Оксиды и гидроксиды металлов

Обновлено: 16.05.2024

Все металлы образуют солеобразующие оксиды. Однако оксиды проявляют свойства основных оксидов, а другие проявляют кислотно-основные, то есть амфотерные свойства. От чего это зависит? Следует знать следующее – металл, проявляющий степень окисления +1, +2 образует оксиды основного характера, т.к. это типичные металлы, которые расположены в I и II группах, главных подгруппах.

ПРИМЕР: I группа, главная подгруппа представлены элементами Li, Na, K, Rb, Cs, Fe. К концу группы главной подгруппы у элементов возрастает атомный радиус. При отдаче электрона с внешнего уровня образуются катионы. Степень окисления у всех элементов к концу группы не изменяется, а вот характер оксидов – основной, будет усиливаться.

Li2O → Na2O →K2O →Rb2O →Cr2O →Fr2O

Усиливается основной характер

Возрастает радиус нового элемента

Если рассмотреть изменение свойств оксидов элементов по периоду на примере элементов III периода, то следует отметить, что в атомах этих элементов количество энергетических уровней одинаково, однако изменяется степень окисления. К концу периода она возрастает, что вызывает уменьшение радиуса иона. Вследствие чего характер оксида изменяется от основного через амфотерный к кислотному.

Na2 +1 O; Mg +2 O; Al2 +3 O3

Степень окисления возрастает

Радиус иона уменьшается, характер оксида изменяется

от основного к амфотерному

Оксиды металлов соответствуют гидроксиды. Если степень окисления металлов +1, +2, +3, +4, то они образуют оксиды: Ме2 +1 О, Ме +2 О, Ме2 +3 О3, Ме +4 О2 и гидроксиды: Ме +2 (ОН)2, Ме +3 (ОН)3, Ме +4 (ОН)4.

Характер гидроксида зависит также от степени окисления элемента и радиуса иона. Чем больше степень окисления, тем меньше радиус иона, характер гидроксида в большей степени кислотно-основной, то есть проявляет амфотерность.

ПРИМЕР: 3 период. Гидроксиды: Na +1 OH, Mg +2 (OH)2, Al +3 (OH)3

Ослабление свойств оснований, усиление кислотных свойств

Возрастает степень окисления; уменьшается радиус иона;

Щелочь, основание, амфотерное основание

В группах; главных подгруппах:

ПРИМЕР: I группа, главная подгруппа.

Li +1 OН; Na +1 OН; K +1 OН; Rb +1 OН; Cr +1 OН

Степень окисления не изменяется

Радиус иона возрастает,

усиливаются свойства гидроксидов как оснований

Переходные элементы, расположенные в малых периодах – это Ве (2 период), Al(3 период), образуют оксиды ВеО,Al2O3 и гидроксиды Ве(ОН)2и Al(OН)3 - проявляющие амфотерные кислотно-основные свойства. Что это означает?

ПРИМЕР: основные свойства: взаимодействие с кислотами, оксидами и гидроксидами.

ВеО + 2НСl = ВеСl2 + Н2О

Al2O3 + 6НСl = 2AlСl3 + 3Н2О

Ве(ОН)2 + Н2SO4 = BeSO4 + 2Н2О

2Al(OН)3 + 3Н2SO4 = Al2(SO4)3 + 6Н2О

Кислотные свойства: взаимодействие с щелочами и оксидов, и гидроксидов.

Al2O3+ 2KOН = 2KAlO2 + Н2О

Al(OН)3 + 2KOН = 2KAlO2 + Н2О

И если раствор щелочи, то образуется комплекс

Al2O3+ 2KOН + 3Н2О = 2K[Al(OН)4]

Al(OН)3 + KOН = K[Al(OН)4]

Итак, с увеличением степени окисления металла происходит уменьшение радиуса иона металла, свойства оксидов и гидроксидов металлов изменяются от основного к кислотно-основному, а далее проявляют кислотный характер.

У элементов побочных подгрупп изменение степени окисления можно рассмотреть на примере одного металла.

ПРИМЕР: металл Хром(Сr) может проявлять степень окисления +2, +3,+6.

Степень окисления +2. Сr +2 O -2 – основной оксид, гидроксид Cr(OH)2 – основание;

Степень окисления +3. Сr2 +3 O3 -2 – амфотерный оксид, гидроксид Cr(OH)3 – амфотерное основание;

Степень окисления +6. Сr +6 O3 -2 – кислотный оксид, гидроксид Н2СrO4, H2Cr2O7 – кислота.

Известно, что степень окисления максимальная определяется по номеру группы. Элемент Хром расположен в VI группе, побочной подгруппе. Элемент Сера также расположена в этой группе, только в главной подгруппе. В высшей степени окисления они образуют кислотные оксиды Сr2O3 и SO3, которым соответствуют кислоты Н2СrO4, Н2SO4.Знание такого сходства многих элементов позволило Д. И. Менделееву построить укороченную таблицу химических элементов, где в отличие от длиннопериодной кроме групп появились подгруппы – главная и побочная. Все элементы одной группы проявляют максимальную валентность, степень окисления соответственно равна номеру группы.

Вернёмся к примеру с Хромом.

СrO → Сr2O3 → Сr + O3 - оксиды

Cr(OH)2 → Cr(OH)3 → Н2СrO4 - гидроксиды

- Что происходит со степенью окисления?

Степень окисления возрастает.

- Как вы думаете, а радиус иона как изменяется?

Радиус иона Хрома с увеличением степень окисления уменьшается

- Как эти изменения сказываются на свойствах соединения?

Происходит изменение свойств оксидов и гидроксидов от основного, через амфотерный к кислотным.

1. Всем типичным металлам соответствуют оксиды основного характера, а их гидроксиды – основания.

2. Переходные металлы d-элементы образуют несколько оксидов и гидроксидов. В зависимости от изменения степени окисления и радиуса иона в данных соединениях свойства изменяются. При увеличении степени окисления радиус иона уменьшается, ослабевают основные свойства, нарастают кислотно-основные, а затем кислотные как у оксидов, так и у гидроксидов.

3. В одной группе ПСХЭ Д.И. Менделеева, но в разных подгруппах раположены элементы, у которых валентность максимальная степень окисления соответственно равна номеру группы.

v Составить формулу оксида и гидроксида хрома(III). Уравнениями реакций подтвердить их амфотерность.

1)Сr2O3 – оксид хрома(III).

Основной оксид взаимодействует с кислотой:

Сr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O.

Кислотный оксид взаимодействует со щелочью:

Сr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O.

2) Cr(OH)3 – гидроксид хрома(III).

Основание, взаимодействует с кислотой:

Cr(OH)3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O. Осадок исчезает.

Проявляет кислотные свойства, так как взаимодействует с раствором щелочи: р-р

Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OН)4]. Осадок исчезает.

ИСТОРИЯ ОТЕЧЕСТВА

учебник «ИСТОРИЯ РОССИИ» (часть 3) § 52, п 7 § 53

Охарактеризуйте геополитическое положение России после распада СССР.

 Россия укрепила статус мировой державы, что выразилось в росте её международного авторитета.

 Россия утратила союзников в Восточной Европе, Азии, Африке, Латинской Америке.

 Россия по отношению к Западу практически вернулась к состоянию времён Ивана Грозного.

 Значительно ослабла обороноспособности государства.

Как называлась программа военного сотрудничества НАТО с европейскими государствами и бывшими советскими республиками

Закавказья и Центральной Азии, которые не являются членами организации.

 Партнёрство во имя мира

 Дружба ради справедливости

Какой российский дипломат за постоянное согласие с условиями западных коллег получил прозвище «Мистер "Да"»?

Укажите истинность либо ложность утверждений.

 «Большая восьмёрка» – это семь наиболее крупных индустриальных государств мира: США, Япония, Германия, Россия, Франция, Италия,

 24 декабря 1991 года Россия заняла место СССР в ООН и стала постоянным членом Совета Безопасности ООН.

 В 1998 году был образован политический союз ГУУАМ, в который вошли Грузия, Украина, Казахстан, Беларусь, Россия.

 В марте 1992 года Россия и остальные страны СНГ вступили в Североатлантический альянс.

Какое из нижеописанных утверждений нельзя отнести к достижениям Е. Примакова во время его нахождения на посту министра

 Развивалось сотрудничество с Вьетнамом в сфере нефтедобычи

 Россия была принята в Европейское экономическое сотрудничество

 Наладились контакты с Японией, Индией, Южной Кореей, странами Юго-Восточной Азии и Персидского залива

 Одним из крупнейших торговых партнёров России на Востоке стал Китай.

 Россия и Иран заключили соглашение о сотрудничестве в области мирного использования атомной энергии

Расположите министров иностранных дел Российской Федерации в хронологическом порядке, начиная с самого раннего.

 Андрей Владимирович Козырев

 Евгений Максимович Примаков

 Игорь Сергеевич Иванов

Какие приоритеты в области национальной безопасности России озвучил Б. Ельцин в своём послании к Федеральному Собранию в 1994

 Необходимость решения всех международных проблем дипломатическим путём на основе баланса интересов сторон

 Усиление контроля за международной торговлей оружием при соблюдении российских интересов в этой области

 Ликвидация очагов военных конфликтов у границ государства

 Укрепление режима нераспространения оружия массового уничтожения

 Отрицание наличия государственных интересов, признание господства общечеловеческих ценностей над классовыми, национальными,

идеологическими, религиозными и всеми остальными

Напишите фамилию министра иностранных дел РФ, при котором Россия была принята в АТЭС.

Используя учебник § 52 и дополнительные материалы составьте хронику важнейших событий во внешней политики России

А) Прочитайте фрагмент Концепции внешней политики Российской Федерации и напишите термин, обозначающий декларируемую в

концепции систему международных отношений.

«… Россия заинтересована в стабильной системе международных отношений, основанной на принципе равноправия, взаимного уважения

и взаимовыгодного сотрудничества. Эта система призвана обеспечить надёжную безопасность каждого члена мирового сообщества в

политической, военной, экономической, гуманитарной и иных областях. Главным центром регулирования международных отношений в

XXI веке должна оставаться Организация Объединённых Наций.»

факты, подтверждающие общность принципов и направлений внешней политики ДНР и РФ.

В) Используя § 52 учебника и дополнительные источники приведите 5-6 фактов свидетельствующих об укреплении позиций России на

внешнеполитической арене. Выделите основные достижения и проблемы внешней политики России на современном этапе.

Проработайте § 53 и дополнительные ресурсы

А. Расшифруйте аббревиатуру и дайте определение следующего понятия. ВВП

Б. Определите и запишите 4-5 первоочередных задач, которые стоят перед Россией в XXI в.

Проанализируйте фрагмент Послания Президента РФ В.В. Путина Федеральному Собранию 12 декабря 2012 г. (с. 103 учебника). Используя

дополнительные источники заполните таблицу

Обращение Путина к Федеральному собранию

2012 г 2018 г. 2020 г.

Сформулируйте главную мысль (идею) обращения. По каким показателям Россия достигла наибольших успехов? Перечислите их.

ПОЯСНЕНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЙ

1. Форма ответа - Текстовый файл (возможно скан страницы рабочей тетради)

2. задание можно выполнить частями (срок выполнения полного объема задания до 30.04)

3. задания отмеченные *** являются дополнительным заданием

(не является обязательным и оценивается дополнительно)

4. задание 4 и задание В из домашнего задания (Перейдите по ссылке и пройдите тест) - скриншот

страницы результата тестирования

Оксиды и гидроксиды металлов

презентация к уроку по теме "Оксиды и гидроксиды металлов". Урок-обобщение. Сравниваются свойства металлов 1,2,3 групп главных подгрупп и их кислородных соединений.

Просмотр содержимого документа
«Оксиды и гидроксиды металлов»

или = водород + основание (если основание не растворимо в воде)

Реакция протекает только в том случае, если

металл находится в ряду активности до водорода.

Основание – сложное вещество, в котором каждый атом металла связан с одной или несколькими гидроксогруппами.

в степенях окисления +1 и +2 проявляют основные свойства ,

Заполнить таблицу: Сравнительная характеристика оксидов и гидроксидов

металлов главных подгрупп I - III групп

Вопросы для сравнения

I группа

II группа

Степень окисления Ме в оксиде.

2. Физические свойства.

III группа

3. Химические свойства (сравнить).

4. Способы получения оксидов.

Взаимодействие:

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с амфотерными оксидами

д) со щелочами

5. Формула гидроксида.

Степень окисления Ме в гидроксиде.

6. Физические свойства

7. Химические свойства (сравнить).

8. Способы получения гидроксидов.

а) действие на индикаторы

г) с растворами солей

д) с неметаллами

е) со щелочами

ж) с амфотерными оксидами и гидроксидами

з) отношение к нагреванию

Свойства оксидов и гидроксидов в периоде изменяются от основных через амфотерные к кислотным, т.к. увеличивается положительная степень окисления элементов.

Na 2 O , Mg +2 O , Al 2 O 3

основные амфотерный

Na +1 O Н , Mg +2 (O Н ) 2 , Al +3 (O Н ) 3

щелочь Слабое Амфотерный

основание гидроксид

В главных подгруппах основные свойства оксидов и гидроксидов возрастают сверху вниз .

Соединения металлов I А группы

Оксиды щелочных металлов

Общая формула Ме 2 О

Физические свойства: Твердые, кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Li 2 O , Na 2 O – бесцветные, К 2 О, Rb 2 O – желтые, Cs 2 О – оранжевый.

Способы получения:

Окислением металла получается только оксид лития

4 Li + O 2 → 2 Li 2 O

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li 2 O ) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

Химические свойства

Типичные основные оксиды:

Взаимодействуют с водой, образуя щелочи: Na 2 О + H 2 O →

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: Na 2 О + Н Cl →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли: Na 2 О + SO 3 →

4. Взаимодействуют с амфотерными оксидами, образуя соли: Na 2 О + ZnO → Na 2 ZnO 2

Гидроксиды щелочных металлов

Общая формула – МеОН

Физические свойства: Белые кристаллические вещества, гигроскопичны, хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). Растворы мылкие на ощупь, очень едкие.

NaOH – едкий натр

КОН – едкое кали

Сильные основания - Щелочи. Основные свойства усиливаются в ряду:

LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH

1. Электролиз растворов хлоридов:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

2. Обменные реакции между солью и основанием:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3  + 2KOH

3. Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

2 Li + 2 H 2 O → 2 LiOH + H 2

Li 2 O + H 2 O → 2 LiOH

Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2

1. Изменяют цвет индикаторов:

Лакмус – на синий

Фенолфталеин – на малиновый

Метил-оранж – на желтый

2. Взаимодействуют со всеми кислотами.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами.

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок.

2 NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

5. Взаимодействуют с некоторыми неметаллами (серой, кремнием, фосфором)

2 NaOH +Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2 ↑

6. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами

2 NaOH + Zn О + H 2 O → Na 2 [ Zn ( OH ) 4 ]

2 NaOH + Zn (ОН) 2 → Na 2 [ Zn ( OH ) 4 ]

7. При нагревании не разлагаются, кроме LiOH .

Соединения металлов главной подгруппы II группы

Оксиды металлов II А группы

Общая формула МеО

Физические свойства: Твердые, кристаллические вещества белого цвета, малорастворимые в воде.

Окисление металлов (кроме Ba , который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO 3 → CaO + CO 2

2Mg(NO 3 ) 2 → 2MgO + 4NO 2 + O 2

ВеО – амфотерный оксид

Оксиды Mg , Ca , Sr , Ba – основные оксиды

Взаимодействуют с водой(кроме ВеО), образуя щелочи( Mg ( OH ) 2 – слабое основание):

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: СаО + Н Cl →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли: СаО + SO 3 →

4. ВеО взаимодействует со щелочами: ВеО + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 [Ве( OH ) 4 ]

Гидроксиды металлов II А группы

Общая формула – Ме(ОН) 2

Физические свойства: Белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов. Ве(ОН) 2 – в воде нерастворим.

Основные свойства усиливаются в ряду:

Ве(ОН) 2 → Mg (ОН) 2 → Ca (ОН) 2 → Sr (ОН) 2 → В a (ОН) 2

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2 H 2 O → Ba ( OH ) 2 + H 2

CaO (негашеная известь) + H 2 O → Ca ( OH ) 2 (гашеная известь)

Ве(ОН) 2 – амфотерный гидроксид

Mg (ОН) 2 – слабое основание

Са(ОН) 2 , Sr (ОН) 2, Ва(ОН) 2 – сильные основания – щелочи.

Изменяют цвет индикаторов:

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

Ве(ОН) 2 + Н 2 SO 4 →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами:

4. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок:

Ва(ОН) 2 + K 2 SO 4 →

Гидроксид бериллия взаимодействует со щелочами:

Ве(ОН) 2 + 2 NaOH → Na 2 [Ве( OH ) 4 ]

При нагревании разлагаются: Са(ОН) 2 →

Соединения металлов главной подгруппы III группы

Соединения алюминия

Оксид алюминия

Al 2 O 3

O = Al – O – Al = O

Физические свойства: Глинозем, корунд, окрашенный – рубин (красный), сапфир (синий).

Твердое тугоплавкое ( t° пл.=2050 ° С) вещество; существует в нескольких кристаллических модификациях.

Сжигание порошка алюминия: 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3

Разложение гидроксида алюминия: 2 Al ( OH ) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O

Al 2 O 3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; с водой не реагирует.

1) Реагирует с кислотами и растворами щелочей:

Как основной оксид: Al 2 O 3 + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O

Как кислотный оксид: Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O → 2 Na [ Al ( OH ) 4 ]

2) Сплавляется со щелочами или карбонатами щелочных металлов:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaAlO 2 (алюминат натрия) + CO 2

Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O

Гидроксид алюминия Al ( OH ) 3

Физические свойства: белое кристаллическое вещество,

нерастворимое в воде.

1) Осаждением из растворов солей щелочами или гидроксидом аммония:

AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl

Al 2 (SO 4 ) 3 + 6NH 4 OH → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4 ) 2 SO 4

Al 3+ + 3 OH ¯ → Al ( OH ) 3 (белый студенистый)

2) Слабым подкислением растворов алюминатов:

Na[Al(OH) 4 ] + CO 2 → Al(OH) 3 + NaHCO 3

Al ( OH ) 3 - а мфотерный гидроксид :

Как основание Al ( OH ) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O

Как кислота Al ( OH ) 3 + NaOH → Na [ Al ( OH ) 4 ]

При нагревании разлагается: 2 Al ( OH ) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O

Оксиды, образованные типичными металлами, относят к солеобраяующим, основным по характеру свойств. Как вы знаете, им соответствуют гидроксиды. являющиеся основаниями, которые в случае щелочиых и щелочноземельных металлов растворимы в воде, являются сильными электролитами и называются щелочами.

Оксиды и гидроксиды некоторых металлов амфотерны, то есть могут проявлять и основные, и кислотные свойства в зависимости от веществ, с которыми они взаимодействуют.

Например:

Многие металлы побочных подгрупп, имеющие в соединениях переменную степень окисления, могут образовывать несколько оксидов и гидроксидов, характер которых зависит от степени окисления металла.

Например, хром в соединениях проявляет три степени окисления: +2, +3, +6, поэтому он образует три ряда оксидов и гидроксидов, причем с увеличением степени окисления усиливается кислотный характер и ослабляется основный.

Способы получения металлов

Значительная химическая активность металлов (взаимодействие с кислородом воздуха, другими неметаллами, водой, растворами солей, кислотами) приводит к тому, что в земной коре они встречаются главным образом в виде соединений: оксидов, сульфидов, сульфатов, хлоридов, карбонатов и т. д.

В свободном виде встречаются металлы, расположенные в ряду напряжений правее водорода, хотя гораздо чаще медь и ртуть в природе можно встретить в виде соединений.

Минералы и горные породы, содержащие металлы и их соединения, из которых выделение чистых металлов технически возможно и экономически целесообразно, называют рудами.

Получение металлов из руд — задача металлургии.
Металлургия — это и наука о промышленных способах получения металлов из руд. и отрасль промышленности.
Любой металлургический процесс — это процесс восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей.

Чтобы реализовать этот процесс, надо учесть активность металла, подобрать восстановитель, рассмотреть технологическую целесообразность, экономические и экологические факторы. В соответствии с этим существуют следующие способы получения металлов: пирометаллургический. гидрометаллургический, электрометаллургический.

Пирометаллургия - восстановление металлов из руд ори высоких температурах с помощью углерода, оксида углерода(П). водорода, металлов •- алюминия, магния.

Например, олово восстанавливают из касситерита, а медь — из куприта прокаливанием с углем (коксом). Сульфидные руды предварительно подвергают обжигу при доступе воздуха, а затем полученный оксид восстанавливают углем. Из карбонатных руд металлы выделяют также путем накачивания а углем, так как карбонаты при нагревании разлагаются, превращаясь в оксиды, а последние восстанавливаются углем.

Гидрометаллургия — это восстановление металлов им их солей в растворе. Процесс проходит в 2 этапа:

1) природное соединение растворяют в подходящем реагенте для получении раствори соли этого металле;
2) из полученного рахтворя данный металл вытесняют более активным или восстанавливают электролизом. Например, чтобы получить медь на руды, содержащей оксид меди СиО ее обрабатывают разбавленной серной кислотой.

Затем медь извлекают из растворе соли либо :электролизом, либо вытесняют из сульфата железом. Таким способом получают серебро, цинк, молибден, золото, уран.

Электрометаллургия — восстановление металлов в про цессе электролиза растворов или расплавов их соединений.

Электролиз

Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться направленно: катионы — к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы - к аноду (положительно заряженному электроду).

Па катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются на аноде анионы отдают электроны и окисляются. Этот процесс называют электролизом.
Электролиз это окислительно- восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Простейший пример таких процессов электролиз расплавленных солей. Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве идет процесс термической диссоциации. Под дейстиием алектрического тока катионы движутся к катоду и принимают от него электроны.
На катоде образуется металлический натрий, на аноде — газообразный хлор.

Главное, что вы должны помнить: в процессе электролиза за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая самопроизвольно идти не может.

Сложнее дело обстоит в случае электролиза растворов электролитов.

В растворе соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах необходимо учитывать их участие в электролизе.

Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила.

1. Процесс на катоде зависит не от материала катода, на которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если:

1.1. Катион электролита расположен в ряду напряжений а начале ряда (по Аl включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород). Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.
1.2. Катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ноны металла, и молекулы воды.
1.3. Катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.
1.4. В растворе содержится катионы разных металлов, то скачала восстанавливается катион металла, стоящего в ряду напряжений

Эти правила отражены на схеме 10.

2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аннона (схема 11).

2.1. Коли анод растворяется (железо, цинк. медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона. 2.2. Если анод не растворяется (его называют инертным — графит, золото, платина), то:
а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (про ме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;
б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды. Анионы не окисляются, они остаются в растворе;

Электролиз расплавов н растворов веществ широко используют в промышленности:

1. Для получения металлов (алюминии, магний, натрий, кадмий получают только электролизом).
2. Для получения водорода, галогенов, щелочей.
3. Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом).
4. Для защиты металлов от коррозии — нанесения защитных покрытий в виде тонкого слоя другого металла, устойчивого к коррозии (хроме, никеля, меди, серебра, золота) — гальваностегия.
5. Получение металлических копий, пластинок — гальванопластика.

Металлы в природе

Если вы внимательно изучали химию в предыдущих классах, то вам известно, что таблица Менделеева насчитывает более девяноста видов металлов и приблизительно шестьдесят из них можно встретить в природной среде.

Встречающиеся в природе металлы можно условно разделить на такие группы:

• металлы, которые можно встретить в природе в свободном виде;
• металлы, встречающиеся в виде соединений;
• металлы, которые можно встретить в смешанном виде, то есть, они могут быть, как в свободном виде, так и в виде соединений.

В отличие от других химических элементов, металлы довольно часто встречаются в природе в виде простых веществ. Они, как правило, имеют самородное состояние. К таким металлам, которые представлены в виде простых веществ, можно отнести золото, серебро, медь, платину, ртуть и другие.

Но не все металлы, встречающиеся в природной среде, представлены в самородном состоянии. Некоторые металлы можно встретить в виде соединений и их называют минералами.

Кроме того, такие химические элементы, как серебро ртуть и медь, можно встретить, как в самородном состоянии, так и в состоянии имеющих вид соединений.

Все те минералы, из которых в дальнейшем можно получить металлы, называются рудами. В природе существуют руда, в состав которой входит железо. Такое соединение получило название железной руды. А если же в составе находится медь, но соответственно, такое соединение называется медной рудой.

Конечно же, наиболее распространенными в природе являются металлы, которые активно взаимодействуют с кислородом и серой. Их принято называть оксидами и сульфидами металлов.

Таким распространенным элементом, который образует металл, является алюминий. Алюминий содержится в глине, а также входит в состав таких драгоценных камней, как сапфир и рубин.

Вторым по популярности и распространению, является такой металл, как железо. Он, как правило, встречается в природе в виде соединений, а в самородном виде его можно встретить только в составе метеоритных камней.

Следующими по распространению в природной среде, вернее в земной коре, являются такие металлы, как магний, кальций, натрий, калий.

Читайте также:

Оксиды и гидроксиды металлов

Оксиды и гидроксиды металлов

Просмотр содержимого документа «Оксиды и гидроксиды металлов»

Просмотр содержимого документа
«Оксиды и гидроксиды металлов»