Найактивніший метал – це який? Активні метали Активність металів за таблицею Менделєєва

Мета роботи:ознайомитися з досвідом із залежністю окислювально-відновлювальних властивостей металів від їхнього положення в електрохімічному ряду напруг.

Обладнання та реактиви:пробірки, тримачі для пробірок, спиртування, фільтрувальний папір, піпетки, 2н.розчини HClі H 2 SO 4, концентрована H 2 SO 4, розведена та концентрована HNO 3, 0,5Мрозчини CuSO 4 , Pb(NO 3) 2або Pb(CH 3 COO) 2; шматочки металевих алюмінію, цинку, заліза, міді, олова, залізні канцелярські скріпки, дистильована вода.

Теоретичні пояснення

Хімічний характер будь-якого металу значною мірою обумовлений тим, наскільки легко окислюється, тобто. наскільки легко його атоми здатні переходити до стану позитивних іонів.

Метали, що виявляють легку здатність окислюватися, називаються неблагородними. Метали, які окислюються з великими труднощами, називаються шляхетними.

Кожен метал характеризується певним значенням електродного стандартного потенціалу. За стандартний потенціал j 0даного металевого електрода приймається ЕРС гальванічного елемента, складеного зі стандартного водневого електрода, розташованого зліва, і пластинки металу, поміщеної в розчин солі цього металу, причому активність (у розведених розчинах можна використовувати концентрацію) катіонів металу в розчині повинна бути дорівнює 1 моль/л; Т=298; р = 1 атм.(Стандартні умови). Якщо умови реакції відмінні від стандартних, потрібно враховувати залежність електродних потенціалів від концентрацій (точніше активностей) іонів металів у розчині та температурі.

Залежність електродних потенціалів від концентрації виражається рівнянням Нернста, яке стосується системи:

Me n + + n e -→Me

У;

R- газова постійна, ;

F –постійна Фарадея (96500) Кл/моль);

n –

а Ме n + - моль/л.

Приймаючи значення Т=298До,отримаємо

моль/л.

j 0 ,відповідають напівреакції відновлення, одержують ряд напруг металів (ряд стандартних електродних потенціалів). У цей ряд поміщають стандартний електродний потенціал водню, що приймається за нуль, для системи, в якій протікає процес:

2Н + +2е - = Н 2

При цьому стандартні електродні потенціали неблагородних металів мають негативне значення, а шляхетних – позитивне.

Електрохімічний ряд напруг металів

Li; K; Ba; Sr; Ca; Na; Mg; Al; Mn; Zn; Cr; Fe; Cd; Co; Ni; Sn; Pb; ( H) ; Sb; Bi; Cu; Hg; Ag; Pd; Pt; Au

Цей ряд характеризує окислювально-відновну здатність системи «метал – іон металу» у водних розчинах за стандартних умов. Чим лівіше серед напруг стоїть метал (чим менше його j 0), тим сильнішим відновником він є, і тим легше атоми металу віддають електрони, перетворюючись на катіони, але катіони цього металу важче приєднують електрони, перетворюючись на нейтральні атоми.

Окислювально-відновлювальні реакції за участю металів та їх катіонів йдуть у тому напрямку, при якому метал з меншим електродним потенціалом є відновником (тобто окислюється), а катіони металу з великим електродним потенціалом – окислювачами (тобто відновлюються). У зв'язку з цим електрохімічного ряду напруг металів характерні такі закономірності:

1. кожен метал витісняє з розчину солей всі інші метали, що стоять правіше за нього в електрохімічному ряду напруг металів.

2. всі метали, які в електрохімічному ряді напруг стоять лівіше водню, витісняють водень із розведених кислот.

Методика проведення дослідів

Досвід 1: Взаємодія металів із соляною кислотою.

У чотири пробірки налити по 2 – 3 млсоляної кислоти і помістити в них по шматочку алюмінію, цинку, заліза та міді нарізно. Які із взятих металів витісняють водень із кислоти? Написати рівняння реакцій.

Досвід 2: Взаємодія металів із сірчаною кислотою.

У пробірку опустити шматочок заліза і додати|добавляти| мл 2н.сірчаної кислоти. Що спостерігається? Повторити досвід зі шматочком міді. Чи протікає реакція?

Перевірити дію концентрованої сірчаної кислоти на залізо та мідь. Пояснити спостереження. Написати усі рівняння реакцій.

Досвід 3: Взаємодія міді із азотною кислотою.

Покласти у дві пробірки по шматочку міді. В одну з них налити 2 млрозведеної азотної кислоти, у другу – концентрованої. За потреби вміст пробірок підігріти на спиртовці. Який газ утворюється у першій пробірці, а який у другій? Записати рівняння реакцій.

Досвід 4: Взаємодія металів із солями.

Налити в пробірку 2 – 3 млрозчину сульфату міді (II) та опустити шматочок залізного дроту. Що відбувається? Повторити досвід, замінивши залізний дріт шматочком цинку. Написати рівняння реакцій. Налити в пробірку 2 млрозчину ацетату або нітрату свинцю (II) та опустити шматочок цинку. Що відбувається? Написати рівняння реакції. Вказати окислювач та відновник. Чи протікатиме реакція, якщо цинк замінити міддю? Дати пояснення.

11.3 Необхідний рівень підготовки студентів

1. Знати поняття стандартного електродного потенціалу, мати уявлення про його вимір.

2. Вміти використовувати рівняння Нернста визначення електродного потенціалу за умов, відмінних від стандартних.

3. Знати, що таке ряд напруг металів, що він характеризує.

4. Вміти використовувати ряд напруг металів для визначення напрямку окисно-відновних реакцій за участю металів та їх катіонів, а також металів та кислот.

Завдання для самоконтролю

1. Яка маса технічного заліза, що містить 18% домішок, що потрібні для витіснення з розчину сульфату нікелю (II) 7,42 гнікелю?

2. У розчин нітрату срібла опущена мідна пластинка масою 28 г. після закінчення реакції платівка була вийнята, обмита, висушена і зважена. Маса її виявилася 32,52 г. Яка маса нітрату срібла була у розчині?

3. Визначте значення електродного потенціалу міді, зануреної в 0,0005 Мрозчин нітрату міді (II).

4. Електродний потенціал цинку, зануреного в 0,2 Мрозчин ZnSO 4, дорівнює 0,8 В. визначте уявний ступінь дисоціації ZnSO 4у розчині зазначеної концентрації.

5. Обчисліть потенціал водневого електрода, якщо концентрація іонів водню у розчині (Н+)складає 3,8 10 -3 моль/л.

6. Обчисліть потенціал залізного електрода, опущеного в розчин, що містить 0,0699 г FeCI 2 0,5 л.

7. Що називають стандартним електродним потенціалом металу? Яким рівнянням виражається залежність електродних потенціалів від концентрації?

Лабораторна робота №12

Тема:Гальванічний елемент

Мета роботи:ознайомлення з досвідом з принципами роботи гальванічного елемента, оволодіння методикою розрахунку ЕРСгальванічних елементів.

Обладнання та реактиви:мідна та цинкова пластини, приєднані до провідників, мідна та цинкова пластини, з'єднані провідниками з мідними пластинами, наждачний папір, вольтметр, 3 хімічні склянки на 200-250 мл, мірний циліндр, штатив із закріпленою в ньому U - подібною трубкою, сольовий міст, 0,1 Мрозчини сульфату міді, сульфату цинку, сульфату натрію, 0,1 % розчин фенолфталеїну в 50% етиловий спирт.

Теоретичні пояснення

Гальванічний елемент – це хімічне джерело струму, тобто пристрій, що виробляє електричну енергію внаслідок прямого перетворення хімічної енергії окислювально-відновної реакції.

Електричний струм (спрямований рух заряджених частинок) передається по провідникам струму, які поділяються на провідники першого та другого роду.

Провідники першого роду проводять електричний струм електронами (електронні провідники). До них відносяться всі метали та їх сплави, графіт, вугілля та деякі тверді оксиди. Питома електропровідність цих провідників знаходиться в межах від 10 2 до 10 6 Ом -1 см -1 (наприклад, вугілля - 200 Ом -1 см -1 срібло 6 10 5 Ом -1 см -1).

Провідники другого роду проводять електричний струм своїми іонами (іонні провідники). Вони характеризуються низькою електропровідністю (наприклад, Н 2 Про - 4 10 -8 Ом -1 см -1).

При поєднанні провідників першого та другого роду утворюється електрод. Це найчастіше метал, опущений у розчин власної солі.

При зануренні металевої пластинки у воду атоми металу, що знаходяться в поверхневому шарі, під дією полярних молекул води гідратуються. В результаті гідратації та теплового руху зв'язок їх з кристалічними гратами послаблюється і деяка кількість атомів, переходить у вигляді гідратованих іонів у шар рідини, що прилягає до поверхні металу. Металева пластинка заряджається у своїй негативно:

Ме + m Н 2 О = Ме n + n Н 2 О + ne -

Де Ме- Атом металу; Ме n + n Н 2 Про- гідратований іон металу; e -- Електрон, n- Заряд іону металу.

Стан рівноваги залежить від активності металу та від концентрації його іонів у розчині. У разі активних металів ( Zn, Fe, Cd, Ni) взаємодія з полярними молекулами води закінчується відривом від поверхні позитивних іонів металу та переходом гідратованих іонів у розчин (рис. 1 а). Цей процес є окисним. Принаймні збільшення концентрації катіонів біля поверхні зростає швидкість зворотного процесу – відновлення іонів металу. Зрештою швидкості обох процесів вирівнюються, встановлюється рівновага, при якому на межі розчин-метал виникає подвійний електричний шар з певним значенням потенціалу металу.

+ + + +

– – – –

‌

Zn 0 + mH 2 O → Zn 2+ mH 2 O+2e - + + – – Cu 2+ nH 2 O+2e - → Cu 0 + nH 2 O

+ + + – – –

Мал. 1. Схема виникнення електродного потенціалу

При зануренні металу над воду, а розчин солі цього металу рівновагу зміщується вліво, тобто у бік переходу іонів з розчину на поверхню металу. При цьому встановлюється нова рівновага вже за іншого значення потенціалу металу.

Для неактивних металів рівноважна концентрація іонів металу у чистій воді дуже мала. Якщо такий метал занурити в розчин його солі, то катіони металу виділятимуться з розчину з більшою швидкістю, ніж швидкість переходу іонів з металу в розчин. У цьому випадку поверхня металу отримає позитивний заряд, а розчин – негативний через надлишок аніонів солі (рис. 1). б).

Таким чином, при зануренні металу у воду або розчин, що містить іони даного металу, на поверхні розділу фаз метал-розчин утворюється подвійний електричний шар, що володіє певною різницею потенціалів. Потенціал електрода залежить від природи металу, концентрації його іонів у розчині та температурі.

Абсолютне значення електродного потенціалу jокремого електрода експериментально визначити не можна. Однак можна виміряти різницю потенціалів двох хімічно різних електродів.

Домовилися приймати потенціал стандартного водневого електрода рівним нулю. Стандартний водневий електрод являє собою платинову платівку, покриту губчастою платиною, занурену в розчин кислоти з активністю водних іонів. моль/л.Електрод омивається газоподібним воднем при тиску 1 атм.та температурі 298 До.При цьому встановлюється рівновага:

2 Н + + 2 е = Н 2

За стандартний потенціал j 0даного металевого електрода приймається ЕРСгальванічного елемента, складеного із стандартного водневого електрода і пластинки металу, поміщеної в розчин солі цього металу, причому активність (у розведених розчинах можна використовувати концентрацію) катіонів металу в розчині повинна дорівнювати моль/л; Т=298; р = 1 атм.(Стандартні умови). Значення стандартного електродного потенціалу завжди відносять до напівреакції відновлення:

Me n + +n e - → Me

Маючи метали в порядку зростання величини їх стандартних електродних потенціалів j 0 ,відповідають напівреакції відновлення, одержують ряд напруг металів (ряд стандартних електродних потенціалів). У цей же ряд містять стандартний електродний потенціал системи, що приймається за нуль:

Н + +2е - → Н 2

Залежність електродного потенціалу металу jвід температури та концентрації (активності) визначається рівнянням Нернста, яке стосовно системи:

Me n + + n e -→Me

Можна записати у такому вигляді:

де - стандартний електродний потенціал, У;

R- газова постійна, ;

F –постійна Фарадея (96500) Кл/моль);

n –число електронів, що у процесі;

а Ме n + -активність іонів металу в розчині, моль/л.

Приймаючи значення Т=298До,отримаємо

причому активність у розведених розчинах можна замінити концентрацією іонів, вираженою в моль/л.

ЕРСбудь-якого гальванічного елемента можна визначити як різницю електродних потенціалів катода та анода:

ЕРС = j катода -j анода

Негативний полюс елемента називають анодом, на ньому йде процес окислення:

Ме - ne - → Me n +

Позитивний полюс називають катодом, на ньому йде процес відновлення:

Me n + + ne - → Ме

Гальванічний елемент можна записати схематично, при цьому дотримуються певних правил:

1. Електрод зліва має бути записаний у послідовності метал – іон. Електрод праворуч записується у послідовності іон – метал. (-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+)

2. Реакція, що протікає на лівому електроді, записується як окислювальна, а реакція на правому електроді – як відновлювальна.

3. Якщо ЕРСелемента > 0, робота гальванічного елемента буде мимовільна. Якщо ЕРС< 0, то самопроизвольно будет работать обратный гальванический элемент.

Методика проведення досвіду

Досвід 1: Складання мідно-цинкового гальванічного елемента.

Отримайте у лаборанта необхідне обладнання та реактиви. У хімічну склянку об'ємом 200 млналийте 100 мл 0,1 Мрозчину сульфату міді (II)та опустіть у нього мідну пластинку, з'єднану з провідником. У другу склянку налийте такий самий обсяг 0,1 Мрозчину сульфату цинку та опустіть у нього цинкову пластину, з'єднану з провідником. Пластини повинні бути попередньо зачищені наждачним папером. Отримайте у лаборанта сольовий міст і з'єднайте їм два електроліти. Сольовий міст є наповненою гелем (агар-агаром) скляною трубкою, обидва кінці якої закриті ватним тампоном. Міст витримують у насиченому водному розчині сульфату натрію, внаслідок чого відбувається набухання гелю, у нього проявляється іонна провідність.

За допомогою викладача приєднайте вольтметр до полюсів гальванічного елемента, що утворився, і виміряйте напругу (якщо вимірювання проводити вольтметром з невеликим опором, то різниця між величиною ЕРСта напруги невелика). Використовуючи рівняння Нернста, розрахуйте теоретичне значення ЕРСгальванічний елемент. Напруга менша ЕРСгальванічного елемента через поляризацію електродів та омічних втрат.

Досвід 2: Електроліз розчину сульфату натрію.

У досвіді за рахунок електричної енергії, що виробляється гальванічним елементом, пропонується провести електроліз натрію сульфату. Для цього в U - подібну трубку налийте розчин сульфату натрію і в обидва коліна її помістіть мідні пластини, зачищені наждачним папером і з'єднані з мідним та цинковим електродами гальванічного елемента, як це показано на рис. 2. У кожне коліно U-подібної трубки додайте по 2-3 краплі фенолфталеїну. Через деякий час у катодному просторі електролізера спостерігається фарбування розчину в рожевий колір за рахунок утворення лугу при відновленні катодної води. Це свідчить, що гальванічний елемент працює як джерело струму.

Складіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину сульфату натрію.

(–) КАТОД АНОД (+)

сольовий міст

→ Zn 2+ Cu 2+→

ZnSO 4 Cu SO 4

АНОД (-) КАТОД (+)

Zn – 2e - → Zn 2+ Сu 2+ + 2e - →Cu

окислення відновлення

12.3 Необхідний рівень підготовки студентів

1. Знати поняття: провідники першого та другого роду, діелектрики, електрод, гальванічний елемент, анод та катод гальванічного елемента, електродний потенціал, стандартний електродний потенціал. ЕРСгальванічний елемент.

2. Мати уявлення про причини виникнення електродних потенціалів та методи їх вимірювання.

3. Мати уявлення про принципи роботи електричного елемента.

4. Вміти використовувати рівняння Нернста до розрахунку електродних потенціалів.

5. Вміти записувати схеми гальванічних елементів, вміти обчислювати ЕРСгальванічних елементів.

Завдання для самоконтролю

1. Охарактеризуйте провідники та діелектрики.

2. Чому в гальванічному елементі анод має негативний заряд, а в електролізері позитивний?

3. У чому відмінність і подібність катодів в електролізері та гальванічному елементі?

4. Магнієву пластинку опустили у розчин її солі. При цьому електродний потенціал магнію виявився рівним -2,41 В. Обчисліть концентрацію іонів магнію в моль/л. (4,17 х10 -2).

5. При якій концентрації іонів Zn 2+ (моль/л)потенціал цинкового електрода стане на 0,015 Вменше його стандартного електродного? (0,3 моль/л)

6. Нікелевий та кобальтовий електроди опущені відповідно до розчинів Ni(NO 3) 2і Co(NO 3) 2. У якому співвідношенні має бути концентрація іонів цих металів, щоб потенціали обох електродів були однакові? (C Ni 2+: C Co 2+ = 1: 0,117).

7. При якій концентрації іонів Cu 2+в моль/лзначення потенціалу мідного електрода стає рівним стандартному потенціалу водневого електрода? (1,89 x 10-6 моль/л).

8. Складіть схему, напишіть електронні рівняння електродних процесів та обчисліть ЕРСгальванічного елемента, що складається з пластин кадмію і магнію, опущених у розчини своїх солей з концентрацією = = 1.0 моль/л.Чи зміниться величина ЕРСякщо концентрацію кожного з іонів знизити до 0,01 моль/л? (2,244 В).

Лабораторна робота №13

Зрозуміло що нічого не зрозуміло.

Розберемо детальніше процеси, які можуть відбуватися при зануренні металевої пластини в розчин солі того ж металу, з якого виготовлена і сама пластина, яку, в подібних випадках називають електродім.

Можливі два варіанти.

Варіант 1 . Електрод виготовлений із металу, що є активним відновником (йому не "шкода" віддавати свої електрони), нехай це буде, скажімо, цинк.

Після того, як цинковий електрод поринає в розчин, диполі води, присутні в розчині, починають притягувати до себе певну частину атомів цинку, які переходять у розчин у вигляді гідратованих іонів, але при цьому залишають електрони на поверхні електрода.

Me 0 +mH 2 O → Me n+ ·mH 2 O+ne - Me 0 → Me n+ +ne -

Поступово на поверхні цинкового електрода накопичується все більше і більше "кинутих" негативних електронів, - цинковий електрод набуває негативного заряду. Паралельно з цим процесом у розчині збільшується кількість позитивно заряджених іонів цинку, які залишили електрод. Катіони цинку починають притягуватися негативно зарядженим електродом, внаслідок чого на межі електрод-розчин утворюється так званий подвійний електричний шар(ДЕС).

Варіант 2. Електрод виготовлений із металу, який є слабким відновником (йому "шкода" розлучатися зі своїми електронами). Нехай роль такого металу грає мідь. Таким чином, іони міді, що містяться у розчині, є сильними окислювачами. При зануренні мідного електрода розчин частина іонів міді починає контактувати з поверхнею електрода і відновлюється за рахунок вільних електронів, присутніх в міді.

Me n+ +ne - → Me 0

Йде процес, зворотний Варіанту 1. Поступово дедалі більше катіонів міді осаджуються лежить на поверхні електрода. Відновлюючись, катіони заряджають мідну пластину позитивно, у міру збільшення заряду позитивний мідний електрод все більше і більше притягує негативно заряджених іонів, таким чином формується подвійний електричний шар, але зворотної полярності, ніж це було у варіанті 1.

Формується на кордоні електрод-розчинрізницю потенціалів, називається електродним потенціалом.

Виміряти такий потенціал дуже складно. Щоб вийти зі скрутного становища, вирішили брати не абсолютні значення, а відносні, причому як зразок вирішили взяти потенціал водневого електрода, прийнятий рівним нулю.

Потенціал конкретного металевого електрода залежить від природи металу, концентрації та температури розчину.

Оскільки лужні та лужноземельні метали у водних розчинах реагують з водою – їх електродні потенціали розраховують теоретично.

Усі метали прийнято розташовувати у порядку зростання значення їх стандартного електродного потенціалу - такий ряд називається електрохімічним рядом напруг металів:

Що показує електродний потенціал

Електродний потенціал відбиває у чисельному значенні здатність металу віддавати свої електрони чи відновлюватися, кажучи іншими словами, відбиває хімічну активність металу.

Чим лівіше в електрохімічному ряду стоїть метал (див. вище), тим він легше віддає свої електрони, тобто є активнішим, легше вступає в реакції з іншими елементами.

Якщо брати крайнощі, то:

літій найсильніший відновник, а іон літію – найслабший окислювач;
золото – найслабший відновник, а іон золота – найсильніший окислювач.

Наслідки, що випливають із електрохімічного ряду напруг металів:

Метал витісняє з солей всі інші метали, що стоїть у ряду правіше за нього (які є більш слабкими відновниками);
Метали, що мають негативне значення електродного потенціалу, тобто, що стоять лівіше за водень, витісняють його з кислот;
Найактивніші метали, що мають найнижчі значення електродного потенціалу (це метали від літію до натрію), у водних розчинах насамперед реагують із водою.

Слід звернути увагу, що положення металів у Періодичній таблиці та положення цих металів в електрохімічному ряду напруг трохи відрізняються. Даний факт пояснює тим, що значення електродного потенціалу залежить не тільки від енергії, необхідної для відриву електронів від ізольованого атома, але сюди входить ще й енергія, необхідна для руйнування кристалічних ґрат + енергія, що виділяється при гідратації іонів.

Для аналізу активності металів використовують або електрохімічний ряд напруг металів, або їхнє положення в Періодичній таблиці. Чим активніший метал, тим легше він віддаватиме електрони і тим найкращим відновником він буде в окисно-відновних реакціях.

Електрохімічний ряд напруги металів.

Особливості поведінки деяких окислювачів та відновників.

а) кисневмісні солі та кислоти хлору в реакціях із відновниками зазвичай переходять у хлориди:

б) якщо в реакції беруть участь речовини, в яких один і той же елемент має негативний і позитивний ступінь окислення - вони зустрічаються в нульовому ступені окислення (виділяється проста речовина).

Необхідні навички.

1. Розташування ступенів окиснення.
Необхідно пам'ятати, що ступінь окислення – це гіпотетичнийзаряд атома (тобто умовний, уявний), але він повинен не виходити за рамки здорового глузду. Він може бути цілим, дробовим або рівним нулю.

Завдання 1:Розставте ступеня окиснення в речовинах:

2. Розташування ступенів окиснення в органічних речовинах.
Пам'ятайте, що нас цікавлять ступеня окислення лише атомів вуглецю, які змінюють своє оточення у процесі ОВР, у своїй загальний заряд атома вуглецю та її невуглецевого оточення приймається за 0.

Завдання 2:Визначте ступінь окислення атомів вуглецю, обведених рамкою разом із невуглецевим оточенням:

2-метилбутен-2: - =

оцтова кислота: -

3. Не забувайте ставити собі головне питання: хто у цій реакції віддає електрони, а хто їх приймає, і у що вони переходять? Щоб не виходило, що електрони прилітають із нізвідки або відлітають у нікуди.

Приклад:

У цій реакції треба побачити, що іодид калію може бути тільки відновникомтому нітрит калію прийматиме електрони, знижуючисвій ступінь окиснення.
Причому в цих умовах (розведений розчин) азот переходить з в найближчий ступінь окислення.

4. Упорядкування електронного балансу складніше, якщо формульна одиниця речовини містить кілька атомів окислювача чи відновника.
У цьому випадку це необхідно враховувати у напівреакції, розраховуючи кількість електронів.
Найчастіша проблема - з дихроматом калію, коли він у ролі окислювача переходить у:

Ці ж двійки не можна забути при вирівнюванні, адже вони вказують число атомів цього виду в рівнянні.

Завдання 3:Який коефіцієнт потрібно поставити перед і перед

Завдання 4:Який коефіцієнт у рівнянні реакції стоятиме перед магнієм?

5. Визначте, в якому середовищі (кислому, нейтральному або лужному) протікає реакція.
Це можна зробити або про продукти відновлення марганцю і хрому, або за типом сполук, які вийшли в правій частині реакції: наприклад, якщо в продуктах ми бачимо кислоту, кислотний оксид- значить, це точно не лужне середовище, а якщо випадає гідроксид металу - точно не кисле. Ну і зрозуміло, якщо в лівій частині ми бачимо сульфати металів, а в правій – нічого схожого на сполуки сірки – мабуть, реакція проводиться у присутності сірчаної кислоти.

Завдання 5:Визначте середовище та речовини у кожній реакції:

6. Пам'ятайте, що вода - вільний мандрівник, вона може брати участь у реакції, так і утворюватися.

Завдання 6:В якому боці реакції опиниться вода? Що перейде цинк?

Завдання 7:М'яке та жорстке окислення алкенів.
Допишіть та зрівняйте реакції, попередньо розставивши ступеня окиснення в органічних молекулах:

(хол. р-н.)

(водн.р-р)

7. Іноді будь-який продукт реакції можна визначити, тільки склавши електронний баланс і зрозумівши, яких частинок у нас більше:

Завдання 8:Які продукти вийдуть? Допишіть та зрівняйте реакцію:

8. У що переходять реагенти реакції?
Якщо відповідь на це питання не дають вивчені нами схеми, то потрібно проаналізувати, які реакції окислювач і відновник - сильні чи не дуже?
Якщо окислювач середньої сили, навряд чи може окислити, наприклад, сірку з в , зазвичай окислення йде лише до .
І навпаки, якщо - сильний відновник і може відновити сірку з , то тільки до .

Завдання 9:У що перейде сірка? Допишіть та зрівняйте реакції:

9. Перевірте, щоб у реакції був і окислювач, і відновник.

Завдання 10:Скільки ще продуктів у цій реакції, та яких?

10. Якщо обидві речовини можуть виявляти властивості і відновника, і окислювача - треба продумати, яке їх більшеактивний окисник. Тоді другий буде відновником.

Завдання 11:Хто із цих галогенів окислювач, а хто відновник?

11. Якщо один із реагентів - типовий окислювач чи відновник - тоді другий «виконуватиме його волю», або віддаючи електрони окислювачу, або приймаючи у відновника.

Пероксид водню - речовина з подвійною природою, у ролі окислювача (яка більш характерна) перетворюється на воду, а ролі відновника - перетворюється на вільний газоподібний кисень.

Завдання 12:Яку роль виконує пероксид водню у кожній реакції?

Послідовність розміщення коефіцієнтів у рівнянні.

Спочатку поставте коефіцієнти, отримані з електронного балансу.
Пам'ятайте, що подвоювати чи скорочувати їх можна тількиразом. Якщо будь-яка речовина виступає і ролі середовища, й у ролі окислювача (відновника) - його треба буде зрівнювати пізніше, коли майже всі коефіцієнти розставлені.
Передостаннім урівнюється водень, а по кисню ми тільки перевіряємо!

1. Завдання 13:Допишіть та зрівняйте:

Не поспішайте, перераховуючи атоми кисню! Не забувайте множити, а не складати індекси та коефіцієнти.
Число атомів кисню в лівій та правій частині має зійтися!
Якщо цього не сталося (за умови, що ви вважаєте їх правильно), значить, десь помилка.

Можливі помилки.

1. Розставляння ступенів окислення: перевіряйте кожну речовину уважно.
Часто помиляються у таких випадках:

а) ступеня окиснення у водневих сполуках неметалів: фосфін - ступінь окиснення у фосфору - негативна;
б) в органічних речовинах - перевірте ще раз, чи все оточення атома враховано;
в) аміак та солі амонію - в них азот завждимає ступінь окислення;
г) кисневі солі та кислоти хлору - в них хлор може мати ступінь окислення;
д) пероксиди і надпероксиди - в них кисень не має ступеня окислення, буває, а в - навіть;
е) подвійні оксиди: - у них метали мають дві різніступеня окислення, зазвичай лише одна з них бере участь у перенесенні електронів.

Завдання 14:Допишіть та зрівняйте:

Завдання 15:Допишіть та зрівняйте:

2. Вибір продуктів без урахування перенесення електронів - тобто, наприклад, реакції є тільки окислювач без відновника або навпаки.

Приклад: у реакції вільний хлор часто губиться. Виходить, що електрони до марганца прилетіли з космосу.

3. Невірні з хімічної точки зору продукти: не може вийти така речовина, яка вступає у взаємодію із середовищем!

а) у кислому середовищі не може вийти оксид металу, основа, аміак;
б) у лужному середовищі не вийде кислота чи кислотний оксид;
в) оксид або тим більше метал, що бурхливо реагують з водою, не утворюються у водному розчині.

Завдання 16:Знайдіть у реакціях помилковіпродукти, поясніть, чому вони не можуть виходити в цих умовах:

Відповіді та рішення до завдань із поясненнями.

Завдання 1:

Завдання 2:

2-метилбутен-2: - =

оцтова кислота: -

Завдання 3:

Оскільки молекулі дихромата 2 атома хрому, то й електронів вони віддають у 2 рази більше - тобто. 6.

Завдання 5:

Якщо середовище лужне, то фосфор існуватиме у вигляді солі- фосфату калію.

Завдання 6:

Бо цинк - амфотернийметал, у лужному розчині він утворює гідроксокомплекс. В результаті розміщення коефіцієнтів виявляється, що вода повинна бути присутня в лівій частині реакції:сірчана кислота (2 молекули).

Завдання 9:

(перманганат не дуже сильний окислювач у розчині; зверніть увагу, що вода переходитьв процесі вирівнювання вправо!)

(Конц.)
(Концентрована азотна кислота дуже сильний окислювач)

Завдання 10:

Не забудьте, що марганець приймає електрони, при цьому хлор їх повинен віддати.
Хлор виділяється у вигляді простої речовини.

Завдання 11:

Що в підгрупі неметал, то більше він активний окислювач, тобто. хлор у цій реакції буде окислювачем. Йод перетворюється на найбільш стійку йому позитивну ступінь окислення , утворюючи йодну кислоту.

Коли люди чують слово «метал», то зазвичай воно асоціюється з холодною та твердою речовиною, яка проводить електричний струм. Однак метали та їх сплави можуть дуже відрізнятися між собою. Є ті, що належать до групи важких, ці речовини мають найвищу густину. А деякі, наприклад, літій настільки легкі, що могли б плавати у воді, якби тільки не вступали з нею в активну реакцію.

Які метали найактивніші?

Але який метал виявляє найінтенсивніші властивості? Найактивніший метал – це цезій. За активністю серед усіх металів він посідає перше місце. Також його «побратимами» вважаються францій, що знаходиться на другому місці, та унунень. Але про властивості останнього вченим поки що відомо мало.

Властивості цезію

Цезій - це елемент, який подібно легко розплавити в руках. Зробити це, щоправда, можна лише за умови: якщо цезій перебуває у скляній ампулі. В іншому випадку метал може швидко вступити в реакцію з навколишнім повітрям - спалахне. А взаємодія цезію з водою супроводжується вибухом – такий у своєму прояві найактивніший метал. Це відповідь на питання про те, чому так складно поміщати контейнери цезій.

Для того, щоб його помістити всередину пробірки, необхідно, щоб вона була виготовлена зі спеціального скла та наповнена аргоном або воднем. Температура плавлення цезію становить 28,7 про З. При кімнатній температурі метал перебуває у напіврідкому стані. Цезій є речовиною золотисто-білого кольору. У рідкому стані метал добре відбиває світло. Пари цезію мають зеленувато-синій відтінок.

Яким чином було відкрито цезій?

Найактивніший метал був першим хімічним елементом, наявність якого у поверхні земної кори виявили з допомогою методу спектрального аналізу. Коли вчені отримали спектр металу, то вони побачили дві лінії небесно-блакитного кольору. Таким чином і одержав свою назву цей елемент. Слово caesius у перекладі з латинської означає «небесно-блакитний».

Історія відкриття

Його відкриття належить німецьким дослідникам Р. Бунзену та Г. Кірхгофу. Вже тоді вчені цікавилися, які активні метали, а які - ні. У 1860 році дослідники вивчали склад води з Дюркгеймського водосховища. Робили вони це за допомогою спектрального аналізу. У зразку води вчені виявили такі елементи як стронцій, магній, літій, кальцій.

Потім вирішили проаналізувати краплю води з допомогою спектроскопа. Тоді вони й побачили дві яскраво-блакитні лінії, що знаходяться недалеко одна від одної. Одна з них за своїм становищем практично збігалася з лінією металу стронцію. Вчені вирішили, що виявлена ними речовина невідома і віднесли її до групи лужних металів.

У тому ж році Бунзен написав листа своєму колезі-фотохіміку Г. Роско, в якому розповідав про це відкриття. А офіційно про цезію було повідомлено 10 травня 1860 на засіданні вчених Берлінської академії. Через шість місяців Бунзен зміг виділити близько 50 г хлороплатиниту цезію. Вчені переробили 300 тонн мінеральної води і виділили близько 1 кг хлориду літію як побічний продукт, щоб зрештою отримати найактивніший метал. Це говорить про те, що цезію у мінеральних водах міститься дуже мало.

Складність отримання цезію постійно штовхає вчених на пошук мінералів, що містять його, одним з яких є поллуцит. Але вилучення цезію з руд завжди виявляється неповним, у процесі експлуатації цезій дуже швидко розсіюється. Це робить його однією з найбільш важкодоступних речовин у металургії. У земній корі, наприклад, міститься 3,7 г цезію одну тонну. А в одному літрі морської води лише 0,5 мкг речовини є найактивнішим металом. Це призводить до того, що вилучення цезію є одним із найбільш трудомістких процесів.

Отримання у Росії

Як було зазначено, головним мінералом, з якого одержують цезій, є поллуцит. А також цей найактивніший метал можна отримати з рідкісного авадриту. У промисловості використовується саме півлуцит. Видобуток його після розпаду Радянського Союзу в Росії не велася, незважаючи на те, що ще в ті часи були виявлені гігантські запаси цезію у Вороньій тундрі під Мурманськом.

До того моменту, коли вітчизняна промисловість змогла дозволити собі видобуток цезію, ліцензію на розробку цього родовища придбала компанія з Канади. Нині вилучення цезію виробляє новосибірська компанія ЗАТ «Завод рідкісних металів».

Використання цезію

Цей метал використовується виготовлення різних фотоелементів. А також з'єднання цезію застосовують у спеціальних галузях оптики - у виготовленні інфрачервоних приладів, Цезій використовують у виготовленні прицілів, які дозволяють помітити техніку та живу силу ворога. Також його застосовують для виготовлення особливих металогалогенніламп.

Але цим не вичерпується коло його застосування. На основі цезію було створено також низку медичних препаратів. Це ліки для лікування дифтерії, виразкових хвороб, шоків та шизофренії. Як і солі літію, солі цезію мають нормотимічні властивості - або, просто, здатні стабілізувати емоційне тло.

Метал францій

Ще одним із металів із найінтенсивнішими властивостями є францій. Він отримав свою назву на честь батьківщини першовідкривачки металу. М. Пере, що народилася у Франції, відкрила новий хімічний елемент у 1939 році. Він належить до таких елементів, про які навіть самі дослідники-хіміки не можуть робити будь-які висновки.

Францій є найважчим металом. При цьому і найактивніший метал – це францій, поряд із цезієм. Цим рідкісним поєднанням - високою хімічною активністю і низькою ядерною стійкістю і має Франції. У його довгоживучого ізотопу період напіврозпаду становить лише 22 хвилини. Францій використовується виявлення іншого елемента - актиния. А також солі Франція раніше пропонувалося застосовувати для виявлення ракових пухлин. Однак через високу вартість цю сіль невигідно виготовляти.

Порівняння найактивніших металів

Унуненний - це поки що не відкритий метал. Він займатиме перше місце у восьмому рядку періодичної системи. Розробка та дослідження цього елемента проводяться в Росії в Об'єднаному інституті ядерних досліджень. Цей метал повинен мати також дуже високу активність. Якщо ж порівнювати вже відомі францій і цезій, то найвищим потенціалом іонізації - 380 кДж/моль - матиме францій.

У цезію цей показник становить 375 кДж/моль. Але реагує францій все ж таки не так швидко, як цезій. Таким чином, цезій – найактивніший метал. Це – відповідь (хімія найчастіше є тим предметом, у програмі якого можна зустріти подібне питання), яка може бути корисною як на уроці у школі, так і у професійно-технічному училищі.

Всі метали, залежно від їх окислювально-відновної активності, об'єднують у ряд, який називається електрохімічним рядом напруги металів (оскільки метали в ньому розташовані в порядку збільшення стандартних електрохімічних потенціалів) або рядом активності металів:

Li, K, Ва, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Рt, Au

Найбільш хімічно активні метали стоять у ряду активності до водню, причому чим лівіше розташований метал, тим він активніший. Метали, що займають ряд активності, місце після водню вважаються неактивними.

Алюміній

Алюміній є сріблясто-білим кольором. Основні фізичні властивості алюмінію – легкість, висока тепло- та електропровідність. У вільному стані при перебуванні на повітрі алюміній покривається міцною плівкою оксиду Al 2 O 3 яка робить його стійким до дії концентрованих кислот.

Алюміній відноситься до металів p-родини. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня – 3s 2 3p 1 . У своїх з'єднаннях алюміній виявляє ступінь окислення, що дорівнює «+3».

Алюміній одержують електролізом розплаву оксиду цього елемента:

2Al 2 O 3 = 4Al + 3O 2

Однак через невеликий вихід продукту, частіше використовують спосіб отримання алюмінію електролізом суміші Na 3 і Al 2 O 3 . Реакція протікає при нагріванні до 960С й у присутності каталізаторів – фторидів (AlF 3 , CaF 2 та інших.), у своїй виділення алюмінію відбувається на катоді, але в аноді виділяється кисень.

Алюміній здатний взаємодіяти з водою після видалення з його поверхні оксидної плівки (1), взаємодіяти з простими речовинами (киснем, галогенами, азотом, сіркою, вуглецем) (2-6), кислотами (7) та основами (8):

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2 (1)

2Al +3/2O 2 = Al 2 O 3 (2)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)

2Al + N 2 = 2AlN (4)

2Al +3S = Al 2 S 3 (5)

4Al + 3C = Al 4 C 3 (6)

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

2Al +2NaOH +3H 2 O = 2Na + 3H 2 (8)

Кальцій

У вільному вигляді Ca – сріблясто-білий метал. При знаходженні на повітрі миттєво покривається жовтуватою плівкою, яка є продуктами його взаємодії зі складовими частинами повітря. Кальцій – досить твердий метал, має кубічні гранецентровані кристалічні грати.

Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня – 4s2. У своїх сполуках кальцій виявляє ступінь окислення рівний «+2».

Кальцій одержують електролізом розплавів солей, найчастіше – хлоридів:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Кальцій здатний розчинятися у воді з утворенням гідроксидів, що виявляють сильні основні властивості (1), реагувати з киснем (2), утворюючи оксиди, взаємодіяти з неметалами (3 -8), розчинятися у кислотах (9):

Ca + H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 (1)

2 Ca + O 2 = 2 CaO (2)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)

3 Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (4)

2Ca + 2C = Ca 2 C 2 (5)

2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)

Ca + H 2 = CaH 2 (8)

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 (9)

Залізо та його сполуки

Залізо – метал сірого кольору. У чистому вигляді воно досить м'яке, ковке та тягуче. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня – 3d 6 4s 2 . У своїх сполуках залізо виявляє ступеня окиснення «+2» та «+3».

Металеве залізо реагує з водяною парою, утворюючи змішаний оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

На повітрі залізо легко окислюється, особливо у присутності вологи (іржавіє):

3Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3

Як і інші метали, залізо вступає в реакції з простими речовинами, наприклад, галогенами (1), розчиняється в кислотах (2):

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (2)

Залізо утворює цілий спектр сполук, оскільки виявляє кілька ступенів окиснення: гідроксид заліза (II), гідроксид заліза (III), солі, оксиди тощо. Так, гідроксид заліза (II) можна отримати при дії розчинів лугів на солі заліза (II) без доступу повітря:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Гідроксид заліза (II) розчинний у кислотах та окислюється до гідроксиду заліза (III) у присутності кисню.

Солі заліза (II) виявляють властивості відновників та перетворюються на сполуки заліза (III).

Оксид заліза (III) не можна отримати за реакції горіння заліза в кисні, для його отримання необхідно спалювати сульфіди заліза або прожарювати інші солі заліза:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8SO 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

Сполуки заліза (III) виявляють слабкі окисні властивості і здатні вступати до ОВР із сильними відновниками:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Виробництво чавуну та сталі

Стали і чавуни - сплави заліза з вуглецем, причому вміст вуглецю в сталі до 2%, а в чавуні 2-4%. Сталі та чавуни містять легуючі добавки: сталі - Cr, V, Ni, а чавун - Si.

Вирізняють різні типи сталей, так, за призначенням виділяють конструкційні, нержавіючі, інструментальні, жароміцні та кріогенні сталі. За хімічним складом виділяють вуглецеві (низько-, середньо-і високовуглецеві) і леговані (низько-, середньо-і високолеговані). Залежно від структури виділяють аустенітні, феритні, мартенситні, перлітні та бейнітні сталі.

Стали знайшли застосування у багатьох галузях народного господарства, таких як будівельна, хімічна, нафтохімічна, охорона навколишнього середовища, транспортна енергетична та інші галузі промисловості.

Залежно від форми вмісту вуглецю в чавуні - цементит або графіт, а також їх кількості розрізняють кілька типів чавуну: білий (світлий колір зламу через присутність вуглецю у формі цементиту), сірий (сірий колір зламу через присутність вуглецю у формі графіту ), ковкий та жароміцний. Чавуни дуже тендітні сплави.

Області застосування чавунів великі – з чавуну виготовляють художні прикраси (огорожі, ворота), корпусні деталі, сантехнічне обладнання, предмети побуту (сковороди), його використовують у автомобільній промисловості.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання

Сплав магнію та алюмінію масою 26,31 г розчинили в соляній кислоті. При цьому виділилося 31024 л безбарвного газу. Визначте масові частки металів у сплаві.

Рішення

Вступати в реакцію з соляною кислотою здатні обидва метали, внаслідок чого виділяється водень:

Mg +2HCl = MgCl 2 + H 2

2Al +6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2

Знайдемо сумарне число моль водню, що виділився:

v(H 2) =V(H 2)/V m

v(H 2) = 31,024/22,4 = 1,385 моль

Нехай кількість речовини Mg – х моль, а Al – y моль. Тоді, виходячи з рівнянь реакцій, можна записати вираз для сумарного числа моль водню:

х + 1,5у = 1,385

Виразимо масу металів, що знаходяться в суміші:

Тоді, маса суміші виражатиметься рівнянням:

24х + 27у = 26,31