WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI, Inne, N A U K A, Chemia Ogólna
[ Pobierz całość w formacie PDF ]
WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI Opracowanie: dr inż. Krystyna Moskwa, dr Jadwiga Zawada CZĘŚĆ TEORETYCZNA 1. Charakterystyka stanu metalicznego Najliczniej wśród pierwiastków reprezentowane są metale. W układzie okresowym znajdujemy ponad 80 pierwiastków metalicznych. Bloki s, d, f tablicy układu okresowego są zapełnione wyłącznie przez metale (z wyjątkiem helu i wodoru). Jedynie w bloku p metale są mniej licznie reprezentowane. Ze względu na właściwości metale znalazły szerokie zastosowanie w gospodarce i życiu codziennym. O właściwościach fizycznych metali decyduje występujące w nich wiązanie metaliczne . Sieć krystaliczną metali stanowią rdzenie atomów, które oddziałują z elektronami walencyjnymi tworzącymi chmurę elektronową, zdolną do swobodnego przemieszczania się, co jest przyczyną dobrego przewodnictwa prądu elektrycznego . Tą ruchliwością elektronów można tłumaczyć też dobre przewodnictwo cieplne metali ; energia cieplna może być bowiem szybko przenoszona przez elektrony z jednej części metalu do innej. Obecność chmury elektronowej w metalu pozwala na wyjaśnienie charakterystycznego dla metali połysku . Strumień światła padający na metal wprawia w ruch oscylacyjny znajdujące się na powierzchni metalu elektrony, które następnie oddają energię elektromagnetyczną w postaci światła. Jego strumień odbija się od powierzchni metalu dając charakterystyczny efekt połysku. Metale wykazują dużą zdolność odbijania światła pod wszystkimi kątami. Inne cechy metali takie jak twardość, kowalność, ciągliwość można wyjaśnić istnieniem sił, które utrzymują sieć krystaliczną. Siły przyciągania między jonami metalu a chmurą elektronową działają we wszystkich kierunkach, nie ma kierunku uprzywilejowanego. Rezultatem tego jest duża łatwość przesunięcia jonu w sieci z jednego położenia w inne. Temperatury topnienia i wrzenia metali są zróżnicowane: od –39 0 C dla rtęci, 28,5 0 C dla cezu do 3370 0 C dla wolframu (pod ciśnieniem normalnym). 2. Właściwości chemiczne metali bloku s Właściwości chemiczne pierwiastków są funkcją ich konfiguracji elektronowej. Metale bloku s mają konfigurację elektronów walencyjnych ns 1 i ns 2 . Przejście w stan jonowy atomu mającego jeden lub dwa elektrony walencyjne jest możliwe już przy niewielkim nakładzie energii. Metale bloku s są aktywne chemicznie. Tlenki tych metali w reakcji z wodą tworzą wodorotlenki o charakterze typowo zasadowym: K 2 O + H 2 O = 2KOH KOH = K + + OH - CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH - Metale bloku s są dobrymi reduktorami, właściwości redukujące zaś zwiększają się ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka w grupie. Właściwości redukujące metali bloku s przejawiają się w ich reakcjach z wodą, tlenem, chlorem, wodorem a w reakcji z kwasami nieutleniajacymi wydzielają gazowy wodór, np. Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 Z kwasami utleniającymi metale te reagują, w zależności od stężenia kwasu, oprócz soli metalu, tlenki azotu na niższym stopniu utlenienia np. Ca + 4HNO 3 = Ca(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O stężenie kwasu maleje 3Ca + 8HNO 3 = 3Ca(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O ß 5Ca + 12 HNO 3 = 5Ca(NO 3 ) 2 + N 2 + 6H 2 O ß Ca + 2HNO 3 = Ca(NO 3 ) 2 + H 2 Metale bloku s i ich związki wprowadzone do płomienia nadają mu charakterystyczne zabarwienie: lit – karminowe wapń - ceglastoczerwone sód – żółte stront - karminowe potas – różowofioletowe bar - żółtozielone rubid – jasnofioletowe rad - karminowoczerwone cez – niebieskofioletowe Ogrzewane substancje absorbują energię z płomienia. W wyższym stanie energetycznym atomy lub jony przebywają przez bardzo krótki czas (rzędu 10 -8 s), a następnie powracają do stanu podstawowego emitując kwanty energii, odpowiadające rożnym długościom fali. Promieniowanie o różnych długościach fal obserwujemy jako różne barwy płomienia. 3. Właściwości chemiczne metali bloku p Pierwiastki występujące w bloku p mają elektrony walencyjne rozmieszczone na ostatniej zewnętrznej powłoce. Nie wszystkie z nich są pierwiastkami metalicznymi. Metale bloku p to Al (glin), Sn (cyna), Pb (ołów), Bi (bizmut). Wszystkie z nich mają właściwości amfoteryczne. Z wymienionych metali największe znaczenie ma glin. Czysty glin jest mało wytrzymały pod względem mechanicznym, ale jego stopy z innymi metalami (np. duraluminium) oznaczają się dużą wytrzymałością. Mimo aktywności chemicznej aluminium jego stopy są odporne na korozję, ponieważ na jego powierzchni powstaje ochronna warstewka tlenkowa (warstewka pasywna). Glin jest dobrym reduktorem ze względu na jego niski potencjał normalny (-1,66 V). Łatwo roztwarza się w kwasie solnym i rozcieńczonym kwasie siarkowym z wydzieleniem wodoru: 2Al + 3HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 2 Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 W reakcji ze stężonym kwasem siarkowym(VI) i azotowym(V) czyli w reakcji z kwasami utleniającymi powstaje pasywna warstewka tlenku glinu z równoczesną redukcją siarki lub azotu na niższe stopnie utlenienia. 2Al + 2 HNO 3 = Al 2 O 3 + 2NO + H 2 O Glin jest pierwiastkiem amfoterycznym, co oznacza, że reaguje nie tylko z kwasami, ale też roztwarza się w mocnych zasadach: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[ Al(OH) 4 ] + 3H 2 Wodorotlenek glinu otrzymany przez działanie zasad na sole glinu, wykazuje też właściwości amfoteryczne – słabej zasady lub słabego kwasu w zależności od środowiska: Al 3+ + 3OH - Û Al(OH) 3 Û H 3 AlO 3 Û 3H + + AlO 3 3- ß lub H 2 O + HAlO 2 Û H + + AlO 2 - 4. Właściwości chemiczne metali bloku d Pierwiastki występujące w bloku d czyli w grupach 3 – 12, mają elektrony walencyjne rozmieszczone na dwóch powłokach zewnętrznych – ostatniej i przedostatniej. Konfigurację elektronów walencyjnych metali bloku d można przedstawić następująco: (n - 1)d 1 – 10 ns 2 lub (n - 1)d 1 – 10 ns 1 Pierwiastki o takiej konfiguracji elektronów walencyjnych występują na wielu różnych dodatnich stopniach utlenienia. W przypadku grup 3 – 7 maksymalna wartość stopnia utlenienia odpowiada numerowi grupy, w której leży pierwiastek. Prawidłowość ta nie jest spełniona w przypadku pierwiastków grup 8 – 11, z wyjątkiem rutenu i osmu. Atomy metali bloku d stosunkowo łatwo oddają elektrony walencyjne z podpowłoki s tworząc związki o budowie jonowej i występują w postaci jonów prostych. Większość związków metali bloku d posiada intensywne zabarwienie np: sole miedzi(II) – barwa niebieska sole żelaza(II) - ² bladozielona sole żelaza(III) - ² żółta sole kobaltu(II) - ² różowa sole kobaltu(III) - ² niebieska sole chromu(II) - ² niebieska sole chromu(III) - ² fioletowa Właściwość ta wiąże się z pochłanianiem kwantów światła przez elektrony znajdujące się na częściowo zapełnionej podpowłoce d . Przy całkowicie zapełnionej podpowłoce d lub przy braku elektronów d jony proste metali tego bloku są bezbarwne np. sole cynku(II), tytanu(IV). Na wyższych stopniach utlenienia tworzą związki kowalencyjne, w których występują w jonach złożonych. Zróżnicowany udział wiązania jonowego w związkach tych metali jest przyczyną ich odmiennych właściwości. Poznamy je na przykładzie związków cynku, żelaza i miedzi. 4.1. Związki żelaza Żelazo leży w ósmej grupie układu okresowego w bloku d ma więc elektrony walencyjne na podpowłoce 4s i 3d 3d 6 4s 2 26 Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 p 6 ¯ ¯ Stosunkowo łatwo atom żelaza oddaje 2 lub 3 elektrony i przechodzi w jony Fe 2+ lub Fe 3+ . Uzyskiwanie wyższych stopni wymaga znacznych nakładów energetycznych i zachodzi bardzo trudno. Żelazo jest pierwiastkiem dość aktywnym, wchodzi w reakcje z wieloma substancjami, m.in. siarką, chlorem, tlenem w obecności pary wodnej i z samą parą wodną. Nie reaguje z tlenem w suchej atmosferze. Związki żelaza z tlenem to: FeO – tlenek żelaza(II), Fe 2 O 3 – tlenek żelaza(III), Fe 3 O 4 – tlenek żelaza(II, III) tzw. tlenek magnetyczny. Z kwasami nieutleniającymi żelazo reaguje tworząc sole żelaza(II) i wydzielając wodór; Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 Z kwasami utleniającymi (np. stężony kwas siarkowy(VI), kwas azotowy(V)) reakcja zachodząca początkowo gwałtownie ulega szybko zahamowaniu wskutek pasywacji żelaza. Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O 2Fe + 3H 2 SO 4 = Fe 2 O 3 + 3SO 2 + 3H 2 O 4.2. Cynkowce Cynkowce: Zn (cynk), Cd (kadm), Hg (rtęć) leżą w 12 grupie układu okresowego. Konfigurację elektronów walencyjnych można przedstawić następująco: (n – 1)d 10 ns 2 Reaktywność cynkowców maleje ze wzrostem masy atomowej pierwiastków. Pierwiastki tej grupy są dwudodatnie, (Zn 2+ , Cd 2+ , Hg 2+ ). Wyjątkowo rtęć tworzy również kationy Hg 2 2+ , które odpowiadają pierwszemu stopniowi utlenienia rtęci. Wodorotlenki cynkowców są słabymi zasadami i również słabo rozpuszczają się w wodzie. Wodorotlenek cynku wykazuje właściwości amfoteryczne, tzn reaguje zarówno z kwasem jak i z mocną zasadą: Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 0 Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O Cynkowce wykazują dobre własności metaliczne. Cynk na powietrzu lekko matowieje, gdyż wytwarza się warstewka tlenku (ZnO), wodorotlenku (Zn(OH) 2 lub węglanu cynku (ZnCO 3 ). Cynk z rozcieńczonymi kwasami nieutleniającymi łatwo reaguje (roztwarza się) i wydziela się gazowy wodór; Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 Z kwasami utleniającymi, czyli ze stężonym H 2 SO 4 i stężonym HNO 3 cynk reaguje redukując siarkę lub azot na niższy stopień utlenienia. Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O 3Zn + 8HNO 3 = 3Zn(NO 3 ) 2 + 2NO + 4 H 2 O Cynk metaliczny reaguje również z ługiem wg schematu: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 lub Zn + 2NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 Podobnie jak inne pierwiastki przejściowe cynk i cynkowce mają dużą skłonność do tworzenia trwałych jonów kompleksowych. 4.3. Miedziowce Miedziowce: Cu (miedź), Ag (srebro), Au (złoto) leżą w 11grupie układu okresowego. Konfigurację elektronów walencyjnych można przedstawić następująco: (n – 1)d 10 ns 1 Miedziowce to typowe metale ciężkie, miękkie, kowalne i ciagliwe, o wysokich temperaturach topnienia i wrzenia, bardzo dobrze przewodzące elektryczność i ciepło. Miedziowce są usytuowane w szeregu elektrochemicznym za wodorem. Pod względem chemicznym metale tej grupy wykazuja małą aktywność, są słabszymi reduktorami niż wodór, nie wypierają więc wodoru z kwasów - nie reagują z kwasami nieutleniającymi. Miedź i srebro reagują z kwasami utleniającymi wg schematu: 3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4 H 2 O Spośród miedziowców tylko miedź reaguje z tlenem i tworzy tlenki: czarny CuO i ceglastoczerwony Cu 2 O. Tlenek miedzi(II) reaguje ze stężonym kwasem solnym tworząc kwas tetrachloromiedziowy(II) o zabarwieniu zielonym. CuO + 4HCl = H 2 CuCl 4 + H 2 O H 2 CuCl 4 = 2H + + CuCl 4 2- 5. Podsumowanie Aktywność chemiczna metali maleje Blok Metal Związki z tlenem Związki z aktywnym niemetalem Produkt reakcji z kwasem nieutl. (HCl) Produkt reakcji z kwasem utleniającym (HNO 3 ) Produkt reakcji z zasadą (NaOH) K K 2 O, K 2 O 2 KCl, K 2 S KCl KNO 3 - ß ß s Mg MgO MgCl 2 , MgS MgCl 2 Mg(NO 3 ) 2 - Na Na 2 O, Na 2 O 2 NaCl, Na 2 S NaCl NaNO 3 - p Al Al 2 O 3 AlCl 3 , Al 2 S 3 AlCl 3 Al 2 O 3 * Na[Al(OH) 4 ] Mn MnO 2 , Mn 2 O 3 MnCl 2 , MnS MnCl 2 Mn(NO 3 ) 2 - Zn ZnO ZnCl 2 , ZnS ZnCl 2 Zn(NO 3 ) 2 Na 2 [Zn(OH) 4 ] Cr CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 CrCl 2 , CrS CrCl 2 Cr(NO 3 ) 3 * - Fe FeO, Fe 2 O 3 , Fe 3 O 4 FeCl 2 , FeS FeCl 2 Fe 2 O 3 * - d Cu Cu 2 O, CuO CuCl 2 , CuS - Cu(NO 3 ) 2 - Ag - AgCl, Ag 2 S - AgNO 3 - W stężonych roztworach kwasów utleniających ulega pasywacji CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA Ćw. 1. Działanie kwasów na metale Sprzęt: - statyw z probówkami (pod wyciągiem) Odczynniki: - 2M kwasy;HCl, HNO 3 , H 2 SO 4 - stężone kwasy; HCl, HNO 3 , H 2 SO 4 - pręty lub blaszki: Al., Zn, Fe, Cu Opis ćwiczenia Wyczyścić dokładnie papierem ściernym na wysokość 2 cm pręty lub blaszki metali, a następnie przemyć końcówki wodą i wodą destylowaną. Do czterech probówek wlewamy kolejno po 1 cm 3 2M HCl, HNO 3 i H 2 SO 4 . Do czterech następnych po 1cm 3 stężonych kwasów. Do każdej z nich wkładamy oczyszczone metale i obserwujemy zachodzące reakcje. Miedź metaliczna nie reaguje z rozcieńczonymi kwasami. Reaguje tylko z kwasami utleniającymi, do których zalicza się stężony H 2 SO 4 i stężony HNO 3 . W reakcjach tych tworzą się sole miedzi, lecz nie wydziela się wodór. Następuje redukcja siarki lub azotu do niższego stopnia utlenienia (NO, NO 2 , SO 2 ). Cynk z kwasami utleniającymi reaguje podobnie jak miedź. Żelazo i glin ulegają pasywacji w tych kwasach (tworzą się tlenki). Z kwasami rozcieńczonymi reagują wypierając z nich wodór. Równocześnie powstają sole odpowiednich metali). Odmienne zachowanie się miedzi w porównaniu do pozostałych badanych metali w reakcjach z kwasami rozcieńczonymi wynika z ich położenia względem wodoru w szeregu napięciowym metali. Wyniki obserwacji oraz zachodzące reakcje zamieszczamy w sprawozdaniu. Ćw. 2. Działanie ługów na metale Sprzęt: - statyw z probówkami Odczynniki: - 1M NaOH - pręty lub blaszki: Mg, Al., Zn, Fe, Cu Opis ćwiczenia Wyczyścić dokładnie na wysokość 2 cm pręty lub blaszki metali, a następnie przemyć końcówki wodą i wodą destylowaną. Do czterech probówek wlać po 1 cm 3 1 M NaOH. Do każdej probówki włożyć jeden z metali i obserwować zachodzące reakcje. W obserwacjach należy uwzględnić:wydzielanie wodoru, brak reakcji, ocenę stanu powierzchni metalu. Wyniki obserwacji i reakcje zamieścić w tabeli w sprawozdaniu. Napisać reakcje wg schematu: Metal amfoteryczny + NaOH = sól + H 2 * 20..../.... Nazwisko, imię Zaliczenie Wydz. Gr. Temat: WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI Ćw. 1. Działanie kwasów na metale Przebieg reakcji Zmiana stopnia utlenienia Obserwacje,wnioski 1 Zn + HCl = 2 Zn + HNO 3 = 3 Zn + H 2 SO 4 = 4 Zn + HCl stęż = 5 Zn + HNO 3stęż = 6 Zn + H 2 SO 4stęż = 7 Cu+ HCl = 8 Cu + HNO 3 = 9 Cu + H 2 SO 4 = 10 Cu + HCl stęż = 11 Cu + HNO 3stęż = 12 Cu + H 2 SO 4stęż = 13 Al + HCl = 14 Al + HNO 3 = 15 Al + H 2 SO 4 = 16 Al + HCl stęż = 17 Al + HNO 3stęż = 18 Al + H 2 SO 4stęż = 19 Fe + HCl = 20 Fe + HNO 3 = 21 Fe + H 2 SO 4 = 22 Fe + HCl stęż = 23 Fe + HNO 3stęż = 24 Fe + H 2 SO 4stęż = [ Pobierz całość w formacie PDF ] |