Урок 24. Выделение водорода в реакциях кислот с металлами

Конспект урока химии 7 класс: Выделение водорода в реакциях кислот с металлами

Тип урока: комбинированный.

Цель: формировать понятие о способности кислот реагировать с металлами с выделением водорода, о вытеснительном ряде металлов.

Задачи:

– Продолжить формирование знаний о кислотах и их свойствах;

– Сформировать понятие «вытеснительный ряд».

– Закрепить понятие о реакциях замещения.

– Продолжать развитие умений составлять уравнения химических реакций, определять их тип, а также практических умений постановки эксперимента.

– Обучать учащихся самостоятельной работе, анализу выполненных заданий, самооценке уровня овладения учебным материалом.

– Воспитывать у учащихся бережное отношение к лабораторному оборудованию и экологическую культуру.

Учащиеся должны знать:

Понятия: кислоты, реакции замещения, ряд активности металлов.

Учащиеся должны уметь:

Называть: признаки протекания химических реакций, вещества по химической формуле;

Определять: тип химической реакции, качественный и количественный состав веществ по формулам, валентность кислотных остатков;

Различать: кислоты по формулам;

Характеризовать: химические свойства кислот, качественный и количественный состав кислот;

Читать: формулы кислот, уравнения химических реакций;

Обращаться: с химической посудой, лабораторным оборудованием, растворами кислот;

Пользоваться: правилами безопасного поведения в химическом кабинете, инструкцией при выполнении лабораторного опыта.

Ход урока

Добрый день! Говоря вам эти слова, я желаю всем добра, успеха и удачи!

На доске девиз урока:

Рис. ключа, внутри слово «наука»

«Ключом к любой науке является вопрос» О.Бальзак

– Вот и у нас на уроке сегодня будет много вопросов:

– Вы знаете, что в кабинете химии нельзя употреблять пищу, почему же у нас на столе лимон, яблоко, уксус, шоколад?

– Что здесь лишнее?

– Как определить, в какой из двух бутылочек находится кислота?

– Впереди всегда здесь «аш»

А за ним – что остается.

Она щиплется и жжется

И на первый взгляд проста,

А завется – …(кислота).

1. На доске записаны формулы веществ, необходимо выбрать кислоты: HNO 3, SO 3, H 2 SO 4, N 2 O,FeCl 3, H 3 PO 4, N 2 O 5

Б) азотная 2. HCl,

Г) фосфорная 4. HNO3

Ж) хлороводородная 6. H2S,

5. «Продолжи высказывание» (первые 5 заданий, затем обменяться листочками и проверить у соседа).

6. Работа с учебником, стр. 120.

– реакции какого типа там изображены?

– что такое «реакция замещения?»

– будет ли это реакция замещения? Zn +2HCl=ZnCl2+H2 ?

– Н2 – он без крыльев, но летает,

С кислородом он на «ты»,

А металлы вытесняют

Этот газ из кислоты.

Может он взрываться сильно,

Может просто он гореть,

И стремится улететь!

Так скорей его ловите –

Улетит на небосвод,

Отвечайте, не томите,

Что же это? (водород)

ZnCl2 – травленая кислота. Название происходит от способа приготовления: растворение (травление) цинка в НСI. Цинк добавляют до тех пор, пока прекратится выделение водорода. Травленая кислота применяется при пайке оловом. Смоченная ею поверхность металла покрывается слоем хлорида цинка, который препятствует образованию оксидной пленки.

7. Записать уравнения реакций между Fe и HCl

– Можем ли мы сделать вывод, что при взаимодействии металла и кислоты выделяется водород?

– Да, ведь и тема нашего урока «Выделение водорода в реакциях кислот с металлами», но цель у нас сегодня – выяснить, все ли металлы одинаково взаимодействуют с кислотами? Давайте проведем эксперимент. Но сначала вспомним правила ТБ. Укажите нарушения правил охраны труда Васей Ивановым, учеником 7 класса, за время нахождения его в кабинете химии:

Придя в кабинет, Вася разложил на столе бутерброды с колбасой, заботливо приготовленные мамой, и с аппетитом их съел, так как урок химии был по счету шестым, а Вася страшно проголодался.

При выполнении лабораторного опыта вместо 2 мл кислоты (указано в инструкции), он взял 5 мл и, обнаружив свою оплошность, вылили 3 мл назад в бутыль с кислотой. Использованный фильтр он выбросил в мусорное ведро, а отработанные реактивы вылил в емкость, указанную учителем.

На перерыве (Васю мучила жажда, так как он только что плотно пообедал в школьной столовой) он схватил приготовленный стакан и ринулся к крану с водой, но на пути вдруг появился учитель, и Вася вынужден был мчаться к ближайшему фонтанчику. Во время лабораторного опыта Вася случайно пролил кислоту на стол. Василий промакнул кислоту бумагой и не стал тревожить по такому пустяку учителя. По окончании работы он выбросил отработанный фильтр и бумагу в мусорное ведро, а остатки реактивов им были вылиты в специальную емкость.

8. Выполнение лабораторного опыта.

– Почему в пробирке с медью не наблюдается выделение пузырьков газа?

Ответ на этот вопрос постарайтесь найти на стр. 121 учебника.

Все металлы встали в ряд,

Читайте также:
Урок 9. Молярная масса и молярный объем

Кто вперед, а кто назад.

Кто левее – тот активный,

Кто правее – тот пассивный.

Извините, но откуда

Появилось это чудо?

В металлический народ затесался водород.

Он, наверное, заблудился,

От своих коллег отбился,

Не в свою шеренгу встал? – почему в ряду активности металлов находится газ – водород?

Я бы это не сказал!

Те, что стали наперед,

Вытесняют из кислот

Газ с названьем – водород.

Вместе делаем вывод по лабораторному опыту.

9. Закрепление. Японская фирма «Хонда» планирует выпустить небольшую установочную партию электромотороллеров, работающих на водороде. Этот газ будет применяться не для взрывного сжигания в цилиндрах двигателя внутреннего сгорания, а для получения электротока в топливных элементах. Полученный ток будет использоваться для питания электродвигателей, встроенных в ступицы колес. По потребительским характеристикам такой мотороллер пока уступает бензиновому, но экологически он несравненно лучше. Какие металлы вы можете предложить фирме для получения водорода?

– На доске записываем уравнения возможных реакций.

10. Минутка отдыха

Лишним предметом на столе у нас сегодня был шоколад. Его успех прост и понятен: он вкусен и питателен. Шоколад изготавливают из бобов какао и называют пищей богов. А запах шоколада не спутаешь ни с каким другим. Возможно, именно поэтому шоколад со всеми своими качествами в будущем станет непревзойденным средством в ароматерапии – лечении запахами. Такой вид врачевания возник в глубокой древности. В последнее время претерпевает второе рождение, правда, врачи еще пока не выписывают шоколадки как таблетки. Но именно шоколад помогает снять нервное напряжение и усталость, противостоять постоянным стрессам. Так как его запах улучшает мозговую деятельность, активизирует эмоциональные центры.

11. Химический диктант «Построй фигуры»

Фосфор, калий, азот, сера, фтор, кислород, магний, натрий, водород, ртуть, железо, фосфор.

В результате соединения знаков этих элементов должны получиться фигуры.

12. Рефлексия.

13. Домашнее задание: параграф 27, упр.8, выполнить последние три задания на карточках.

Кривец С., Кляшторный Л., Синкевич С. – параграф 27, упр.7

ВЫДЕЛЕНИЕ ВОДОРОДА В РЕАКЦИЯХ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ. Урок химии в VII классе

    Владимир Веригин 2 лет назад Просмотров:

1 ВЫДЕЛЕНИЕ ВОДОРОДА В РЕАКЦИЯХ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ Урок химии в VII классе И. А. Сачковская, учитель химии СШ 1 г. Пинска Данный урок является пятым при изучении темы 4 «Водород». При изучении данного материала учащиеся закрепляют знания о реакциях замещения на примере выделения водорода из кислот. При проведении данного учебного занятия использованы методы фронтальной, индивидуальной и самостоятельной работы учащихся, наглядность, работа с учебником. Учебное занятие построено по технологии развития критического мышления через чтение и письмо. Цель урока: сформировать понятие реакции замещения на примере взаимодействия кислот с металлами. Задачи: развивать знания о выделении водорода в реакциях кислот с металлами; формировать умение определять валентность кислотного остатка по формуле кислоты; развивать умение составлять уравнения химических реакций кислот с металлами. Тип урока: усвоение новых знаний. Оборудование: учебник, сборник задач, рабочая тетрадь, электронные средства обучения, раздаточный материал. ХОД УРОКА 1. Организационный момент Учитель приветствует учащихся, желает успехов в урочной деятельности. Учащиеся приветствуют учителя, проверяют готовность к работе. 2. Проверка домашнего задания 1. Фронтально проверяются задания 4, 5 и Выполнение самостоятельной работы на листах с заданиями: Самостоятельная работа I вариант 1. Соедини точки H 2 CO 3 H 2 SiO 3 H 2 SO 3

2 H 2 SO 4 HCl H 2 S HNO 3 H 3 PO 4 2. Найди соответствия между названиями кислот и названиями кислотных остатков: 1. Серная кислота а) карбонат 2. Угольная кислота б) фосфат 3. Хлороводородная в) нитрат 4. Фофорная кислота г) сульфат 5. Азотная кислота д) хлорид Ответы: Фамилия II вариант 1. Соедини точки H 2 CO 3 H 2 SiO 3 H 2 SO 3 H 2 S HCl H 2 SO 4 H 3 PO 4 HNO 3 2. Найди соответствия между названиями кислот и названиями кислотных остатков: 1. Азотная кислота а) хлорид 2. Соляная кислота б) сульфат 3. Серная кислота в) карбонат 4. Угольная кислота г) фосфат 5. Фосфорная кислота д) нитрат Ответы: Фамилия При выполнении задания «соедини точки» учащиеся обоих вариантов под диктовку учителя не отрывая ручки, соединяют линиями формулы кислот последовательно в следующем порядке: соляная кислота, серная, азотная, фосфорная, сероводородная, хлороводородная, угольная, кремниевая, сернистая. После выполнения заданий учащиеся меняются работами и проверяют правильность выполнения заданий, сверяясь с ответами на доске. Работы собираются и выставляются отметки после урока. 3. Целеполагание На доске записана тема и девиз урока «То, что мы знаем, ограничено, а то, чего не знаем, бесконечно»

3 П. Лаплас Вместе с учащимися раскрывается смысл высказывания Лапласа. Да, действительно, знания учащихся о кислотах очень незначительны и учитель сравнивает эти знания с пустой корзинкой. Акцентируется внимание на теме урока и формулируются цели урока. 4. Актуализация знаний Учащиеся отвечают на вопросы: Что такое кислоты? Какие кислоты вам известны? Каков состав кислот? Назовите все кислотные остатки Как определить валентность кислотного остатка? При помощи каких веществ можно определить кислоту? Как изменяется цвет индикаторов в присутствии кислот? Учащиеся отвечают на вопрос и учитель складывает шарики «со знаниями» о кислотах в корзинку знаний. В конце актуализации знаний учитель демонстрирует корзинку, но она не заполнена до конца. В тетрадях предлагается записать дату и тему урока и продолжить наполнять корзинку знаниями. 5. Изучение нового материала Далее учащимся предлагается посмотреть видеоопыт получения водорода при взаимодействии соляной кислоты с цинком. После учащиеся устно формулируют вывод: водород можно получить при взаимодействии кислоты и металла. Учитель добавляет новое знание (шарик) в корзинку. На доске учеником составляется реакция замещения атомов водорода цинком. 6. Первичный контроль На доске учащиеся выполняют задание из сборника 535 (б, в, г). Учащиеся по очереди выходят к доске и составляют уравнения реакций. 7. Физкультминутка Выполняются упражнения сидя за партой: Великан. Черепашка. Массаж головы. 8. Обобщение и систематизация изученного материала Учащиеся выполняют задание 2 и 4 (а) из учебника (с. 141) самостоятельно, затем проверяют (прочитать уравнение реакции). На закрытой части доски 2 ученика выполняют задание из сборника 536 (а, б) и (е, ж), остальные самостоятельно в тетрадях записывают все 4 уравнения. Открываем доску и проверяем составленные уравнения. 9. Домашнее задание: 28, 4 (б, в). Домашнее задание выполняется по образцу, как в классе. 10. Подведение итогов Давайте вернёмся к целям урока и ответим на вопросы: Как можно получить водород?

Читайте также:
Урок 5. Химическая формула

4 С помощью каких веществ можно получить водород? Какой тип реакции при взаимодействии кислот с металлами? Учитель снова добавляет несколько шариков в корзинку знаний. – Смогли ли вы уменьшить бесконечность незнаний (обращаем внимание на девиз урока), изучив реакции вытеснения водорода из кислот металлами? Затем в тетради записывается вывод: водород выделяется в реакциях замещения кислот с металлами. 11. Рефлексия На стикере напишите свою фамилию и расположите его на дереве знаний (расположение человечка зависит от эмоционального восприятия урока и степени усвоения знаний).

5 Слайд 1 Приложение 1 Слайд 2 Слайд 3 Слайд 4

6 Слайд 5 (видеоопыт) Слайд 6 Слайд 7 Слайд 8

Взаимодействие кислот с металлами

Разделы: Химия

Учащиеся познакомились с химическим составом и классификацией кислот, выяснили их некоторые общие химические свойства. А именно: кислоты могут взаимодействовать с основаниями и основными оксидами.

Поэтому цель нашего урока – продолжить характеризовать общие химические свойства кислот в свете ионных представлений. Для этого нужно: научиться пользоваться рядом напряжений металлов для прогнозирования возможных химических реакций кислот.

В тетрадях записываем число и тему урока:

Взаимодействие кислот с металлами.

Если кислоты могут взаимодействовать с основаниями и основными оксидами, а ключевым элементом в их составе является металл, то возможно ли взаимодействие металлов с кислотами. Проверим это экспериментально.

Mg + HCl – выделяется газ. Следовательно, кислоты могут взаимодействовать с металлами. Попробуем разнообразить металлы. Возьмем Zn и Cu. Дети демонстрационно проводят реакции взаимодействия цинка и хлороводородной кислоты при нормальных условиях (видимых изменения нет), затем при нагревании. Наблюдается выделение газа. Другой ученик проводит реакцию взаимодействия меди с той же кислотой при обычных условиях и при нагревании. Реакция не идет. Отрицательный результат – тоже результат.

Подведем итог магний взаимодействует с кислотой при нормальных условиях, цинк – при нагревании, медь – не взаимодействует.

Почему же металлы по-разному взаимодействуют с кислотами? Разная химическая активность!

Подобные опыты проводил в прошлом веке русский химик Н.Н.Бекетов. На основании экспериментально полученных данных он составил ряд активности металлов, который называется рядом напряжения металлов. В нем металлы располагаются в порядке уменьшения химической активности. Учитель показывает активные металлы, металлы средней активности и малоактивные.

Хотелось бы мне посмотреть на вашу активность. Поднять руки вверх, выпрямить их и очень быстро сжимать и разжимать кулачки по 10 раз. (Повторить дважды) Достаточно! Теперь пальчиками потрите мочки ушей по 10 раз. (Повторить дважды). В процессе упражнения учитель быстро считает от 1 до 10. Кто успел за моим счетом, тот активный, а кто не успел – тот малоактивный.

Данный фрагмент урока объединяет физминутку и позволяет детям почувствовать понятие активности и малой активности.

Для следующего ролевого этапа урока нужны два мальчика. Один – знаменитый боксер Александр Балуев, а другой – маленький щупленький, трусливый Слабачок. Задание: сидят две подружки на стульчиках. Вам понравился стульчик под одной из подружек. Как вы будете его освобождать для себя, находясь в сценическом образе своего героя? Дети предполагают возможные ситуации: боксер силой “вытряхнет” или попытается испугать сидящих. Слабачок же, тоже попытается выгнать, угрожать, испугать, но ему это не удается. Нисколько не страшно.

Читайте также:
Урок 7. Относительная молекулярная и относительная формульная массы

А если это не персонажи, а химические элементы. Тогда можно увидеть суть наших химических реакций. Более активный металл замещает водород в составе кислоты. А почему же медь не взаимодействует с кислотой? Дети приходят к выводу, что медь – малоактивный металл и не может вытеснить водород из растворов кислот.

Вывод. Мы выяснили закономерности взаимодействия кислот с металлами: водород из кислот вытесняют металлы, стоящие до водорода в ряду активности.

Пришло время закончить работу со схемами, соответствующими проведенным химическим реакциям взаимодействия металлов с кислотой:

На доске дети составляют реакции взаимодействия хлороводородной кислоты с цинком и магнием в молекулярном и ионном виде. Как видно из кратких ионных уравнений, вместо хлороводородной кислоты можно взять какую-либо другую кислоту. Конечно, есть кислоты, которые взаимодействуют с металлами по-особому, но об этом мы поговорим на уроках химии позже.

Итак, на уроке сегодня вы

  • познакомились с рядом активности металлов;
  • пополнили знания о химических свойствах кислот;
  • выяснили, что о возможности реакции между кислотой и металлом подскажет ряд активности.

Домашнее задание, оценки за урок.

Химические свойства кислот, их классификация и реакции

Общие свойства кислот. Классификация

Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.

В первую очередь кислоты делятся на:

  • органические или карбоновые и
  • неорганические или минеральные.

Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)

В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:

  • одноосновные кислоты
  • двухосновные кислоты
  • трехосновные кислоты.

Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.

Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на

  • бескислородные
  • кислородсодержащие.

Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:

  • сильные
  • слабые электролиты.

Химические свойства кислот

1. Диссоциация

При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

НРО 2- 4 ↔ Н + + PО З- 4 (третья ступень)

2. Разложение

Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.

Бескислородные на простые вещества

t
2HCl Cl2 + H2.
3. Реакция с металлами

Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.

Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.

Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»

Из всех правил есть исключения.

Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.

4. Реакции с основаниями

В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.

Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.

5. Реакции кислот с солями

Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.

6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами

В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.

Физические свойства кислот

При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H3PO4 или кремниевая H2SiO3.

Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.

Читайте также:
Урок 11. Химические уравнения

Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.

Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.

Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.

Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.

Как же можно определить кислота в пробирке или нет?

В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.

Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.

Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.

Индикатор лакмус — красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус — синий,
Щёлочь здесь — не будь разиней,
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый
Но несмотря на это в кислотах он без цвета.

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.

Химические свойства металлов

Урок 8. Химия 9 класс ФГОС

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока “Химические свойства металлов”

Химические свойства металлов

Сегодня мы с вами изучим общие химические свойства металлов.

В реакциях металлы проявляют восстановительные свойства, то есть они отдают электроны и превращаются в положительные ионы, сами при этом окисляются.

Сначала разберём реакции металлов с простыми веществами – неметаллами.

Например, с кислородом взаимодействуют практически все металлы, кроме золота и платины, при этом образуются оксиды.

Щелочные и щелочноземельные металлы при обычной температуре легко окисляются на воздухе, поэтому их обычно хранят в закрытых сосудах или под слоем масла.

Так, в реакции лития с кислородом воздуха образуется оксид лития, при этом литий повышает свою степень окисления с 0 до +1, а кислород понижает свою степень окисления с 0 до -2, литий является восстановителем, а кислород – окислителем, четыре атома лития отдают по одному электрону молекуле кислорода.

В реакции кальция с кислородом, кальций также повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород понижает свою степень окисления с 0 до -2. Металл кальций выступает в роли восстановителя, а кислород – в роли окислителя, при этом два атома кальция отдают по два электрона молекуле кислорода. В результате реакции образуется оксид кальция.

Такие металлы, как алюминий, цинк, свинец при обычной температуре реагируют с кислородом воздуха, покрываясь тонкой плёнкой оксида, которая защищает их от дальнейшего окисления. Слой оксида, образующегося на поверхности алюминия, настолько тонок, что металл не теряет своего блеска. Так, в реакции алюминия с кислородом, образуется оксид алюминия, алюминий повышает свою степень окисления с 0 до +3, являясь при этом восстановителем, а кислород, наоборот, понижает свою степень окисления с 0 до -2. В этой реакции четыре атома алюминия отдают по три электрона молекуле кислорода.

Многие металлы взаимодействуют с кислородом при нагревании: например, медь при нагревании на воздухе чернеет, так как покрывается плёнкой чёрного оксида меди два.

В этой реакции медь выступает в роли восстановителя и повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород – окислитель, понижает свою степень окисления с 0 до -2. При этом два атома меди отдают по два электрона молекуле кислорода.

При прокаливании железа образуется железная окалина – это смешанный оксид, который состоит из оксида железа два и оксида железа три.

Железо, в данном случае, является восстановителем, оно повышает свою степень окисления с 0 до +2 и +4, значит, железо – это восстановитель, а кислород – окислитель, он понижает свою степень окисления с 0 до -2. В этой реакции три атома железа отдают восемь электронов молекуле кислорода.

А вот магний при поджигании на воздухе сгорает яркой вспышкой, образуя оксид магния.

Магний также является восстановителем, потому что повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород понижает свою степень окисления с 0 до -2 и является окислителем. В результате реакции образуется оксид магния, а два атома магния отдают по два электрона молекуле кислорода.

Таким образом, большинство металлов реагируют с кислородом с образованием оксидов, активные металлы вступают во взаимодействие с кислородом при обычных условиях, менее активные при нагревании, а такие, как золото или платина не реагируют с кислородом.

Металлы в этих реакциях являются восстановителями и, соответственно, повышают свою степень окисления, а кислород является окислителем и понижает свою степень окисления.

С серой все металлы, кроме золота, способны взаимодействовать при незначительном нагревании, образуя сульфиды:

В реакции натрия с серой образуется сульфид натрия, натрий повышает свою степень окисления с 0 до +2, он является восстановителем, сера является окислителем и понижает свою степень с 0 до -2. В результате взаимодействия два атома натрия отдают по одному электрону молекуле серы.

В реакции кальция с серой образуется сульфид кальция, кальций также повышает свою степень окисления с 0 до +2, являясь при этом восстановителем, а сера понижает свою степень окисления с 0 до -2 и является окислителем, при этом, каждый атом кальция отдаёт по два электрона молекуле серы.

А в реакции железа с серой образуется сульфид железа два. Здесь также железо является восстановителем, повышает свою степень окисления с 0 до +2, а серя, являясь окислителем, понижает свою степень окисления с 0 до -2. Каждый атом железа здесь отдаёт по два электрона молекуле серы.

Если смешать небольшое количество порошка алюминия с порошком серы и нагреть сверху смесь пламенем лучинки, то в результате бурной реакции образуется сульфид алюминия:

Алюминий выступает в роли восстановителя и повышает свою степень окисления с 0 до +3, а сера понижает свою степень окисления с 0 до -2 и является окислителем. В этой реакции два атома алюминия отдают по три электрона молекуле серы.

Таким образом, с серой при определённых условиях реагируют все металлы кроме золота, в результате этого взаимодействия образуются сульфиды, в которых степень окисления серы равна мину двум. В этих реакциях металлы выступают в роли восстановителей, а сера – в роли окислителя.

C фтором, хлором, бромом и йодом – металлы реагируют с образованием галогенидов.

Так, в реакции алюминия с йодом образуется йодид алюминия, а катализатором в этой реакции является вода.

В этой реакции алюминий также повышает свою степень окисления с 0 до +4, являясь при этом восстановителем, а йод является окислителем и понижает свою степень окисления с 0 до -1. При этом два атома алюминия отдают по три электрона молекуле йода.

Таким образом, в реакциях с галогенами, металлы являются восстановителями и повышают свою степень окисления, а сами галогены являются окислителями и понижают свою степень окисления, при этом металлы окисляются, а галогены восстанавливаются. В результате этих реакций образуются галогениды.

Металлы не только реагируют с неметаллами – простыми веществами, но и вступают в реакции со сложными веществами.

Например, с водой эффективно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы. Если натрий поместить в ёмкость с водой, в которую добавили несколько капель фенолфталеина, то он будет двигаться по поверхности воды, бурно реагируя с ней. При этом выделяется водород и образуется гидроксид натрия, окрашивающий фенолфталеин в малиновый цвет.

Металлический натрий выступает в качестве восстановителя, он повышает свою степень окисления с 0 до +1, а ионы водорода выступают в качестве окислителя и водород понижает свою степень окисления с +1 до 0. В этой реакции два атома натрия отдают по одному электрону ионам водорода.

Некоторые металлы взаимодействуют с водой при определённых условиях, например, цинк – при нагревании, железо – в раскалённом виде с парами воды. При этом образуются оксиды металлов и выделяется водород.

Так, в реакции с цинком образуется оксид цинка и водород. Цинк при этом, являясь восстановителем, повышает свою степень окисления с 0 до +2 и отдаёт по два электрона ионам водорода. Катионы водорода выступают в роли окислителя и понижают свою степень окисления с +1 до 0. В реакции с железом, аналогично, железо является восстановителем, повышает свою степень окисления с 0 до +2 и +3, при этом три атома железа отдают по восемь электронов ионам водорода, а ионы водорода понижают свою степень окисления с +1 до 0 и являются окислителями.

Если металл стоит в ряду активности после водорода, то он не вытесняет водород из воды ни при каких условиях.

Таким образом, щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой с образованием щелочей, при этом выделяется водород, некоторые металлы реагируют с водой только при нагревании, при этом образуются оксиды и выделяется водород, а металлы, стоящие в ряду активности после водорода не реагируют с водой. В этих реакциях металлы выступают в роли восстановителей, а ионы водорода – в роли окислителя.

Металлы реагируют и с кислотами. Активность металлов при взаимодействии с растворами кислот зависит от положения металла в ряду активности. Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, способны вытеснять водород из разбавленных растворов кислот.

Следует учитывать и следующее металл реагирует с кислотой:

· металл должен стоять в ряду активности до водорода

· если образуется растворимая соль

· концентрированная серная и азотная кислота любой концентрации иначе реагируют с металлами, при этом водород не выделяется

· на щелочные металлы это правило не распространяется, так как они реагируют активно с водой, а речь в данном случае идёт о растворах кислот

Например, в реакции магния с раствором серной кислоты, магний выступает в роли восстановителя, а ионы водорода в качестве окислителя.

При этом магний повышает свою степень окисления с 0 до +2, а водород понижает свою степень окисления с +1 до 0. Каждый атом магния отдаёт по два электрона ионам водорода.

Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, к такому взаимодействию не способны:

Например, медь стоит в ряду активности после водорода, поэтому она не реагирует с раствором соляной кислоты.

Если налить в две пробирки растворы кислот: в первую – раствор соляной кислоты, во вторую – раствор серной кислоты, а затем поместить в каждую по грануле цинка, то в результате у нас появляются пузырьки газа и в первой, и во второй пробирке. Значит, цинк стоит в ряду активности металлов до водорода, поэтому он способен вытеснять водород из раствора кислот.

Цинк в обеих реакциях является восстановителем, он повышает свою степень окисления с 0 до +2, а водород понижает свою степень окисления с +1 до 0, при этом выступая в роли окислителя. В этих двух реакциях атом цинк отдаёт по два электрона ионам водорода.

Следует помнить, что металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с растворами кислот, но в результате этих реакций должна образоваться растворимая соль, на щелочные металлы эти правила не распространяются, концентрированная серная и азотная кислота любой концентрации иначе реагируют с металлами.

Металлы реагируют с растворами солей, при этом нужно также использовать ряд активности металлов: более активный металл способен вытеснять другой металл из раствора соли, однако при этом должна образоваться растворимая соль и щелочные металлы брать нельзя, потому что они реагируют с водой, а реакции эти протекают в растворе.

Если в две пробирки налить раствора сульфата меди (II) и поместить в первую кусочек железа, а во вторую гранулу цинка, то реакция будет у нас идти в двух пробирках. На кусочке железа и грануле цинка оседает медь и раствор сульфата (II) изменяет свою окраску: в первой пробирке – на жёлтую, во второй – с голубой на более светлую.

В этой реакции железо выступает в роли восстановителя, само при этом окисляясь. Атомы железа превращаются в ионы железа. Ионы меди выступают в роли окислителя, они восстанавливаются, превращаясь в атомы меди. В результате окислительно-восстановительной реакции электроны от атомов железа переходят к ионам меди.

Во второй реакции, в роли восстановителя выступает цинк, сам он окисляется, атомы цинка превращаются в ионы цинка, ионы меди выступают в роли окислителя, ионы меди восстанавливаются и превращаются в атомы меди, электроны от атомов цинка переходят к ионам меди.

Следовательно, металлы реагируют и с растворами кислот, но нужно помнить, что каждый металл вытесняет из раствора соли другой металл, стоящий правее него в ряду напряжений металлов, при этом должна образоваться растворимая соль и щелочные металлы брать нельзя, так как они реагируют с водой.

· металлы реагируют с простыми веществами, такими, как:

Водород: химия водорода и его соединений

Водород

Положение в периодической системе химических элементов

Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение водорода

Электронная конфигурация водорода в основном состоянии :

+1H 1s 1 1s

Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1.

Физические свойства

Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью:

Н–Н

Соединения водорода

Основные степени окисления водорода +1, 0, -1.

Типичные соединения водорода:

вода H2O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr)

кислые соли (NaHCO3 и др.)

основания NaOH, Cu(OH)2

Способы получения

Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H2 + O → C +2 O + H2 0

Химические свойства

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов :

2Na + H2 → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием .

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом .

1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H2 → Zn + H2O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H2 → Cu + H2O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов .

Например , водород взаимодействует с оксидом кремния:

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

  • как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);
  • кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов;
  • как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;
  • водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива;
  • получение твердых жиров (гидрогенизация).

Водородные соединения металлов

Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеНх. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.).

Способы получения

Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода.

Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия:

2Na + H2 → 2NaH

Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода:

Химические свойства

1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой .

Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород:

NaH + H2O → NaOH + H2

2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород.

Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода:

NaH + HCl → NaCl + H2

3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.)

Например , гидрид натрия окисляется кислородом:

2NaH + O2 = 2NaOH

Гидрид натрия также окисляется хлором :

NaH + Cl2 = NaCl + HCl

Летучие водородные соединения

Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения.

Строение и физические свойства

Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды).

CH4 — метан NH3 — аммиак H2O — вода HF –фтороводород
SiH4 — силан PH3 — фосфин H2S — сероводород HCl –хлороводород
AsH3 — арсин H2Se — селеноводород HBr –бромоводород
H2Te — теллуроводород HI –иодоводород
Способы получения силана

Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте:

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства силана

1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

2. Силан разлагается водой с выделением водорода:

3. Силан разлагается (окисляется) щелочами :

4. Силан при нагревании разлагается :

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами .

Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O

2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H2S + Br2 → 2HBr + S↓

H2S + Cl2 → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства прочих водородных соединений

Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп.

Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь.

Физические свойства

Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.

Химические свойства

1. Вода реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода :

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

  • с магнием реагирует при кипячении:
  • алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид:
  • металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород:
  • металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой:

Ag + Н2O ≠

2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении):

3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO2):

4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком :

Например , сульфид алюминия разлагается водой:

5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой.

Например , фосфид кальция разлагается водой:

6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой.

Например , фосфид хлора (V) разлагается водой:

6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.).

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: