Опыт 1. (Демонстрационный) Взаимодействие магния и кальция с кислородом.

Небольшой кусочек стружки магния, пинцетом внести в пламя горелки и после воспламенения сжечь его над фарфоровым тиглем. К собранному в тигле оксиду магния прилить 1... 2 мл воды и добавить 1 каплю фенолфталеина.

Аналогичный опыт провести с кальцием.

Объяснить происходящие явления и написать уравнения реакций.

 

Опыт 2. (Демонстрационный). Взаимодействие магния и кальция с водой.

В химический стакан с водой добавить 1... 2 капли фенолфталеина и внести пинцетом небольшую стружечку (лучше немного порошка) магния и наблюдать за протеканием реакции.

Аналогичный опыт провести с кальцием.

Объяснить происходящие явления и написать уравнения реакций. Сопоставить активность металлов по отношению к воде.

 

Опыт3.Свойства гидроксидов бериллия и магния.

а) В две пробирки налить по 3... 5 капель раствора хлорида бериллия и добавить в каждую пробирку раствор гидроксида натрия по каплям до образования осадка. Отметить цвет осадка. Затем в одну пробирку добавить HCl, а в другую - NaOH до растворения осадков. Описать наблюдения, дать объяснения. Написать уравнения реакций. Какими свойствами обладает Ве(ОН)₂?

б) В две пробирки налить по 3... 5 капель раствора хлорида магния и раствора NaOH до образования осадка. Отметить цвет осадка. Затем в одну пробирку добавить 3... 5 капель (избыток) NaOH, а в другую - столько же HCl. В обеих ли пробирках растворяется осадок? Какими свойствами обладает Mg(OH)₂? Дать объяснения наблюдениям. Написать уравнения реакций.

 

Опыт 4.Сравнение способности к гидролизу растворов солей Be, Mg, Ca.

На три бумажки универсального индикатора нанести по капле растворов BeCl₂, MgCl₂, CaCl₂ (отдельно!). Сравнить полученные цвета индикаторных бумажек с цветной шкалой универсального индикатора. Записать рН растворов. Написать уравнения реакций гидролиза. Гидролиз какой соли идет в большей степени?

 

Опыт 5. Получение осадков солей металлов II А подгруппы

а) В три пробирки налить (отдельно!) по 2... 3 капли растворов солей кальция, стронция, бария и прилить в каждую пробирку по 2... 3 капли раствора сульфата натрия (Na₂SO₄). Отметить внешний вид, цвет и количество выпавших осадков. Все ли осадки выпадают с одинаковой скоростью? Чем это объяснить? Написать уравнения реакций.

б) Налить в пробирку 2... 3 капли раствора соли бария и добавить столько же раствора хромата калия K₂CrO₄. Отметить внешний вид и цвет выпавшего осадка. Написать уравнение реакции. Объяснить, почему выпал осадок.

в) Налить в пробирку 2... 3 капли раствора соли кальция и добавить столько же раствора щавелевокислого аммония (NH₄)₂C₂O₄. Отметить цвет, внешний вид и количество выпавшего осадка. Почему выпал осадок? Написать уравнение реакции.

 

Опыт 6 (Демонстрационный). Окрашивание пламени солями элементов II А подгруппы

Обработать нихромовую проволоку концентрированной HCl и прокалить в пламени спиртовой горелки, затем опустить её в раствор соли щелочноземельного металла (Са, Sr, Ba) и вновь внести в пламя спиртовой горелки. В какие цвета окрашивают пламя соли испытуемых металлов?

 

Контрольные вопросы

1. Какими физическими и химическими свойствами обладают щелочноземельные металлы?

2. Магний сожгли на воздухе. Продукты реакции обработали водой. Какие соединения при этом образовались? Написать уравнения реакций.

3. Как изменит окраску лакмус в растворах солей а) хлорида магния;

б) хлорида бария?

4. Осуществить превращения, назвать соединения:

Са ® СаО ® Са(ОН)₂ ® СаСО₃ ® Са(НСО₃)₂ ® СаСl₂

5. В сосуд с водой поместили 15,6 г смеси кальция и оксида кальция. Вычислить массу каждого из веществ, зная, что в результате реакции выделилось 5,6 л газа (н.у.).

6. При прокаливании 12 г известняка выделилось 2,24 л оксида углерода (IV) (н.у.). Определить массовую долю карбоната в навеске известняка.

7. Определить массу осадка, образующегося при приливании избытка раствора карбоната натрия к 200 г 20%-ного раствора хлорида кальция.

8. К 100 мл 0,25 М раствора CaCl₂ прибавили равный объём 0,25 М раствора Na₂SO₄. Сколько мг ионов Са²⁺ осталось в растворе? (ПР_CaSO4 = 6,1 × 10^-5). (Ответ: 62,2 мг).

9. Сколько алебастра можно получить при обжиге 1 т гипса?

10. На сколько увеличится масса 1 кг алебастра при его переводе в гипс?

11. Составить схему электролиза а) расплава хлорида магния; б) водного раствора хлорида магния.

12. Какая вода называется жесткой? Химические способы умягчения воды.

13. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Mg ® Mg(NO₃)₂ ® MgO ® MgSO₄ ® Mg(HSO₄)₂

14. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

CaCl₂ ® Ca ® CaO ® Ca(OH)₂ ® СaOCl₂

15. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Sr ® Sr(OH)₂ ® SrCO₃ ® Sr(NO₃)₂ ® ^t Х

16. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

BaCl₂ ® BaSO₄ ® BaCO₃ ® BaO ® Ba(OH)₂

17. Написать уравнения реакций:

а).BaO + NO₂ ®

б). Ca + HNO₃ ®

в).Be(OH)₂ + KOH ®

18. Написать уравнения реакций:

а). BaSO₄ + C ®

б). BeF₂ + NaF ®

в). CaH₂ + H₂O ®

19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Ca₃(PO₄)₂ ® Ca(HSO₄)₂ ® CaSO₄ ® CaS ® CaCl₂

20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

ВaCl₂ ® BaCrO₄ ® Ba(NO₃)₂ ® BaCO₃ ® BaO.

21. Написать уравнения реакций:

а). Mg + N₂ ®

б). CaC₂ + H₂O ®

в). Mg(OH)₂ + NH₄Cl ®

 

Алюминий

Алюминий входит в главную подгруппу III группы периодической системы Д.И.Менделеева. На внешнем электронном слое атома три электрона: Al..3s²3p¹; при возбуждении: Al*….3s¹3p². Поэтому в соединениях алюминий проявляет степень окисления +3.По своим свойствам он резко отличается от бора и обладает ярко выраженными металлическими свойствами. Из-за устойчивой оксидной пленки алюминий не растворяется в воде, несмотря на высокое значение электродного потенциала (-1,66 В). Оксидная пленка растворяется в кислотах (с трудом) и в щелочах. Оксид алюминия амфотерен.

Al₂O₃ + 6 H⁺ ® 2 Al⁺³ + 3 H₂O

Al₂O₃ + 2OH^- + 3H₂O ® 2[Al(OH)₄] ^-

Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой:

2Al + 6 H₂O ® 2 Al(OH)₃ + 3 H₂­,

Алюминий активно реагирует с кислотами

2 Al + 6 H⁺ ® 2 Al⁺³ + 3 H₂­,

и с водными растворами щелочей

2Al + 2OH^- + 6 H₂O ® 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂.

Гидроксид алюминия Al(OH)₃ - типичное амфотерное соединение: свежеприготовленный легко растворяется в кислотах и в щелочах.

OH^- OH^-

Al⁺³ Al(OH)₃ ¯ [Al(OH)₄] ^-

H⁺ H⁺

Для получения осадка Al(OH)₃ щелочь обычно не используют из-за легкости перехода осадка в раствор, а действуют на соли алюминия гидроксидом аммония, причем при комнатной температуре образуется Al(OH)₃ (ортоалюминиевая кислота H₃AlO₃), а при кипячении - AlO(OH) (метаалюминиевая кислота HAlO₂)

AlCl₃ + 3 NH₄OH = Al(OH)₃¯ + 3NH₄Cl

t

AlCl₃ + 3 NH₄OH = HAlO₂ + 3NH₄Cl + H₂O

Соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и подвергаются в значительной степени гидролизу по катиону, создавая сильнокислотную среду, в которой возможно растворение металлов, например, Mg или Zn:

Al⁺³ + H₂O AlOH²⁺ + H⁺ (рН <<7) (I ступень)

При определенных условиях (нагревание, подщелачивание) гидролиз протекает и по следующим ступеням

(AlOH) ²⁺ + H₂O [Al(OH)₂]⁺ + H ⁺ (II ступень)

[Al(OH)₂]⁺ + H₂O Al(OH)₃ + H⁺ (III ступень)

В растворах метаалюминатов (NaAlO₂) среда щелочная из-за гидролиза по аниону

AlO₂^- + H₂O HAlO₂ + ^-OH (pH >7)

Алюминий - важнейший конструкционный металл, основа легких коррозионно-стойких сплавов (с магнием - дюралюмин или дюраль, с медью - бронза). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление посуды и электрических проводов.

 

Лабораторная работа №3