuCl2, во вторую – 6 – 7 капель голубого раствора сульфата меди CuSO4, в третью – 6 – 7 капель голубого раствора нитрата меди Cu(NO3)2.

в) Наблюдения.

В пробирке с хлоридом меди CuCl2 и сульфатом меди реакция идет очень интенсивно, выделяется газ, образуется медная пленка. В последней нет никаких изменений.

г) Уравнения реакции.

2Al + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu

Al0 - 3ē = Al+3 2 восстановитель

Cu+2 + 2ē = Cu0 3 окислитель

2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 + 3Cu


2Al0 - 6ē = Al2+3 1 восстановитель

Cu+2 + 2ē = Cu0 3 окислитель

2Al + 3Cu(NO3)2 = реакция не идет

д) Иллюстрационный материал.









Al


CuCl2


AlCl3 + Cu




Al2(SO4)3 + Cu










Al


CuSO4



Реакция не идет










Al


Cu(NO3)2



е) Вывод.

Алюминий восстанавливает медь из растворов солей – хлоридов и сульфатов.

Опыт 3. Часть первая.

а) Название эксперимента.

Получение гидроксида алюминия и изучение его свойств.

б) Ход эксперимента.

В две ячейки капельного планшета поместим по капле бесцветного раствора хлорида алюминия (III) AlCl3. К каждой капле добавим по 1 капле бесцветного раствора гидроксида натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Выпадает гелеобразный белый осадок.

г) Уравнения реакции.

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 ↓+ 3NaCl




AlCl3


NaOH


Al(OH)3 ↓+ NaCl


д) Иллюстрационный материал.





е) Вывод.

При взаимодействии солей алюминия (III) с щелочами получается гидроксид алюминия (III) Al(OH)3.

ж) Ход эксперимента.

После этого к одной капле добавим 2 капли раствора соляной кислоты HCl, а ко второй еще 2 капли раствора гидроксида натрия NaOH.

з) Наблюдения.

В обеих ячейках осадок Al(OH)3 растворяется.

и) Уравнения реакции.

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O





Al(OH)3


HCl


AlCl3 + H2O



к) Иллюстрационный материал.












Al(OH)3


NaOH


Na[Al(OH)4]



л) Вывод.

Так как гидроксид алюминия (III) Al(OH)3 растворяется и в кислоте HCl и в щелочи NaOH, то он является амфотерным.


Опыт 3. Часть 2.

м) Ход эксперимента.

К полученному раствору алюмината натрия NaAlO2 добавим несколько кристалликов хлорида аммония NH4Cl.

н) Наблюдения.

Выпадает мутный осадок.

о) Уравнения реакции.

4Na[Al(OH)4] + 4NH4Cl + H2O ↔ 2Al2O3 + 4NH4OH + 4NaCl






Na[Al(OH)4]


NH4Cl + H2O


Al2O3 + 4NH4OH + NaCl



п) Иллюстрационный материал.



р) Вывод.

При взаимодействии алюмината натрия NaAlO2 и хлорида аммония NH4Cl происходит совместный гидролиз этих солей.


Опыт 4.

а) Название эксперимента.

Гидролиз соли алюминия.

б) Ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета поместим 1 каплю раствора нейтрального лакмуса, добавим к ней несколько кристалликов сульфата алюминия Al2(SO4)3.

в) Наблюдения.

Цвет раствора меняется с фиолетового на розовый.

г) Уравнения реакции.

Al2(SO4)3 + H2O = [Al(OH)2]SO4 + H2SO4







Al2SO4


лакмус нейтральный





д) Иллюстрационный материал.


е) Вывод.

Гидролиз соли алюминия идет по катиону, по первой ступени. Реакция среды кислая.

Опыт 5.

а) Название эксперимента.

Влияние карбоната натрия на гидролиз соли алюминия.

б) Ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета внесем 1 каплю хлорида алюминия AlCl3 и добавим 2 капле карбоната натрия Na2CO3.

в) Наблюдения.

Выпадает гелеобразный белый осадок.

г) Уравнения реакции.

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl






AlCl3


Al(OH)3↓ + CO2↑ + NaCl



д) Иллюстрационный материал.



Na2CO3 + H2O


е) Вывод.

Карбонат натрия Na2CO3 усиливает гидролиз солей алюминия. Реакция среды щелочная.


Опыт 6.

а) Название эксперимента.

Получение гидроксида олова (II) и изучение его свойств.

б) Ход эксперимента.

В две ячейки капельного планшета поместим по капле хлорида олова (II) SnCl2. К каждой капле добавим по 1 капле раствора гидроксида натрия NaOH.

в) Наблюдения.


Случайные файлы

Файл
131740.rtf
10279.rtf
21707-1.rtf
23233-1.rtf
CBRR5719.DOC




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.