Справочный материал для подготовки к ОГЭ по химии
Химические свойства солей
Общее правило для реакций термического разложения нитратов:
В
азотной кислоте окислителем является
анион – NO3–,
восстановление которого возможно до
любого из продуктов, в соответствии со
схемой
+NH3OH
NO
N2
N2O
Окислительно-восстановительные
потенциалы для всех реакций восстановления
HNO3
близки, поэтому процессы взаимодействия
металлов и азотной кислоты неселективные.
HNO3
(конц) .
NO2
NO
(с неактивными металлами)
HNO3(разб.)
NH4+
(с активными металлами)
Лабораторная работа № 5
Опыт
1. Взаимодействие металлов с соляной
кислотой.
Ряд
стандартных окислительно-восстановительных
потенциалов металлов
В
пять пробирок налить по 1 мл 2 М раствора
соляной кислоты и поместить в каждую
пробирку по одному кусочку металла
Mg,
Zn,
Fe,
Pb,
Cu.
Наблюдать за изменениями в пробирках
в течение 5-10 минут. Пробирку со свинцом
нагреть, после охлаждения добавить 2
капли сульфида натрия.
–
Отметить, как протекают реакции в каждой
из пробирок, что выделяется;
–
расположить металлы в порядке уменьшения
их активности по отношению к соляной
кислоте;
–
какой металл не взаимодействует с
соляной кислотой;
–
составить уравнения реакций
–
определить окислитель и восстановители;
–
выписать из табл.3 приложения значения
стандартных окислительно-восстановитель-ных
потенциалов электрохимических систем
–
рассчитать ЭДС проведенных реакций
ЭДС
= φок .
– φвос.
–
указать, какие из проведенных реакций
термодинамически возможны;
–
сформулировать условие самопроизвольного
протекания окислительно-восстановительной
реакции;
–
отметить, какие изменения происходят
в пробирке со свинцом после нагревания;
–
составить уравнение реакции
–
составить уравнение реакции, подтверждающей
наличие ионов Pb2+
в растворе
–
ответить, почему свинец не взаимодействует
с соляной кислотой при комнатной
температуре;
–
объяснить, что такое «пассивирование
металла»;
–
сформулировать, какие металлы могут
вытеснять молекулярный водород из
кислот.
Опыт
2. Взаимодействие металлического цинка
с растворами солей
В
пять пробирок внести по грануле
металлического цинка и прилить по 1мл
раствора соли в первую пробирку–хлорида
магния; во вторую–сульфата железа
(II);
в третью – хлорида олова (II);
в четвертую – нитрата свинца (II);
в пятую – сульфата меди (II).
Наблюдать за изменениями в пробирках
в течение 5-10 минут. Используя универсальный
индикатор, измерить рН в растворах
солей.
–
ответить, реакция металлов с водными
растворами – гомогенная или гетерогенная;
–
ответить, с раствором какой соли цинк
не взаимодействует;
–
составить уравнения основных реакций:
–
указать восстановитель и окислитель;
–
используя значения стандартных
окислительно-восстановительных
потенциалов (табл.3 приложения), рассчитать
ЭДС проведенных реакций:
ЭДС
= φок –
φвос;
–
расположить растворы солей в порядке
увеличения ЭДС и активности их
взаимодействия с цинком;
–
используя ряд стандартных
окислительно-восстановительных
потенциалов, сформулировать, какие
металлы могут быть «вытеснены» из
растворов их солей цинком;
–
по измеренной величине рН, ответить,
какая среда в каждом из растворов солей;
–
ответить, какой газ выделяется;
–
составить уравнения побочных реакций:
Me2+
+ H2O
MeOH+
+ H+
(уравнение гидролиза)
Опыт
3. Взаимодействие металлов – Ca
и Mg
– с водой
В две пробирки налить по
2-3 мл дистиллированной воды и добавить
2 капли раствора фенолфталеина. В одну
пробирку поместить немного металлического
магния, в другую-кальция. Наблюдать за
изменениями в пробирках в течение 3-5
минут. Пробирку с магнием нагреть на
спиртовке до кипения.
–
Отметить, как протекает реакция с Mg
при комнатной температуре; с Mg
при нагревании;
–
сравнить активность металлов Ca
и Mg
;
–
составить уравнения реакций:
Ca
+
H2O
Mg
+
H2O
;
–
указать восстановители и окислитель;
какой газ выделяется;
–
рассчитать потенциал «водородного
электрода»
–
рассчитать ЭДС реакций: ЭДС = φок.
– φвос.;
–
ответить, почему при комнатной температуре
магний практически не взаимодействует
с водой;
–
что «пассивирует» Mg
и почему при нагревании реакция
осуществляется;
–
отметить, в какой пробирке окраска
фенолфталеина более интенсивная;
–
используя рис. 2, по окраске фенолфталеина
указать, какая среда в растворах
полученных продуктов;
Опыт
4. Взаимодействие металлов – Al,
Sn
и Zn
с водным раствором
Налить в три пробирки по
1-2 мл концентрированного раствора
щелочи – гидроксида натрия – и поместить
в каждую из пробирок один из металлов
(в первую – алюминиевую стружку, во
вторую – гранулу цинка, в третью –
гранулу олова). Пробирки осторожно
нагреть на спиртовке.
–
Отметить, как протекает реакция
металлических Al,
Zn,
и Sn
с водным раствором щелочи;
–
растворы каких веществ называют
щелочами, привести примеры;
–
сравнить активность металлических Al,
Zn
и Sn
по отношению к водному раствору щелочи;
–
ответить, чем покрыт каждый из металлов;
–
составить уравнения реакции растворения
оксидных пленок металлов в растворе
гидроксида натрия, учитывая, что
образуются гидроксокомплексы
–
составить уравнения реакций металла
с раствором гидроксида натрия, учитывая,
что образуются соответствующие
гидроксокомплексы с координационным
числом, равным четырем:
– выписать (табл.3
приложения) значения стандартных
окислительно-восстановительных
потенциалов электрохимических систем
– сравнить их значения с соответствующими
потенциалами для процессов окисления
в кислой среде:
–
ответить, в какой среде восстановительные
свойства металлических Al,
Zn
и Sn
более выражены;
–
рассчитать ЭДС реакций: ЭДС = φок
. – φвос.
Опыт
5. Взаимодействие металлов – Mg
и Fe
– с концентрированной серной кислотой
а)
В пробирку поместить 1-2 стружки магния
и прилить ~1 мл конц. серной кислоты.
Подержать над отверстием пробирки
фильтровальную бумагу, смоченную
раствором соли свинца (II).
Наблюдать за изменениями в пробирке в
течение 2-3 минут, пробирку осторожно
нагреть на спиртовке;
–
отметить, какие изменения происходят
в пробирке; на фильтровальной бумаге;
– ответить, какой
элемент является окислителем в
концентрированной серной кислоте;
–
до каких продуктов может восстанавливаться
концентрированная серная кислота;
–
ответить, что образуется при окислении
металлического магния;
–
составить уравнение первой реакции,
учитывая, что первоначально выделяющийся
газ – SO2:
–
составить уравнение второй реакции,
учитывая, что образующийся белый осадок
– S:
–
составить уравнение третьей реакции,
учитывая, что выделяющийся газ с
характерным запахом – H2S:
–
составить уравнение реакции, протекающей
на фильтровальной бумаге и доказывающей
образование сероводорода:
– ответить, реакция магния с концентрированной
серной кислотой является селективной
или нет.
б) В пробирку
поместить 1-2 стружки железа и прилить
1
мл концентрированной серной кислоты.
Наблюдать за изменениями в пробирке в
течение 2-3 минут; пробирку нагреть на
спиртовке. После охлаждения 2-3 капли
полученного раствора внести в пробирку
с 1
мл дистиллированной воды и добавить 2
капли тиоцианата калия (KSCN)
Fe2(SO4)3
+ KSCN
при нагревании,
учитывая, что образуется сульфат железа
(III), вода и оксид
серы (IV):
Fe + H2SO4(конц.)
Опыт 6. Взаимодействие
металлов – Mg, Fe,
Cu – с разбавленной
азотной кислотой (показательный)
В три пробирки
налить по 2-3 мл разбавленной азотной
кислоты. Осторожно опустить в первую
пробирку пластинку меди, во вторую –
железа, в третью – магния. Если реакция
идет слабо, слегка нагреть пробирки,
после охлаждения в пробирку с Fe
добавить 1 каплю тиоцианата калия (KSCN)
Опыт 7. Взаимодействие металлов – Al,
Fe, Cu
– с концентрированной азотной кислотой
(показательный)
В три пробирки
налить по ~1 мл концентрированной азотной
кислоты. Осторожно опустить в первую
пробирку пластинку меди, во вторую –
железа, в третью – алюминия. Наблюдать
за изменениями в пробирках в течение
~2 минут. Пробирки с железом и алюминием
нагреть.
Контрольные тестовые
задания по теме «Химические свойства
металлов»
Среди приведенных
металлов наиболее активный:
Ответы: 1)
Na; 2) Fe; 3) Mg; 4) Cu; 5) Ag.
Используя
ряд электродных потенциалов металлов,
расположите металлы в порядке увеличения
их химической активности:
а) Zn,
б)Ca, в)Ag.
Ответы: 1) Zn,Ca,Ag; 2)Ca,Ag,Zn; 3)Ag,Zn,Ca; 4)Ca,Zn,Ag; 5)Zn,Ag,Ca.
а) Fe,
б)Cu, в)Al.
Ответы: 1)
Fe, Cu, Al; 2) Cu, Al, Fe; 3) Al, Fe, Cu; 4) Cu, Fe, Al; 5) Fe, Al,
Cu.
а) Mg,
б)Hg, в)Sn.
Ответы: 1) Mg,Hg,Sn; 2)Hg,Sn,Mg; 3)Sn,Mg,Hg; 4)Hg,Mg,Sn;
5) Mg, Sn, Hg.
Используя
ряд электродных потенциалов металлов,
расположите металлы в порядке уменьшения
их химической активности:
а) Na,
б)Al, в)Au.
Ответы: 1)
Na, Al, Au; 2) Al, Au, Na; 3) Au, Na, Al; 4) Al, Na, Au; 5) Na, Au,
Al.
Используя ряд электродных потенциалов
металлов, расположите ме-
таллы в порядке увеличения их химической
активности:
а) Ba,
б)Pb, в)Zn.
Ответы: 1) Ba,Pb,Zn; 2)Pb,Zn,Ba; 3)Zn,Ba,Pb; 4)Pb,Ba,Zn; 5)Ba,Zn,Pb.
Задание 5.1.7
Железо из раствора соли FeCl2вытесняет:
Ответы: 1) магний; 2)
олово; 3) свинец; 4) медь; 5) серебро.
Цинк из
раствора соли ZnSO4вытесняет:
Ответы: 1) железо; 2)
свинец; 3) медь; 4) никель; 5) алюминий.
Металл, который
не вытесняет олова из соли SnCl2:
Ответы: 1)
Ca; 2) Mg; 3) Cu; 4) Fe; 5) Ni.
Железо
вытесняет металл из раствора соли:
Ответы: 1)
NaCl; 2) Pb(NO3)2;
3) MgSO4;
4) ZnSO4;
5) Al2(SO4)3.
Химическая
реакция произойдет между веществами:
Ответы: 1) CuиHCl; 2)AgиCuSO4; 3)ZnиFeSO4; 4)ZnиMgCl2;
Раствор
железного купороса можно хранить в
посуде из металла:
Ответы: 1)
Mg; 2) Zn; 3) Al; 4) Cr; 5) Cu.
Раствор
медного купороса можно хранить в посуде
из металла:
Ответы: 1) Cr;
2)Ag; 3)Fe; 4)Zn; 5)Al.
Раствор
медного купороса нельзя хранить в
посуде из металла:
Ответы: 1)
Au; 2) Ag; 3) Fe; 4) Pt; 5) Pd.
Никель из
сульфата никеля вытесняет металл:
Ответы: 1) Sn;
2)Mg; 3)Cu; 4)Pb; 5)Ag.
Водород из
разбавленной соляной кислоты вытесняет:
Ответы: 1) медь; 2)
золото; 3) платина; 4) серебро; 5) магний.
Водород из
разбавленной серной кислоты вытесняет:
Ответы: 1) цинк; 2) медь;
3) серебро; 4) золото; 5) платина.
Металл, который
не вытесняет водород из раствора соляной
Ответы: 1) Ca;
2)Fe; 3)Zn; 4)Hg; 5)Sn.
Не вытесняет
водород из раствора соляной кислоты:
Ответы: 1) K;
2)Ag; 3)Mn; 4)Zn; 5)Li.
Металл, который
вытесняет водород из раствора соляной
кислоты:
Ответы: 1) Cu;
2)Ag; 3)Hg; 4)Mg; 5)Au.
Не вытесняет
водород из соляной кислоты металл:
Ответы: 1)
Mg; 2) Pt; 3) Zn; 4) Fe; 5) Al.
Ответы: 1)
Ca; 2) Fe; 3) Cu; 4) Mn; 5) Al.
Ответы: 1)
Bi; 2) Co; 3) Cu; 4) Ag; 5) Au.
Ответы: 1)
Ni; 2) As; 3) Hg; 4) Pt; 5) Bi.
Ответы: 1)
Hg; 2) Ag; 3) Pt; 4) Au; 5) Cr.
Ответы: 1) Hg;
2)Cd; 3)Ag; 4)Au; 5)Bi.
Водород из разбавленной соляной кислоты
не вытесняет:
Ответы: 1)
Fe; 2) Zn; 3) Al; 4) Ag; 5) Mg.
Ответы: 1)
Mg; 2) Al; 3) Be; 4) Cr; 5) Au.
Ответы: 1)
Pt; 2) Fe; 3) Ca; 4) Mn; 5) Ba.
Ответы: 1)
Sr; 2) Ag; 3) Al; 4) Be; 5) Fe.
Ответы: 1) Ca;
2)Zn; 3)Hg; 4)Mg; 5)Mn.
С водой взаимодействует металл:
Ответы: 1) Sn;
2)Pb; 3)Cu; 4)Ag; 5)K.
Водород из воды вытесняет металл:
Ответы: 1)
Na; 2) Au; 3) Cu; 4) Ag; 5) Sn.
Ответы: 1)
Co; 2) Sn; 3) K; 4) Pb; 5) Bi.
Ответы: 1)
Co; 2) Fe; 3) Ag; 4) Fr; 5) Bi.
Ответы: 1) Mn;
2)Ti; 3)Pb; 4)Cu; 5)Sr.
Ответы: 1)
Co; 2) Zn; 3) Ba; 4) Be; 5) Al.
Ответы: 1)
Rb; 2) Co; 3) Ni; 4) Bi; 5) Cu.
Ответы: 1) Fe;
2)Cs; 3)Sn; 4)Pb; 5)Ag.
С водным раствором гидроксида натрия
взаимодействует металл:
Ответы: 1) Al;
2)Mg; 3)Mn; 4)Cu; 5)Ag.
Ответы: 1)
Fe; 2) Co; 3) Cd; 4) Bi; 5) Zn.
Ответы: 1)
Cu; 2) Sn; 3) Mn; 4) Ag; 5) Co.
Ответы: 1) Ni;
2)Bi; 3)Fe; 4)Pb; 5)Mg.
Ответы: 1)
Be; 2) Cd; 3) Fe; 4) Hg; 5) Au.
Ответы: 1)
Co; 2) Ag; 3) Al; 4) Au; 5) Pt.
Ответы: 1) Pt;
2)Ca; 3)Mg; 4)Mn; 5)Bi.
Сумма коэффициентов в уравнении реакции
Ответы: 1) 3; 2) 6; 3) 5; 4)
8; 5) 10.
Ответы: 1) 5; 2) 12; 3) 14; 4)
20; 5) 10.
Ответы: 1) 8; 2) 14; 3) 10; 4)
12; 5) 5.
Ответы: 1) 8; 2) 14; 3) 10; 4)
12; 5) 9.
Ответы: 1) 7; 2) 11; 3) 9; 4)
13; 5) 5.
Задание 5.4.6
Ответы: 1) 8; 2) 14; 3) 20; 4)
10; 5) 15.
Ответы: 1) 10; 2) 12; 3) 8; 4)
6; 5) 14.
Ответы: 1) 14; 2) 12; 3) 8; 4)
18; 5) 20.
Ответы: 1) 16; 2) 14; 3) 15;
4) 10; 5) 8.
Ответы: 1) 10; 2) 12; 3) 18;
4) 16; 5) 14.
Ответы: 1) 5; 2) 7; 3) 9; 4)
10; 5) 12.
Ответы: 1) 9; 2) 17; 3) 15;
4) 13; 5) 7.
Ответы: 1) 7; 2) 9; 3) 5; 4)
11; 5) 10.
Ответы: 1) 8; 2) 5; 3) 7; 4)
12; 5) 10.
Ответы: 1) 10; 2) 12; 3) 14;
4) 16; 5) 18.
При обычной температуре с водой
взаимодействуют только наиболее активные
металлы, стоящие в ряду активностей до
магния.
РЯД АКТИВНОСТЕЙ МЕТАЛЛОВ:
В раскаленном состоянии железо реагирует
с перегретым водяным паром: 2Fe
+ 3H2O
= Fe2O3
+ 3H2
С растворами щелочей реагируют
металлы, оксиды и гидроксиды которых
обладают амфотерными свойствами: В
щелочных средах неустойчивы Al,
Zn и их сплавы.
Взаимодействие с растворами солей:
каждый более активный металл (не
взаимодействующий с водой) способен
вытеснить стоящий за ним металл из
растворов его солей.
Cu
+ AgNO3 = Cu(NO3)2 + Ag; Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg
Активными металлами считают металлы,
расположенные в ряду активностей до
водорода.
С обычными кислотами взаимодействуют
только активные металлы.
Взаимодействие концентрированной
H2SO4
с металлами:
Me
+ H2SO4 = MeSO4 + S0 + H2O
Глубина восстановления S+6
определяется активностью металла: чем
активнее металл, тем больше меняется
степень окисления.
Характер взаимодействия HNO3
с металлами:
Me0 + HN+5O3 = Me+nNO3 + N+2O + H2O
Глубина восстановления N+5
зависит:
I) от активности
металла: чем активнее металл, тем глубже
происходит изменение степени ок-ия.
II) от концентрации
кислоты: чем более разбавлена кислота,
тем глубже происходит изменение степени
окисления.
4HNO3 (конц.)+
Cu = Cu(NO3)2+ 2NO2 + 2H2O
8HNO3 (разб.)
+ 3Cu =3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O
10HNO3 (с.разб.)
+ 4Са
=4Ca(NO3)2 + NН4
NO3 + 3H2O
Электролизом – называется
совокупность процессов, сопровождающих
прохождение электрического тока через
растворы или расплавы электролитов.
Процессы при электролизе
В первую очередь, должны окисляться
наиболее сильные восстановители –
вещества, имеющие наиболее отрицательное
значение электродных (окислительно–
восстановительных) потенциалов.
Впервую очередь, восстанавливаются
наиболее сильные окислители, имеющие
наибольшие положительные значения
электродных (окислительно–восстановительных)
потенциалов.
В первую очередь восстанавливаются
катионы малоактивных металлов,
расположенных в ряду стандартных
электродных потенциалов после водорода.
Катионы металлов средней
активности, стоящие в ряду
между Аl и
Н2, восстанавливаются совместно с
катионами водорода (из молекул Н2О).
При этом на катоде одновременно протекают
два процесса:
а) Процесс восстановления ионов металла
средней активности: Me+n
+ ne = Me0
б) процесс восстановления ионов водорода
из воды: 2H2О + 2e
= Н2 + 2ОН –
Катионы активных металлов от Li
до Аl (включительно)
при электролизе водных растворов
не восстанавливаются. На катоде
в этом случае восстанавливаются только
ионы водорода из воды и выделяется
водород из воды: 2H2О
+ 2e = Н2 + 2ОН –
При электролизе растворов сильных
кислот, характеризующихся
высокими концентрациями ионов водорода,
на катоде восстанавливаются
ионы водорода Н +: 2H
+ + 2e = Н20
Если анод нерастворимый (инертный), то
в первую очередь на нем окисляются
анионы бескислородных кислот (за
исключением ионов фтора F
– )2Сl – – 2e
= Cl2
Анионы кислородсодержащих кислот
(оксокислот), например, SO4
2–, NO3 –, СО3 2–, РO4
3–, а также фторид ион (F
–), не окисляются при электролизе водных
растворов. При этом на аноде идет процесс
окисления молекул Н2О: 2H2О
– 4e = O2
+ 4H +
При электролизе растворов щелочей на
аноде окисляются ионы ОН –: 4ОН – – 4e
= 2O2 + 2 H2O
Возможные процессы на аноде:
-окисление анионов кислотных остатков
2Сl – – 2e =
Cl2 процесс 1
-окисление анионов гидроксила 4ОН – –
4e = 2O2 + 2 H2O
процесс 2
-окисление молекул воды 2H2О
– 4e = O2 + 4H
+ процесс 3
-окисление материала анода Me
0 – ne = Me +n
процесс 4
Возможные процессы на катоде: (не
зависят от материала катода, а зависят
от положения металла в ряду стандартных
электродных потенциалов)
-восстановление катионов металла Me
+n + ne = Me
0 процесс 5
-восстановление ионов водорода 2H
+ + 2e = Н2 процесс
6
-восстановление молекул воды 2H2O
+ 2e = Н2 + 2ОН – процесс
7
Электроды: инертные и активные
Электрод (анод), материал которого может
окисляться в процессе электролиза,
называется активным (растворимым)
электродом. Не окисляющийся в процессе
электролиза и служащий только для
подвода электрического тока электрод
называется инертным.
Первый закон Фарадея. Масса вещества,
выделяющегося на электроде при
электролизе, пропорциональна количеству
прошедшего через раствор электричества.
m = k
· Q , где
k – коэффициент
пропорциональности (электрохимиический
эквивалент) (г/Кл);Q – количество
электричества(Кл). Q = I
· t; k=M(экв)/F,
где F= 96500 Кл/моль
– постоянная Фарадея
Возникновение скачка потенциала на
границе раздела металл – водный раствор
электролита
Равновесие в растворе: Ме + H2O
D
Me+n
∙ mH2O
+ ne-
Величина электродного потенциала
– мера электрохимической активности
металла.
Направление перехода катионов металла
в жидкую фазу:
Направление перехода определяется
двумя факторами: Ме + H2O
D
Me+n
∙ mH2O
+ ne-
Измерение величины электродного
потенциала: абсолютную величину
электродного потенциала измерить
невозможно; относительную величину
электродного потенциала измеряют при
сравнении его с потенциалом электрода,
выбранного в качестве эталона. При этом
составляется гальванический элемент.
В качестве электрода сравнения часто
используют стандартный водородный
электрод.
Pt
Потенциал
водородного электрода зависит:
Р-р кис-ты
от давления газообразного
водорода; от концентрации ионов водорода
в
растворе
кислоты; от температуры. Устройство
водородного электрода: 1-
Стандартным
электродным потенциалом металланазывается
равновесный
потенциал металла, находящегося в
контакте с
Для определения стандартного
электродного потенциала меди
составляют гальванический элемент,
состоящий из медного электрода и
стандартного водородного электрода.
Условная запись этого элемента: Анод
(-)Pt/H2/H2SO4//CuSO4/Cu(+)
Катод;Определение стандартного
электродного потенциала цинка: условная
запись:Анод(-)Zn/ZnSO4//H2SO4/H2,Pt(+)Катод
.::Понятие о
гальваническом элементе
Для практического определения величины
электродного потенциала составляют
гальванический элемент. Гальванический
элемент – это устройство, состоящее,
как минимум, из двух электродов
(полуэлементов), в котором химическая
энергия превращается в электрическую.
Электродвижущая сила (Э. Д. С.) гальванического
элемента
Обратимый процесс позволяет достичь
состояния равновесия, характеризующегося
балансом как по зарядам, так и по веществу.
Если потеря электронов на электроде
осуществляется каким-либо одним
веществом, а присоединение – другим, то
процесс будет необратимым.
Виды обратимых электродов: металлические
электроды I рода, металлические электроды
II рода, окислительно – восстановительные
электроды, газовые электроды.
Металлические электроды I рода
представляют собой металл, погруженный
в раствор соли этого металла. медный
электрод Cu
/ CuSO4;
цинковый электрод Zn/ZnSO4.
Потенциалы таких электродов зависят
от активности ионов металла в растворе.
Металлические электроды II рода
редставляют из себя металлические
электроды, покрытые труднорастворимым
соединением данного металла, например,
солью, оксидом или гидроксидом, и
погруженные в раствор хорошо растворимого
соединения, имеющего общий с
труднорастворимым соединением
анион.(хлорсеребряный электрод –
Ag/AgCl/KCl каломельный электрод –
Hg/Hg2Cl2/KCl.) Потенциалы металлических
электродов II рода будут определяться
активностью (концентрацией) общего с
труднорастворимым соединением аниона
в растворе.
Окислительно – восстановительные
электроды (редокс – электроды)
образуются при погружении графита или
иного инертного металла (платина, золото,
иридий и др.) в окислительно –
восстановительную среду. Возникающий
при этом окислительно – восстановительный
потенциал (редокс – потенциал) обусловлен
равновесием: окисленная форма Û
восстановленная форма
Газовые электроды представляют
собой металлический проводник,
контактирующий одновременно и с газом
и с раствором, содержащим ионы данного
газа. Напр.: водородный, хлорный,
кислородный электроды.
В зависимости от причин, вызывающих
поляризацию, различают два ее вида:
Вызывается изменением концентрации
реагентов в приэлектродном слое
вследствие протекания процессов
окисления или восстановления при
прохождении электрического тока.
Концентрационная поляризация имеет
место вследствие замедленной диффузии
ионов, приводящей к тому, что лимитирующей
стадией становятся либо подвод реагентов
к электроду. либо отвод продуктов реакций
от электрода.
вызвана замедленностью электрохимической
реакции разряда или образования ионов
при данной плотности тока, то есть,
замедленностью собственно электрохимической
стадии процесса.
Зависимость скорости реакции от
потенциала – характерная особенность
электрохимических реакций.
Типы гальванических элементов
Различают следующие типы гальванических
элементов:
Почти все металлы
реагируют с кислотами, образуя соли.
Характер взаимодействия металла с
кислотой зависит от активности металла,
его свойств и концентрации кислоты.
При действии
кислоты на металл роль окислителя играет
или ион водорода (
),
или кислотный остаток кислородсодержащей
кислоты (
Взаимодействие металлов с соляной кислотой.
С соляной кислотой
взаимодействуют металлы, стоящие в ряду
напряжений до водорода.
Вывод:
окислителем являются катионы водорода,
которые принимают электроны от атома
металла.
Взаимодействие металлов с азотной кислотой
Концентрированная
и разбавленная азотная кислота
окисляет
металлы без выделения водорода, так как
в ней окислителем является нитрат-ион
(
Восстановление
азотной кислоты различной концентрации
при взаимодействии с металлами разной
активности можно представить в виде
схемы.
Согласно схеме
степень окисления азота при взаимодействии
кислоты с металлами меняется от
+5 до
-3.
Коэффициенты в
уравнении реакции подбираем
ионно-электронным
методом.
Разбавленная
азотная кислота при взаимодействии с
неактивными металлами восстанавливается
до
При взаимодействии
активных металлов с разбавленной азотной
кислотой образуется соль, вода и
При взаимодействии
активных металлов с очень разбавленной
азотной кислотой образуется соль, вода
и аммиак или нитрат аммония.
Следует иметь в
виду, что во многих случаях при действии
азотной кислоты на металлы образуется
смесь различных азотсодержащих
соединений, в которых преобладает
какое-либо из них.
Взаимодействие металлов с серной кислотой
В разбавленной
серной кислоте окислителем являются
ионы водорода
В концентрированной
серной кислоте окислителем является
ион
но так как сульфат-ион не является
сильным окислителем, то большинство
реакций идет при нагревании. Степень
окисления серы может меняться от
+6 до
– 2. Чем
активнее металл, тем больше степень
восстановления серы.
Взаимодействие
металлов с серной кислотой можно
представить в виде схемы.
Характер
взаимодействия зависит от активности
металла, условий проведения реакции.
Например:
при нагревании серной концентрированной
кислоты с цинком сначала выделяется
сернистый газ, а затем элементарная
сера и сероводород.
В одном из уравнений
расставим коэффициенты ионно-электронным
методом.
Вывод:
Окислителем в концентрированной серной
кислоте является ион
Концентрированная
серная кислота не действует на
Химические свойства солей
1. Взаимодействие растворов солей с металлами
Более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы:
2. Соли вступают в реакции ионного обмена с щелочами:
Условия: 1) оба реагента должны быть растворимыми; 2) должен выпадать осадок или выделяться газ.
3. Соли вступают в реакции ионного обмена с кислотами:
Условие: должен выделяться газ, выпадать осадок или образовываться более слабая кислота:
4. Некоторые соли могут вступать в окислительно-восстановительные реакции.
1) Соли, проявляющие окислительные свойства: соли кислородсодержащих кислот галогенов (KClO3, KClO4 и др.), KMnO4, K2CrO7, нитраты (KNO3 и др) и некоторые другие.
2) Соли, прявляющие восстановительные свойства: соли Fe+2, Cr+2, Cr+3, Sn+2, Cu+, K2S и сульфиды, K2SO3 и сульфиты и некоторые другие.
5. Химические свойства кислых солей
6. Химические свойства комплексных солей
2) Реагируют с кислотами (могут образовываться как средние, так и ксилые соли)
7. Разложение средних солей при нагревании
2) Нитраты разлагаются при нагревании. Продукты зависят от положения металла в ряду активности металлов:
Соли аммония азотной и азотистой кислот разлагаются с изменением степени окисления:
Правило 8. Соли слабой кислоты и амфотерного металла реагируют с оксидами щелочных металов, щелочами и карбонатами щелочных металлов:
Правило 9. Соли соединений Zn, Be и Al разлагаются водой, кислотами, хлоридом аммония:
Химические свойства металлов
1) Реагируют с кислородом (подробнее)
Все Щ металлы, кроме Li, образуют не оксиды, а пероксиды:
Оксиды получают взаимодействием пероксидов с металлом:
2) Реагируют с водородом (подробнее)
3) Реагируют с водой (подробнее)
4) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:
5) Реагируют с некоторыми кислотными оксидами:
6) Магний как восстановитель используется в производстве кремния и некоторых металлов:
7) Реакции Щ и ЩЗ металлов с растворами солей или кислот не рассматриваются, так как эти металлы очень бурно взаимодействуют с водой, и суммарная реакция изменится.
Алюминий
2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)
3) Реагирует с водой, если удалить оксидную пленку:
4) Реагирует с щелочами с выделением водорода (также Be и Zn):
5) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:
6) Используется для восстановления менее активных металлов (алюмотермия):
7) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:
8) Вытесняет менее активные металлы из их солей:
9) На холоде пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот. При нагревании реагирует без выделения водорода:
Железо
1) Реагирует с кислородом:
2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)
3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:
4) Не реагирует с щелочами
5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:
6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:
7) Вытесняет менее активные металлы из их солей:
8) На холодe пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (т.е. реакция не протекает). При нагревании реагирует без выделения водорода:
9) Соединения Fe+3 реагируют с железом, медью, восстанавливаясь до Fe+2:
Хром
7) Пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (реакция идут только при нагревании)
Медь
2) Реагирует с соединениями Cu+2 с образованием промежуточной степени окисления +1:
3) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)
4) Не реагирует с парами воды (так как находится в ряду напряжений после водорода):
5) Не реагирует с щелочами
6) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:
7) Не реагирует с N2, C, Si.