Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
43.Пероксид водорода и ее окислительно-восстановительные свойства.
H2O2 раньше получали действием разбавленной серной (или угольной) кислоты на пероксид бария.
BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4
BaO2+H2O+CO2=H2O2+BaCO3
Осадок отделяли от пероксида водорода фильтрованием. В настоящее время пероксид водорода получают в промышленности электролизом растворов серной к-ты (или её смеси с сульфатом аммония) при низкой температуре.Сначала серная к-та превращается в надсерную:
2Y2SO4=H2S2O8+2H+ +2e-
В результате последующего гидролиза надсерной кислоты ( или сульфат иона S2O8(2-)) получается пероксид водорода:
H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2
В молекуле пероксида водорода существует ковалентная связь между атомами ксилорода. Поэтому структурная формула пероксида водорода имеет вид H-O-O-H Это бесцветная сиропообразная жидкость. Пероксид водорода вызывает ожоги кожи.
Это нестойкое соединение.Чистый пероксид водорода разлагается со взрывом на воду и кислород
2H2O2=O2+2H2O
Водные растворы H2O2 более устойчивы. В водных растворах ведет себя как очень слабая двухосновная к-та
Cтепень окисления кислорода в пероксиде водорода равно -1 и является промежуточной между степенями окисления кислорода в воде -2 и в молекулярном кислороде (0)Вследствие этого пероксид водорода может вести себя в реакциях как окислитель и как восстановитель,т.е проявляет окислительно-восстановительную двойственность. С Сильными восстановителями он проявляет окислительную активность
2KI+H2O2=I2+2KOH
KNO2+H2O2=KNO3+H2O
С сильными окислителями пероксид водорода проявляет восстановительную активность
Ag2O+H2O2=2Ag+O2+H2O
42. Водород.Атомарный водород и его свойства.Методы получения водорода.Применение водорода.
Атомный водород получается в момент выделения водорода при химических реакциях, а также при пропускании молекулярного водорода через зону электрического разряда или электрическую дугу.Он более активный восстановитель,чем молекулярный водород,даже при обычных температурах легко восстанавливает металлы из оксидов,соединяя с неметаллами (серой,азотом,фосфором,кислородом)
Применение атомного водорода в хим. Промышленности основано на том,что при распаде молекул водорода на атомы поглощается большое кол-во теплоты
Вопрос №41
Хром. Оксид хрома (III) и гидроксид. Соли хрома (VI). Окислительные св-ва соединений хрома (VI) и влияние среды на их продукты восстановления. Применение хрома и его соединений.
Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24.
24Cr …3d5 4s1
Соединения Cr(+3)
Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 (оба — зелёного цвета). Это — наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион [Cr(H2O)6]3+) до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).
Cr3+ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO4)2·12H2O (квасцов)
Гидроксид хрома (III) получают, действуя аммиаком на растворы солей хрома (III):
Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется растворимый гидроксокомплекс:
Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:
Непрокаленный оксид хрома(III) растворяется в щелочных растворах и в кислотах:
При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):
То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (расплав при этом приобретает жёлтую окраску):
Соединения хрома (+6)
Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них — хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7. Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.
Оксид хрома (VI) CrO3 образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, дихромовую H2Cr2O7 и другие изополикислоты с общей формулой H2CrnO3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:
Но если к оранжевому раствору K2Cr2O7 прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат K2CrO4:
До высокой степени полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая кислота распадается на оксид хрома(VI) и воду:
Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO4 выпадает при добавлении солей бария как к растворам хроматов, так и к растворам дихроматов:
Образование кроваво-красного малорастворимого хромата серебра используют для обнаружения серебра в сплавах при помощи пробирной кислоты.
Известны пентафторид хрома CrF5 и малоустойчивый гексафторид хрома CrF6. Также получены летучие оксигалогениды хрома CrO2F2 и CrO2Cl2 (хромилхлорид).
Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:
Добавление к дихроматам перекиси водорода, серной кислоты и органического растворителя (эфира) приводит к образованию синего пероксида хрома CrO5L (L — молекула растворителя), который экстрагируется в органический слой; данная реакция используется как аналитическая.
Соли
Различают два вида солей: хромиты и хроматы
Хромитами с общей формулой RCrO2 называются соли хромистой кислоты HCrO2.
Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O
Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов. Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита зависит от его состава 1545-17300С. Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.
Хроматы - соли хромовых кислот. Соли монохромовой кислоты H2CrO4 называют монохроматами (хроматы) R2CrO4, соли дихромовой кислоты H2Cr2O7 дихроматы (бихроматы) - R2Cr2O7. Монохроматы обычно окрашены в желтый цвет. Они устойчивы только в щелочной среде, а при подкислении превращаются в оранжево-красные бихроматы:
2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
Применение
Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.
Феррохром - сплав хрома с железом, вводимый в жидкую сталь для ее легирования. Вводить хром в чистом виде в сталь очень затруднительно - он медленно растворяются в жидком металле, так как температуры его плавления выше, чем у стали. У феррохрома же температура плавления такая же, как у стали, или ниже.
Нихромы и хромали, устойчивы в интервале 1000-13000C, обладают высоким электросопротивлением, используются для изготовления нагревателей в электрических печах сопротивления.
Добавка к хромоникелевым сплавам кобальта и молибдена придает металлу способность переносить большие нагрузки при 650-900° С. Из этих сплавов делают, например, лопатки газовых турбин.
Стеллит очень твердый сплав, стоек против износа и коррозии; применяется в металлообрабатывающей промышленности, для изготовления режущих инструментов.
Комохром - сплав хрома, кобальта и молибдена безвреден для человеческого организма и поэтому используется в восстановительной хирургии.
Хром входит в состав очень многих марок сталей.
«Нержавейка» - сталь, отлично противостоящая коррозии и окислению, содержит примерно 17-19% хрома и 8-13% никеля. Но этой стали углерод вреден: карбидообразующие «наклонности» хрома приводят к тому, что большие количества этого элемента связываются в карбиды, выделяющиеся на границах зерен стали, а сами зерна оказываются бедны хромом и не могут стойко обороняться против натиска кислот и кислорода. Поэтому содержание углерода в нержавеющей стали должно быть минимальным (не более 0,1%).
При высоких температурах сталь может покрываться «чешуей» окалины. В некоторых машинах детали нагреваются до сотен градусов. Чтобы сталь, из которой сделаны эти детали, не «страдала» окалинообразованием, в нее вводят 25-30% хрома. Такая сталь выдерживает температуры до 1000°С.
Хромолибденовые стали используются для создания фюзеляжей самолетов.
Вопрос №40
Сера. Свойства серы. Оксиды серы и их гидратные формы. Сернистая кислота, сульфиты и их св-ва. Сероводород, его св-ва. Сульфиды. Серная к-та, её св-ва. Основы нитрозного и контактного методов её получения. Применение серной к-ты и её солей.
Сера — элемент VIА- подгруппы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.
16S …3s2 3p4
Степени окисления: +6, +4, +2, +1, 0, -1, −2
Сера входит в состав белков растений и животных. А сероводород, выделяющийся при гниении мяса, рыбы или яиц,- это продукт разложения белковых веществ. Особенно богаты серой белки волос человека.
Существуют бактерии, восстанавливающие сульфаты до сероводорода, а также бактерии, окисляющие сероводород до свободной серы. Элементарная сера не токсична для высших животных, но убивает грибки.
Химические св-ва серы
1) В химическом отношении сера- типичный неметалл, активно взаимодействует со многими металлами, образуя сульфиды:
.
При нагревании сера взаимодействует со многими металлами весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании.
2) Реагирует сера и с некоторыми неметаллами:
а) кислородом:
На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом.
б) водородом (при нагревании): (сероводород)
в) галогенами:
Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид):
3) При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых — высший сульфид P2S5:
4) При нагревании сера реагирует с углеродом: (сероуглерод)
5) Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:
6) Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:
.
Полученный сплав называется серной печенью.
7) С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании:
(конц.)
(конц.)
Оксиды:
При обычных условиях SO2 - газ, SO3 - твёрдое вещество.
Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя с водой:
SO2 + H2OH2SO3
SO3 + H2O = H2SO4
щелочами:
SO2 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
основными оксидами:
SO3 + CaO = CaSO4
1) SO2 -Оксид серы(IV).
Получение:
1. Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:
2. В лабораторных условиях и в природе SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота H2SO3 сразу разлагается на SO2 и H2O:
3. Также диоксид серы можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:
2) SO3 -Оксид серы (VI).
высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.
Получение:
Получают, окисляя оксид серы (IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V2O5, Pt или NaVO3 или оксид железа(III) Fe2O3):
Можно получить термическим разложением сульфатов:
или взаимодействием SO2 с озоном:
Для окисления SO2 используют также NO2:
Эта реакция лежит в основе исторически первого, нитрозного способа получения серной кислоты.
Гидратные формы кислотных оксидов:
Большинство кислотных оксидов могут взаимодействовать с водой непосредственно и при этом образовывать к-ты.
Сернистая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формула .
Химические свойства
Кислота средней силы:
Существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):
Растворы H2SO3 всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO2.
Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):
и средние — сульфиты (в избытке щёлочи):
Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями:
При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя:
Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия:
слабая двухосновная кислота, отвечающая степени окисления серы +4.
Сероводород.
Сероводород — бесцветный газ с запахом протухших яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H2S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы.
Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.
В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:
Реагирует со щелочами:
(обычная соль, при избытке NaOH)
(кислая соль, при отношении 1:1)
Сероводород — сильный восстановитель. Имеет такие окислительно-восстановительные потенциалы:
На воздухе горит синим пламенем:
при недостатке кислорода:
(на этой реакции основан промышленный способ получения серы)
Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42−, например:
Сульфиды:
Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, серу — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO2, а наиболее сильными восстановителями — до S и H2S. Концентрированная H2SO4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H2SO4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты.
Серная кислота реагирует также с основными оксидами, образуя сульфат и воду:
На металлообрабатывающих заводах раствор серной кислоты применяют для удаления слоя оксида металла с поверхности металлических изделий, подвергающихся в процессе изготовления сильному нагреванию. Так, оксид железа удаляется с поверхности листового железа действием нагретого раствора серной кислоты:
В технике серную к-ту получают нитрозным и контактным методами.
При контактном методе оксид серы (IV), полученный обжигом пирита или флотационного колчедана, очищают от примесей и направляют в контактный аппарат. В нем при 450˚С и в присутствии катализатора (платины или оксида ванадия (V) V2O5) оксид серы (IV) окисляется кислородом воздуха до оксида серы (VI):
Полученный оксид серы SO3 направляют в поглотительные башни, где он растворяется в концентрированной серной к-те и образуется олеум.
При нитрозном методе оксид серы (IV) окисляют до серной кислоты оксидом азота (IV) в присутствии паров воды:
Оксид азота (II), соединяясь с кислородом воздуха, снова превращается в оксид азота (IV). Газообразный оксид азота (II) играет здесь роль катализатора, ускоряющего процесс окисления газообразного оксида серы (IV).
Серную кислоту применяют:
Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется в 2,2-3,4 раза больше по массе серной кислоты, а на (NH₄)₂SO₄ серной кислоты 75% от массы расходуемого (NH₄)₂SO₄. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.
Важное значение имеют соли серной кислоты.
Сульфат натрия Na2SO4 кристаллизуется из водных растворов в виде гидрата Na2SO4•10Н2О, который называется глауберовой солью. Применяется в медицине в качестве слабительного. Безводный сульфат натрия применяют в производстве соды и стекла.
Сульфат аммония (NH4)2SO4 — азотное удобрение.
Сульфат калия K2SO4 — калийное удобрение.
Сульфат кальция СаSО4 встречается в природе в виде минерала гипса CaSO4•2Н2О. При нагревании до 150°С он теряет часть воды и переходит в гидрат состава 2CaSO4•H2O, называемый жженым гипсом, или алебастром. Алебастр при замешивании с водой в тестообразную массу через некоторое время снова затвердевает, превращаясь в CaSO4•2Н2О. Гипс широко применяется в строительном деле (штукатурка).
Сульфат магния MgSO4 содержится в морской воде, обуславливая ее горький вкус. Кристаллогидрат, называемый горькой солью, применяют как слабительное.
Купоросы — техническое название кристаллогидратов сульфатов металлов Fe, Cu, Zn, Ni, Co (обезвоженные соли купоросами не являются). Медный купорос CuSO4•5Н2О — ядовитое вещество синего цвета. Его разбавленным раствором опрыскивают растения и протравливают семена перед посевом. Железный купорос FeSO4•7Н2О — светло-зеленое вещество. Применяют для борьбы с вредителями растений, приготовления чернил, минеральных красок и т.д. Цинковый купорос ZnSO4•7Н2O используют в производстве минеральных красок, в ситцепечатании, медицине.
Вопрос №38
Кислородные соединения азота. Химическое разложение нитрата и нитрита аммония. Окислительные св-ва азотной к-ты и зависимость продуктов её восстановления от концентрации и природы её восстановителя.
Азот образует несколько оксидов, отличающихся по св-вам N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4,N2O5. Оксиды N2O и NO несолеобразующие, остальные- солеобразующие.
Оксид азота (I) N2O
Получение: NH4NO3 → N2O↑ + 2H2O; Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-ной азотной кислотой (NH2SO2OH + HNO3 (73 %) → N2O↑ + SO2(OH)2 + H2О). Также можно взять концентрированную HNO3 и нашатырный спирт, смешать и нагреть.
При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта.
При нагревании N2O разлагается: 2N2O → 2N2↑ + O2↑.
Степень окисления:+1.
Оксид азота (II) NO
В нормальных условиях он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Наличие неспаренного электрона обусловливает склонность NO к образованию слабосвязанных димеров N2O2.
Степень о-я: +2
Получение: единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200—1300 °C) или в электрическом разряде
Химические св-ва:
1)Легко окисляется кислородом воздуха до NO2
2) В лаборатории его обычно получают взаимодействием 30%-ной HNO3 с некоторыми металлами, например, с медью:
Восстанавливается водородом до свободного азота.
Оксид азота (III) N2O3
Жидкость синего цвета (при низких температурах), бесцветный газ (при стандартных условиях), в твёрдом виде — синеватого цвета. Устойчив только при температурах ниже −4 °C. При +3,5 ˚С кипит, разлагаясь на NO2 и NO:
Соответствует азотистая к-та HNO2, которую получают действием на её соли разбавленной серной к-той: 2NaNO2+ H2SO4= 2HNO2+ Na2SO4
Степень о-я:+3.
Оксид азота (IV) NO2
Газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом или желтоватая жидкость. Тяжелее воздуха, раздражает дыхательные пути, ядовит.
Оксид азота (IV)- сильный окислитель, многие вещества (уголь, сера, фосфор) горят в нём; оксид серы (IV) окисляется в нём до оксида серы (VI).
4HNO3= 4NO2 +O2 +2H2O
Химические св-ва:
1) Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO:
2) При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):
3) При растворении NO2 в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:
Нитрат аммония
Химическое соединение NH4NO3, соль азотной кислоты.
Термическое разложение нитрата аммония может происходить по-разному, в зависимости от температуры:
Нитрит аммония
NH4NO2 — соль, белый, мелкокристаллический порошок, при хранении желтеет.
Аммония нитрит неустойчивое вещество и при нагревании разлагается:
при резком нагревании возможен взрывной характер разложения.
Как соль слабого основания и слабой кислоты разлагается кислотами и щелочами:
Окислительные св-ва азотной к-ты и зависимость продуктов её восстановления от концентрации и природы её восстановителя
Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Взаимодействует:
а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:
б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:
Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:
увеличение концентрации кислоты увеличение активности металла
С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:
Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO2:
и сложные вещества, например:
Вопрос №36
Германий, олово, свинец. Оксиды и гидроксиды, их взаимодействие с кислотами и щелочами.
Германий, олово и свинец относятся к р- элементам IVА- подгруппы. Отличаясь числом электронных уровней, невозбуждённые атомы их имеют на внешнем уровне по 4 эл-на s2 p2? Из которых р эл-ны неспаренные. Но в возбуждённом состоянии эл-ны внешнего слоя приобретают конфигурацию s1p3 , т.е. все 4 эл-на оказываются неспаренными.
32Ge …3d10 4s2 4p2 => Ge …3d10 4s1 4p3
50 Sn … 4d105s2 5p2 => Sn …4d10 5s1 5p3
82 Pb …4f14 5d10 6s2 6p2 => Pb…4f14 5d106s1 6p3
Германий
Валентность: 2,4
Степени окисления: +2,+4
Гидроксиды: Ge(OH)2- гидроксид германия (II)
Оксиды: GeO- оксид германия (II), GeO2- оксид германия (IV)
Химические свойства GeO:
1) Взаимодействие с кислотами:
GeO+2НСl=> GeCl2+H2O
2) Плохо растворим в щелочах, т.к. кислотные свойства у него выражены слабее.
Химические свойства GeO2:
1)Растворяется в щелочах, с разбавленными образует соли метагерманиевой кислоты, с концентрированными — ортогерманиевой:
2)Взаимодействие с кислотами:
GeO2 + 4HCl= >GeCl4 + 2H2O (170–180◦ C, p),
Олово
Валентность: 2,4
Степени окисления: +2,+4
Гидроксиды: Sn(OH)2- гидроксид олова (II)
Оксиды: SnO- оксид олова (II); SnO2- оксид олова (IV)
Химические свойства SnO:
1) Взаимодействие с кислотами:
SnO+3HCl(конц.)=>H[SnCl3]+H2O
2) C щелочами:
SnO+ NaOH(конц.) +H2O =>Na[Sn(OH)3]
SnO+ 2NaOH => Na2SnO2 +H2O
Химические свойства SnO2:
1) С кислотами
SnO2 + 6HCl(конц.)= H2[SnCl6] + 2H2O.
SnO2 + 2H2SO4(разб.)→ Sn(SO4)2 + 2H2O.
2) С щелочами
SnO2 + 2NaOH(конц.)+2H2O = Na2[Sn(OH)6] (60–70◦ C).
SnO2 + 2NaOH = Na2SnO3 +H2O
Химические свойства Sn(OH)2:
1)С кислотами:
Sn(OH)2 + 3HCl(конц.)= H[SnCl3] + 2H2O
Sn(OH)2+2HCl=>SnCl2+2H2O
2) С щелочами:
Sn(OH)2 +2NaOH= Na[Sn(OH)4]
Свинец
Валентность: 2, 4
Степени окисления:+2, +4
Гидроксиды: Pb(OH)2- гидроксид свинца (II)
Оксиды: PbO- оксид свинца (II); PbO2- оксид свинца (IV); Pb3O4- свинцовый сурик
Химические свойства PbO:
1) С кислотами:
PbO + 2HCl(разб.)= PbCl2↓ +H2O
PbO + 2HNO3(разб.)= Pb(NO3)2 +H2O
2) С щелочами:
PbO + 2NaOH = (Na2Pb)O2 +H2O
Химические свойства PbO2:
1) С кислотами
2PbO2 + 10HCl(г)→ H2[PbCl6] +PbCl4 + 4H2O
PbO2 + 4HCl(конц.)= PbCl2↓ +Cl2↑ +2H2O
PbO2 + 2H2SO4(конц.)= Pb(SO4)2 + 2H2O
2PbO2 + 2H2SO4(конц.)= 2PbSO4↓ +O2↑ +2H2O
Диоксид свинца обладает исключительно сильными окислительными свойствами.
Химические свойства Pb(OH)2:
1) С кислотами
Pb(OH)2 + 2HCl(разб.)= PbCl2↓ +2H2O
Pb(OH)2(суспензия)+H2SO4(разб.)= PbSO4↓ +2H2O
Pb(OH)2 + 2HNO3(разб.)= Pb(NO3)2 + 2H2O
2) С щелочами
Pb(OH)2 + 2NaOH(конц.)= Na2[Pb(OH)4]
Но при сплавлении Pb(OH)2 с сухими щелочами получаются негидратированные плюмбиты.
35.
У кремния две аллотропные модификации:
1)Кристаллический кремний получают в промышленности из кремнезема, восстанавливая его углем в электрических печах: SiO2+2C=Si+2CO
Кристаллический кремний- темно-серое в-во с металлическим блеском, отличается высокой электрической проводимостью и теплопроводностью. В химическом отношении он весьма инертен.
2) Аморфный кремний обычно получают, прокаливая смесь кварцевого песка с порошкообразным магнием:
SiO2+2Mg=Si+2MgO
Это бурый аморфный порошок. В химическом отношении он активнее кристаллического кремния, взаимодействует со фтором при обычной температуре, при нагревании реагирует со многими металлами и неметаллами.
Кремний очень устойчив к действие кислот(кроме плавиковой), но легко растворяется в щелочах: Si+2NaOH+H2O=2H2+Na2SiO3
*Моноксид кремния SiO получают восстановлением двуокиси кремния кремнием по реакции SiO2+Si=2SiO в защитной атмосфере.
*Диоксид кремния SiO2- твердое, очень тугоплавкое вещество, широко распространенное в природе, где оно встречается главным образом в виде минерала кварца, а также кристобалита и тридимита.
2)Кремниевые кислоты – соединения оксида кремния с водой, очень слабые нерастворимые кислоты. В водных растворах доказано существование ортокремниевой H4SiO4, пирокремниевой H6Si2O7, метакремниевой H2SiO3 и дикремниевой H2Si2O5 кислот.
Получают кремниевые кислоты косвенным путем, действуя на силикат калия или натрия соляной кислотой :
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl.
3) Соли кремниевой кислоты – силикаты. Обычно они нерастворимы в воде, исключения составляют силикаты натрия и калия, их называют «жидким стеклом». Силикаты широко распространены в природе. Свойства силикатов различны в зависимости от их состава и строения, очень часто они имеют красивую окраску, некоторые из них используются в ювелирном деле (гранат, топаз, изумруд).
34)
В атоме углерода на внешнем слое 4 электрона. В хим. Реакциях может отдавать 4 электрона,образуя высшую степень окисления +4.Это имеет место в соединениях с галогенами и кислородом. Характерные степени окисления в соединениях –4, +2, +4.
Химический элемент углерод в виде простого вещества образует несколько аллотропных модификаций.Основные из них:
Алмаз- один из самых твердых материалов. Он плохо проводит тепло,является диэлектриком. Кр.решётка: атомная.
Графит- мягкий,жирный на ощупь, имеет металлический блеск,проводит тепло и электричество. Кр.решётка: атомная. Графит используется в карандашной промышленности.
Еще есть: карбин, поликумулен, уголь.
Химические св-ва:
Сгорая на воздухе углерод превращается в оксид углерода (4) - углекислый газ, а в недостатке углерода в оксид углерода(2) – угарный газ.
СО2 –газ без цвета,без запаха,хорошо растворим в воде, не ядовит.
Имеет ков.непол.связь, молекулярную решётку.
Химические свойства СО2:
СО – газ безцвета,без запаха,плохо растворим,ядовит
Имеет ков.пол.связь, молекулярную решётку.
Химические свойства:
Соду в промышленности получают прокаливанием гидрокарбоната натрия — питьевой соды:
2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2↑
CaCO3=CaO+CO2
CaO+2C=CaC2+CO
Карбиды неэлектропроводны, почти бесцветны, гидролизуются с образованием углеводородов, например CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2 Образующийся по реакции ацетилен C2H2 служит исходным сырьем в производстве многих органических веществ.
Из соединений углерода с серой и азотом большое практическое значение имеют сероуглерод CS2 и синильная кислота HCN.
33)
Во 2B-подгруппу входят: цинк, кадмий и ртуть. Электронная конфигурация: d10s2.
Так же имеют два электрона на внешнем уровне. Однако у щелочно-земельных металлов на предпоследнем уровне по 8 электронов, а у металлов 2В-подгруппы по 18.
Этот уровень вполне стабилен и электронов не отдает.Поэтому в соединениях эти металлы имею степень окисления только +2( но формально у ртути еще может быть +1). От цинка к ртути растут плотности и атомные объемы. Понижаются температуры плавления и кипения, повышается летучесть металлов. У цинка,кадмия и ртути радиусы меньше, а ионизационные потенциалы выше, чем у щелочноземельных металлов. Поэтому восстановительная активность у них выражена гараздо слабее и убывает при переходе от цинка к ртути.
Хорошие комплексообразователи (в отличие от элементов главной подгруппы). Для ртути характерно координационное число 4, а для цинка и кадмия- 4 и 6.
Рассмотрим химические свойства на примере цинка:
Цинк применяется для защиты железа от коррозии. Сплав меди с цинком (латунь) применяют в машиностроении. Соли цинка использую и ветеринарии,а оксид цинка входит в состав мазей для лечения ожогов и язв.Сульфат и хлорид цинка используют как дезинфицирующие средства.
Ртуть растворяет многие металлы(олово,свинец,золото и тд). Металлическая ртуть широко применяется в физических и химических приборах(монометрах,барометрах и тд). Хлорид ртути чрезвычайно ядовит, разбавленные водные растворы этой соли применяют в с/х для протравления семян овощных культур перед посевом.
Кадмий используют для защиты металлов от коррозии, иногда применяется для криогенной техники.
Цинк: из оксида цинка восстанавливают углем(водородом тд): ZnO+C=Zn+CO
Ртуть: металлическую ртуть получают обжигом киновари: HgS+O2=Hg+SO2
32)
Щёлочноземельные металлы — химические элементы 2-й группы главной подгруппы периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий.
На внешнем слое у них по 2 электрона(s2). При затрате необходимой энергии один из электронов s-состояния переходит в p-состояние, т.е. оба электрона становятся неспаренными. Поэтому эти элементы проявляют степень окисления +2.
Их называют щелочноземельными металлами, т.к. их гидроксиды обладают щелочными свойствами, а оксиды сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов (так называемых «земель»).
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.
Восстановительная активность увеличивается от бериллия к радию, но в целом все они – несколько менее активные восстановители, чем щелочные металлы. На воздухе при обычной температуре поверхность бериллия и магния покрывается защитной пленкой оксидов. Остальные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха более энергично. 1) При нагревании все металлы сгорают на воздухе, все металлы образуют оксиды ЭO, барий-пероксид – BaO2:
2Э+О2=2ЭО
2) С азотом( при высоких температурах): 3Э+N2=Э3N2
3) С галагенами: Э + Cl2 = ЭCl2
3) С водой при комнатной температуре (кроме Be) : Э+2Н2О=Э(ОН)2+Н2
4) Из к-т(кроме азотной) вытесняют водород: Э+H2SO4=ЭSO4+H2
А разбавленную азотную к-ту восстанавливают до иона аммония:
4Э+10HNO3=NH4NO3+4Э(NO3)2+3H2O
1) Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами. А BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах.
Получение: термическое разложение под действием температуры
2) Гидроксиды Э(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера).
Be(OH)2 – амфотерный гидроксид
Mg(OH)2 – слабое основание
Остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи) и химические свойства такие же как и у всех щелочей.
Жёсткость воды и способы ее устранения.
Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния. Вода с большим содержанием таких солей называется жёсткой, с малым содержанием — мягкой.
Жёсткая вода при умывании сушит кожу, в ней плохо образуется пена при использовании мыла. Использование жёсткой воды вызывает появление осадка (накипи) на стенках котлов, в трубах и т. п. В то же время, использование слишком мягкой воды может приводить к коррозии труб.
Методы устранения жесткости воды
Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей.
Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля.
Термический способ. Основан на нагреве воды, устраняет только временную (это когда в воде находятся гидрокарбонаты кальция и магния) жёсткость. Находит применение в быту.
Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду соды или гашеной извести. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок.
Наибольшее значение в промышленности имеют бериллий и магний.
Бериллий используют как замедлитель нейтронов в атомных реакторах.
Сплавы на основе магния широко используются как окнструкционные материалы в ракетной технике, авиа- и автостроении.
Сплавы бария со свинцом применяются в типографском деле.
Металлический кальций используют для восстановления из руд хрома, рубидия и некоторых других металлов.
31)
К ней относятся: медь, серебро, золото. Подобно элементам IA-подгруппы они имеют по одному электрону на s-подуровне внешнего уровня. Атомы их содержат в d-подуровне не 9,а 10 электронов, т.е. имеют электронную конфигурацию d10s1, более устойчивую, чем d9s2. Но хоть d-подуровень предпоследнего уровня и заполнен до конца, он еще не вполне стабилен. От него могут отрываться два электрона(помимо s-электрона внешнего уровня). Поэтому эти элементы могут проявлять степени окисления от +1 до +3. Радиусы атомов этих элементов гораздо меньше, чем у щелочных металлов. Вследствие этого они отличаются большей плотностью, высокими температурами плавления.
Эти металлы мягки, легко поддаются механической обработке, окрашены, обладают диамагнитными свойствами и высокой электрической проводимостью.
В химическом отношении они малоактивны. Восстановительная активность их нейтральных атомов понижается от меди к золоту. При обычной температуре устойчивы кдействию воздуха и воды. С водородом, углеродом, азотом они не взаимодействуют.
Медь(как и золото и серебро) стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях.
Серебро также в ряду напряжений находится правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах – окислителях.
А золото растворяется только в смеси концентрированных соляной и азотной кислот ("царской водке").
2)Оксиды ЭО известны только для меди и серебра.
Также известны сульфиды этих металлов(Э2S u ЭS,а у золота еще и Au2S3). Галагениды серебра(за исключением AgF) мало растворимы в воде.
+Координационное число серебра 2, а золота 4(также как и у меди).
30)
Рассмотрим на примере калия и меди:
К 1s22s22p63s23p64s4;
Сu 1s22s22p63s23p63d104s4.
Калий - элемент главной подгруппы, медь - элемент побочной подгруппы. У калия и меди одинаковое строение внешнего электронного слоя — 1 электрон на четвертом электронном слое. Это металлы, восстановители. Но металлы побочных подгрупп проявляют более слабые восстановительные свойства, чем металлы главных подгрупп. Это объясняется тем, что при заполнении d-орбиталей предвнешнего электронного уровня происходит уменьшение радиуса атомов по сравнению с металлами главных подгрупп, и электроны внешнего электронного уровня сильнее притягиваются к ядру. Калий - активный щелочной металл, медь - неактивный металл.
Они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону, сильно удаленному от ядра. Атомы их легко отдают электрон, проявляя степень окисления +1.
Это самые активные металлы, восстановительные свойства выражены у них особенно резко и усиливаются с увеличением порядкового номера элемента. Как и все металлы имеют металлическую связь и металлическую решетку.
Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
Щелочные металлы легко окисляются, поэтому в природе могут существовать только в виде соединений, главным образом солей: хлоридов, сульфатов, карбонатов, нитратов и тд. Наиболее распространены натрий и калий, содержание каждого из них в литосфере составляет приблизительно 2,6%,тогда как на долю остальных щелочных металлов приходится около 0,014%(вместе взятых).
Щелочные металлы не восстанавливаются из природных соединений углем, оксидом углерода и водородом. Поэтому для получения их в свободном виде прибегают к электролизу расплавленных солей или гидроксидов. Однако металлический калий получают не электролизом, а пропусканием через хлорид или гидроксид калия паров натрия(при 800*С)
KCl+Na=K+NaCl
KOH+Na=K+NaOH
Рубидий и цезий восстанавливают из хлоридов металлическим кальцием
(при 700-800*С, в вакууме):
Ca+2RbCl=2Rb+CaCl2
Цезий высокой чистоты для фотоэлементов получают(в вакууму при 1000*С):
2CscrO4+5Zr=4Cs+5ZrO+Cr2O3
Металлический литий восстанавливают из алюмината парошкообразным алюминием (в вакууме при 1200*С):
3(2Li2O*Al2O3)+4Al=12Li+5Al2O3
Кроме того, литий олуучают электролизом расплавленного хлорида.
Химические св-ва: Щелочные металлы весьма активны в химическом отношении. Восстановительная активность их быстро растет при переходе от лития к францию вместе с увеличением радиусов атомов и уменьшением энергии ионизации.
1) Взаимодействие с кислородом.
Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида: 4Li+O2=2Li2O
При горении натрия образуется пероксид Na2O2
В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды.
Чтобы образовать оксид надо к пероксиду опять прибавить металл:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
Соединения Щелочных металлов. Щелочные металлы образуют главным образом соединения ионного типа. Их ионы на внешнем уровне имеют по 8 электронов (кроме лития), не проявляют окислительных свойств, восстанавливаются только электролизом, не склонны к комплексообразованию (кроме лития).
Гидриды- солеобразные в-ва, их ионы H- проявляют восстановительную активность в р-циях с водой: MeH+H2O=H2+MeOH.
Оксиды Ме20 — твердые вещества. Имеют ярко выраженные основные свойства: взаимодействуют с водой, кислотами и кислотными оксидами.
Гидроксиды- твердые кристаллические в-ва, сравнительно легкоплавкие, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты и почти полностью диссоциируют на ионы.Степень диссоциации растет от LiOH к CsOH/
Соли щелочных металлов — твердые кристаллические вещества ионного строения. Почти все соли натрия и калия растворимы в воде. Наиболее важные их соли — карбонаты, сульфаты, хлориды.
29.Общие свойства металлов,положение металлов в периодической системе.Сравнительная характеристика.Способы получения металлов.Сплавы.Интерметаллические соединения.
Подгруппы IA,IIA и IIIA системы Д.И. Менделеева почти полностью состоят из металлов ( за исключением водорода и бора). В нижней части других А-подгрупп также находятся металлы (олово,висмут,полоний) Кроме того, металлы составляют В-подгруппы периодической системы. Все fэлменты также обладают металлическими свойствами.
Для металлов характерно (кроме ртути) твердое агрегатное состояние, характерен металлический блеск,электрическая проводимость,высокая теплопроводность,пластичность(легко деформируются)
Методы добывания металлов из руд:
1.гравитационное обогащение основано на различиях в плотности полезного минерала и пустой породы на разной скорости падения их зерен жидкости
2. магнитный способ позволяет отделять руду от пустой породы
3.пенная флотация через смесь компонентов продувают воздух,вместе с пузырьками воздуха рудный минерал поднимается на поверхность и отделяется от пустой породы
4.пирометаллургия – высокие температуры при помощи угля или оксида углерода(II)
5гидрометаллургия получение свободных металлов из р-ров солей
6.электрометаллургия – получение металлов при помощи электролиза
Методы получения металлов высокой чистоты
1.очистка перегонкой в вакууме обеспечивает удаление кислорода воздуха
2.очистка методом «зонной плавки» различное распределение примесей между твердой и жидкой фазами очищаемого металла
3.очистка термическим разложением летучих соединений на нагретой поверхности (иодидный способ,карбонильный способ)
Сплавы – системы,состоящие из двух или нескольник металлов.
Сплавы сохраняют хорошую электрическую проводисомть,теплопроводность и др присузие металлам свойтва.
Типы сплавов:
1.Иногда металлы не растворяются друг в друге и не взаимодействуют ни в твёрдом, ни в расплавленном состоянии.(в системах цинк-свинец,железо-свинец и др)
2.Если металлы расплавленные смешиваются друг с другом в любых отношениях (спирт в воде),образуются однородные кристаллы
3.Иногда смешиваются друг с другом, но при кристаллизации однородный твердый раствор не образуется
4.Интерметаллические соединения – соединения, бразованные металлами .Состав их не соответствует классическим представлениям о валентности,это соединения с переменным составом.Они названы бертоллидами
28.Комплексные соединения.Комплексообразователь,внутренняя и внешняя сфера,координационное число.Строение комплексных соединений.Основные типы комплексных соединений.Диссоциация комплексных соединений.Константа нестойкости.Изомерия комплексных соединений.
Комплексные соединения- это соединения, характеризующиеся наличием хотя бы одной ковалентной связи, возникшей по донорно-акцепторному механизму.
.Главную валентность можно объяснить ионной или ковалентной связью, а побочную ковалентной связью,возникшей по донорно-акцепторному механизму.
1.центральное место в комплексном соединении занимает комплексообразователь –обычно положительно заряженный ион
2. вокруг комплексообразователя расположены лиганды, ионы противоположного знака или нейтральные
3. комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу
4.ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу представляют внешнюю сферувнутренняя сфера отделяется от внешней квадратными скобками.
Число,показывающее, сколько лигандоы удерживают комплексообразователь – координационное число
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов
Нейтральные лиганды: Отрицательные заряженные лиганды:
N2H2-гидразин F-фторо Cl-хлоро OH-гидроксо CNциано SCN-радано
NH3-амин
H2O –аква SO3-сульфито NO2-нитро O-окса
Типичные комплексообразователи – d элементы периодической системы Менделеева.
Ионы внешней сферы часто являются ионы щелочных металлов, аммония и др.
Типы комплексных соединений:
1.Аквакомплексы-соединения,у которых лигандами являются молекулы воды: [Al(H2O)6]Cl
2.Ацидокомплексы-лигандами являются кослотные остатки-анионы. K2[PtCl6]
3.Аммиакаты и аминаты – содержат комплексный ион,лигандами в котором являются молекулы аммиака NH3 или аминов
4.Полигалогениды – комплексообразователь в них ион галогена, а лиганды – молекулы галогена. Me[I(I2)] и Me[I(I2)4]
5.Многоядерные комплексные соединения – содержат 2 или несколько комплексообразователей атомов одного или разных элементов,соединенных между собой при помощи особых группировок или мостиков.[(NH3)5CoNH2Co(NH3)5]Cl5 (мостик NH2)
6Циклические или хелатные (клешневидные) во внутренней сфере содержат циклы,образуемые би- или полидентными лигандами.
Изомерия комплексных соединений.
1.Геометрическая (цис-транс) обусловлена различным положением лигандов относительно друг друга.
2.Гидратная изомерия обусловлена неодинаковым распределением молекул воды между внутренней и внешней сферами комплексного соединения.
3.Ионизационная изомерия – неодинаковое распределение кислотных остатков (ионов) между внутренней и внешней сферами комплексного соединения.
Диссоциация комплексов
Комплексные соединения – неэлектролиты в водных растворах диссоциации не подвергаются..Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность внутренней сферы комплексного соединения.
Константа устойчиности-величина, обратная константе нестойкости.
27.Электролиз.Закон Фарадея.Электролиз расплавов и растворов.
В растворах и расплавах электролитов имеются разноименные по знаку ионы (катионы и анионы).
Электролиз определяют как окислительно-восстановительный процесс,протекающий на электродах при прохождении Эл. Тока через раствор или расплав электролита.
Суть электролиза – восстановление на катоде и окисление на аноде. При этом катод отдает электроны катионам, а анод принимает электроны от аниодов.
Схема электролиза расплава хлорида натрия:
Катод (-) NaCl Анод (+)
Электролиз водных растворов.
Рассмотрим хрорид натрия. При прохождении тока через р-р катиона нытрия движутся к катоду, а хлорид-ионы – к аноду. Для восстановления ионов натрия катоду надо приложить потенциал,равный -2.714В, а для восстановления молекул воды -0.41В. Поэтому на катоде будут восстанавливаться молекулы воды
2H2O+2e=H2+2OH(-), а на аноды будут окисляться хлорид-ионы
2Cl(-)-2e=Cl2
общее уравнение электролиза получим,если посленно сложим уравнения двух процессов
Катодные и анодные процессы
На катоде
1.Катионы металлов, имеющие электронный потенциал больше водорода (от Cu до Au) при электролизе восстанавливаются на катоде
2.Катионы металлов (от Li до Al) не восстанавливаются на катоде, вместо них восстанавливаются молекулы воды
3.Катионы металлов от Al до 2H при электролизе на катоде восстанавливаются дновременно с молекулами воды
На аноде (нерастворимом)
1 анионы бескислородных кислот (S,I,Br)окисляются
2 р-р содержит кислород (SO,NO,CO) окисляются молекулы воды
Растворимый анод при электролизе окисляется
В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит:
если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.
26.Электронные потенциалы металлов.Водородный электрод сравнения.Гальванический элементы. Ряд напряжений металлов.Электродные окислительно-восстановительные потенциалы. Неметаллические электроды.Понятие о химических источниках тока.
Гальванический элемент- устройство, в котором на основе ОВР получают электрический ток,т.е химическая энергия реакции превращается в энергию электрического тока.
Цинковый электрод – источник электронов, поступающих во внешнюю цепь,- принято считать отрицательным, а медный электрод – положительным. Электрод, на котором протекает процесс окисления,называют анодом, а электрод, на котором протекает процесс восстановления – катодом.
Разность потенциалов,возникающих между металлом и окружающей его водной средой при наступлении равновесия – равновесный электродный потенциал или потенциал электрода/
Стандартный электродный потенциал –электродный потенциал,когда активность ионов металла равно единице при опущенной в р-р соли пластинка металла. Измерить потенциал отдельного электрода нельзя. Его измеряют относительно величины другого электрода. Чаще всего применяют стандартный водородный электрод. Величину потенциала такого электрода условно принимают за нуль.(при всех значениях температур).
В любом полуэлементе наряду с окислителем и восстановителем имеются в-ва, ими образуемые. Они составляют окислительно-восстановительные системы или пары , состоящие из окисленной и восстановленной форм.
Потенциал окислительно-восстановительной системы, измеренный по отношению к стандартному водородному электроду, при условии, когда отношение активностей окисленной и восстановленной форм равно1, называют стандартным электродным окислительно-восстановительным потенциалом.
Устройства,вырабатывающие электрический ток за счёт энергии окислительно-восстановительных реакций,называются химическими источниками или гальваническими элементом
Пример хим источника: медно-цинковый элемент
Окислитель - это вещество или химический элемент, принимающие электроны в окислительно-восстановительной реакции.
Восстановитель - это вещество или химический элемент, отдающие электроны в окислительно-восстановительной реакции.
В периодах с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых в-в понижаются, а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Натрий- самый активный восстановитель. Хлор – самый активный окислитель.
Атомы металлов присоединять электроны не могут,они обладают только восстановительными свойствами.
Для неметаллов более характерно присоединение электронов.
Условия протекания ОВР:
Методы составления уравнений.
1.метод электронного баланса.
2.Метод полуреакций.
Реакции ионного обмена
Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций - ионными уравнениями. А поскольку при взаимодействии ионов энергия активации очень мала, то такие реакции протекают с очень большими скоростями.
При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак ↑ обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.
Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Если при таких реакциях не происходит изменения зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они называются ионообменными.