Укажите символы металлов которые можно окислить ионами н в водном растворе кислоты
Обновлено: 04.10.2024
Такой средой характеризуются водные растворы кислот, а так же растворы солей, при гидролизе которых образуется кислота. В зависимости от вида окислителя все кислоты можно разделить на две группы: первая большая группа представлена кислотами, окислителем в которых является ион водорода Н + , во вторую группу входят кислоты, в которых окислителем является кислотный остаток. Рассмотрим взаимодействие металлов с этими группами кислот:
1) окисление металлов в кислотах, окислителем в которых является ион Н + .
К таким кислотам следует отнести, в первую очередь, наиболее распространенные сильные кислоты (HCl, HBr, HI, H2SO4 (разб.)) и большинство других неорганических кислот (H3PO4, H2SO3; HNO2 и другие), а также органические кислоты. Все слабые кислоты типа H2CO3, H2S являются плохими окислителями из-за низкой концентрации ионов Н + .
При контакте металлов с кислотами в первую очередь с ними будут взаимодействовать оксидные пленки, в которых металлы имеют невысокие степени окисления (+1,+2,+3). Такие оксиды обладают основными или амфотерными свойствами и растворяются в кислотах. Последующее окисление металла кислотой (например, соляной или разбавленной серной) можно представить в виде:
Из условия самопроизвольного протекания рассматриваемой реакции (в стандартных условиях) определяем, при каких значениях потенциалов металлов возможно их окисление побными кислотами. При этом учитываем, что в кислой среде при рН=0 стандартный потенциала восстановления водорода Е о равен нулю (Е о (2Н + /Н о 2)=0). Тогда из неравенства DЕ о =0-Е о Me n + /Mе >0 следует, что стандартные электродные потенциалы металлов должны быть меньше нуля (Е о Me n + /Mе<0). Это означает, что кислоты, в которых окислителем является ион водорода, могут окислять в стандартных условиях металлы, стоящие в ряду электродных потенциалов (или в ряду электрохимической активности металлов) до водорода (Е о (2Н + /Н2) = 0). Причем, чем больше величина ЭДС реакции (меньше окислительно-восстановительный или электродный потенциал металла), тем интенсивнее она протекает, например:
DE о =0 -Е о Al +3 /Al = 0- ( -1,66 )=1,66в > 0.
DE о =0 - (- 0,23)=0,23в >0, Е о Ni +2 /Fe= -0,23в.
Вторая реакция протекает менее интенсивно, так как ее ЭДС меньше. Рассчитаем ЭДС для малоактивного металла серебра, который находится в ряду стандартных потенциалов после водорода и имеет положительное значение Е о :
Однако при длительном контакте металлов с растворами кислот происходит их медленное окисление (коррозия) под действием растворенного в них кислорода:
Некоторые металлы могут подвергаться пассивации в растворах кислот, в которых окислителем являются ионы водорола Н + . Причиной пассивации является образование на поверхности металла пленки плохо растворимой соли, которая защищает его от дальнейшего действия кислоты (см. таблицу растворимости солей). Например:
Pb + 2HCl ≠ PbCl2¯ + H2 (DЕ о =0–(-0,13)=0,13в >0)
Приведенные реакции протекают только в первый момент времени, по мере образования защитных пленок процесс коррозии металла замедляется и прекращается.
Общая характеристика металлов главных подгрупп I-III групп в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов
1. Какая из перечисленных групп элементов содержит только металлы:
1) Li, Be, B; 2) K, Ca, Sr; 3) H, Li, Na; 4) Se, Te, Po .
2. Отметьте ряд, в котором находятся только металлы:
1) Mg, Gе, As 2) Li, Ве, В 3) C, Sn, Pb 4) К, Са, V
3. Металлами являются:
1) все s-элементы; 3) все p-элементы;
2) все d-элементы; 4) все элементы главных подгрупп.
4. Среди металлов нет: а) s-элементов б) р-элементов в) d-элементов г) f-элементов
1) а,б 2) в,б 3) в,г 4) есть все
5. В каком ряду приведены символы соответственно самого твердого и самого тугоплавкого металлов?
1) W, Ti; 2) Cr, Hg; 3) Cr, W; 4) W, Cr
6. Какой металл является самым распространенным на Земле:
1) алюминий 2) золото 3) железо 4) магний
7. Металл, используемый для сплавов, применяемых в самолетостроении; для восстановления металлов из оксидов: устойчивы коррозии, с малой плотностью - .
1) цинк 2) медь 3) алюминий 4) хром
8. Какой металл проявляет переменные степени окисления:
1) Fе 2) Na 3) Са 4) Al
9. Степень окисления хрома в его амфотерных соединениях равна
1) +6 2) +2 3) +3 4) +1
10. Исключите лишний элемент:
1) Na; 2) Mg; 3)Al; 4)Si.
11. Какой металл в природе встречается только в виде соединений:
1) натрий 2) золото 3) серебро 4) платина
12. Исключите "лишний" сплав:
1) сталь; 2) булат; 3) латунь; 4) чугун.
13. Атомы в кристаллических решетках металлов удерживаются посредством:
1) ионной связи 3) ковалентной полярной связи
2) водородной связи 4) металлической связи
14. Характерное свойство металлов:
1) плохая теплопроводность; 3) оксиды имеют ионный характер;
2) многие из них окислители; 4) большинство оксидов – ковалентные соединения.
15. Наибольший атомный радиус имеет:
1) Be; 2) Sr; 3) Са; 4) Ba
16. Для металлов характерны:
1) низкая теплопроводность и электропроводность
3) ковкость и пластичность
4) в обычных условиях газообразное состояние
17. В составе иона 25 Mg 2+ содержится:
1) 12 протонов, 12 электронов, 13 нейтронов 2) 10 протонов, 12 электронов, 13 нейтронов
3) 12 протонов, 10 электронов, 12 нейтронов 4) 12 протонов, 10 электронов, 13 нейтронов
18. Атомы металлов при взаимодействии с атомами неметаллов:
1) отдают валентные электроны 2) принимают электроны
3) в одних случаях принимают электроны, в других – отдают 4) являются окислителями
19. С увеличением порядкового номера металла в главной подгруппе способность отдавать электроны
1) увеличивается 3) не изменяется
2) уменьшается 4) увеличивается, а затем уменьшается
20. Атомы металлов, отдавая электроны, приобретают электронную структуру внешнего энергетического уровня:
1) щелочных металлов 2) галогенов 3) благородных газов 4) кислорода
21. В ряду натрий —магний — алюминий элементы расположены в порядке увеличения
1) атомного радиуса 2) электроотрицательности
3) металлических свойств 4) числа электронных слоев
22. Металлические свойства усиливаются в ряду элементов
1) натрий → магний → алюминий 2) литий → натрий → калий
3) барий → кальций → магний 4) калий → натрий → литий
23. Наиболее выраженные металлические свойства проявляет:
1) А1 2) Na 3) Mg 4) Fe
24. Какое свойство не является общим для всех металлов:
1) электропроводность; 2) теплопроводность;
3) твёрдое агрегатное состояние при стандартных условиях; 4) металлический блеск.
25. Металл, у которого наиболее устойчивая степень окисления +1, – это:
4) у всех перечисленных выше металлов степень окисления +1 одинаково устойчивая.
26. Верны ли следующие суждения о щелочных металлах?
А. Во всех соединениях они имеют степень окисления +1.
Б.С галогенами они образуют соединения с ионной связью.
1) верно только А; 2) верно только Б;
3) верны оба суждения; 4) оба суждения неверны.
27. На внешнем энергетическом уровне один электрон у .
1) щелочноземельных металлов 3) алюминия
2) щелочных металлов 4) железа
28. Из приведенных ниже металлов наиболее активным является
1) бериллий 2) магний 3) кальций 4) барий
29. Ряд элементов, в котором усиливаются металлические свойства.
1) Li - Be – В 2) Cs - Rb - К 3) Al, Fe, Ag 4) Ca, Sr, Ba
30. Отметьте ряд, в которых основные свойства гидроксидов металлов убывают:
31. Отметьте ряды, в которых основные свойства оксидов металлов убывают:
32. Какое утверждение по отношению к металлам являются верными:
1) большая часть химических элементов является металлами
2) гидроксиды металлов проявляют кислотные свойства
3) для металлов характерны окислительные свойства
4) металлы плохо проводят электрический ток
33. Какие утверждения для металлов неверны:
1) металлы составляют большинство элементов Периодической системы;
2) в атомах всех металлов на внешнем энергетическом уровне содержится не более двух электронов;
3) в химических реакциях для металлов характерны восстановительные свойства;
4) в каждом периоде атом щелочного металла имеет наименьший радиус.
34. Укажите справедливые утверждения:
1) все элементы d- и f-семейств являются металлами;
2) среди элементов р-семейства нет металлов;
3) гидроксиды металлов могут обладать как основными, так амфотерными и кислотными свойствами;
4) металлы не могут образовывать гидроксиды с кислотными свойствами.
35. Отметьте ряд, в котором находятся металлы, гидроксиды и оксиды которых проявляют амфотерные свойства:
1) Cs, Fr, Ва 2) Mg, Na, К 3) Al, Ве, Zn 4) Са, Sr, Cs
36. Амфотерным оксидом является .
37. В атомах каких металлов в основном состоянии на энергетическом d-подуровне содержится пять электронов?
1) титана; 2) хрома; 3) сурьмы; 4) марганца.
38. Окислительные свойства какого иона наиболее ярко выражены:
1) Сu 2+ 2) Pb 2+ 3) Sn 2+ 4)Zn 2+
39. Какой из оксидов является кислотным:
40. Отметьте формулу оксида металла с наиболее выраженными кислотными свойствами:
41. Химическая реакция возможна между
1) Cu и H2O 2) Au и H2 3) Na и Cl2 4) Fe и NaCl
42. Выберите реакцию, соответствующую схеме: Ме° - nе à Ме n +
43. Активнее других реагирует с кислородом .
1) Al 2) Ag 3) Zn 4) Ва
44. Амфотерным оксидом является .
1) СаО 2) ВаО 3) ZnO 4) CuO
45. Схеме: Me n + + ne à Me 0 соответствует реакция .
1) Mg + S = MgS 2) NaOH + HC1 = NaCl + H2O
46. Укажите символы металлов, которые можно окислить ионами Н + в водном растворе кислоты:
1) Cu; 2) Zn; 3) Fe; 4) Ag.
47. Схеме: Ме n + + nе à Ме° соответствует реакция .
48. В каких парах обе из реакций, схемы которых приведены ниже, позволяют получить металл?
1) CuO + COà и CuSO4 + Zn à 3) AgNO3 àи Cr2O3 + Al à
49. Активнее других взаимодействует с кислородом .
1) Li 2) Na 3) К 4) Pt
50. С водой только при нагревании реагируЮт:
1) натрий; 2) цинк; 3) медь; 4) железо.
51. Какой из металлов не вытесняет водород из разбавленной серной кислоты?
1) железо 2) хром 3) медь 4) цинк
52. С кислородом не взаимодействует .
l) Fe 2) Zn 3) Аl 4) Pt
53. Какой металл реагирует с водой при комнатной температуре с образованием гидроксида и водорода:
1) Fе 2) Zn 3) Na 4) Аu
54. Водород не вытесняется из кислот
1) оловом 2) свинцом 3) серебром 4) магнием
55. При комнатной температуре вытесняет водород из воды .
1) медь 2) железо 3) литий 4) цинк
56. Наиболее энергично взаимодействует с водой .
l) Mg 2) Са 3) Ва 4) Be
57. С образованием щелочи с водой взаимодействует
1) алюминий 2) цинк 3) барий 4) ртуть
58. Щелочь и водород образуются при взаимодействии с водой .
1) Fe 2) Сu 3) А1 4) Na
59. Оксид металла образуется при взаимодействии с водой .
l) Zn 2)Ва 3)Na 4) Au
60. Все металлы какого ряда реагируют с соляной кислотой:
1) Al, Аu, Hg 2) Mg, Zn, Fе 3) K, Pt, Ag 4) Zn, Ag, Ba
61. С какой кислотой металлы практически никогда не реагируют с выделением водорода:
62. Какой металл реагирует с водным раствором щелочи с образованием комплексных солей:
1) Аl 2) Са 3) К 4) Ва
63. С кислотами и щелочами взаимодействует:
64. Оксид какого металла реагирует как с кислотами, так и с основаниями:
1) Аl 2) Na 3) Са 4) Ва
65. Гидроксид какого металла реагирует как с кислотами, так и с основаниями:
1) Na 2) Zn 3) Са 4) Ва
66. С кислотами и щелочами может взаимодействовать оксид:
1) калия 2) серы 3) алюминия 4) кальция
67. Какой металл будет вытеснять олово из водных растворов его солей:
1) Рb 2) Сu 3) K 4) Mg
68. Какой металл будет вытеснять медь из водных растворов ее солей:
1) Аu 2) Mg 3) Na 4) Ag
69. Между какой парой веществ возможна химическая реакция в водном растворе:
1) Ag и CuCl2 2) Рb(NОЗ)2 и Zn 3) HCl и Cu 4) Fе и MgCl2
70. Как изменится масса цинковой пластинки через некоторое время, после того как ее опустили в раствор хлорида железа (II):
1) не изменится 2) увеличится
3) уменьшится 4) пластинка растворится
71. Никель может выступать в качестве восстановителя по отношению к ионам:
1) Сu 2+ 2) Zn 2+ 3) Аl 3+ 4) Mg 2+
72. Отметьте металл, который может окисляться ионами свинца Pb 2+ :
1) Аu 2) Сu 3) Zn 4) Ag
73. Реакция замещения происходит между .
1) Сu и FeSO4 раствор 3) А1 и AgNO3 раствор
2) Ag и А1С13 раствор 4) Fe и ZnCl2 раствор
74. Химическая реакция проходит между .
1) Mg и ZnCl2 раствор 3) Ag и АlСl3 раствор
2) Сu и FeSO4 раствор 4) Рb и Mg(NO3)2 раствор
Урок в 9-м классе "Общие способы получения металлов"
Цель урока: познакомить с природными соединениями металлов и с самородными металлами; дать понятие о рудах и металлургии, рассмотреть такие ее разновидности, как пиро–, гидро–, электрометаллургия, термическое разложение соединений металлов, продемонстрировать лабораторные способы получения металлов и с помощью фрагментов медиалекции ознакомить с промышленным производством металлов.
Оборудование: компьютер, видеопроектор, коллекция “Минералы и горные породы”, прибор для получения газов, лабораторный штатив, пробирки, спиртовка, фарфоровые ступки.
Реактивы: оксид меди(II), соляная кислота концентрированная, цинк гранулированный, термит (смесь порошков алюминия и оксида железа (Ш), раствор сульфата меди и железный гвоздь.
I. Организационный момент. Проверка домашнего задания.
1. Написать уравнения реакций взаимодействия между веществами:
г) Zn c CuSO4; Al c NaOH; Be c KOH.
2. Расставить коэффициенты, найти окислитель и восстановитель в уравнениях реакций:
3. Все уравнения реакций учащиеся сверяют с экраном, где спроецированы данные уравнения реакций (фрагмент медиалекции “Общие свойства металлов”). (CD) Обобщение общих химических свойств металлов проводится по схеме “Общие свойства металлов”.
4. Завершим рассмотрение схемы, мы не разобрали нахождение металлов в природе и способы их получения.
II. Природные соединения металлов.
- Могут ли металлы находиться в природе в свободном (или самородном) состоянии? Если могут, то, какие это металлы?
Ответ очевиден, это металлы низкой химической активности. Металлы могут встречаться в природе или в виде простого вещества или в виде сложного вещества.
Металлы в природе встречаются в трёх формах: 1) в свободном виде встречаются золото и платина; золото бывает в распыленном состоянии, а иногда собирается в большие массы ? самородки. Так в Австралии в 1869 году нашли глыбу золота в сто килограммов весом. Через три года обнаружили там же еще большую глыбу весом около двухсот пятидесяти килограммов. Наши русские самородки много меньше, и самый знаменитый, найденный в 1837 году на Южном Урале, весил всего около тридцати шести килограммов. В середине XVII века в Колумбии испанцы, промывая золото, находили вместе с ним тяжелый серебристый металл. Этот металл казался таким же тяжелым, как и золото, и его нельзя было отделить от золота промывкою. Хотя он и напоминал серебро (по-испански ? plata), но был почти нерастворим и упорно не поддавался выплавке; его считали случайной вредной примесью или преднамеренной подделкой драгоценного золота. Поэтому испанское правительство приказывало в начале XVIII столетия выбрасывать этот вредный металл при свидетелях обратно в реку. Месторождения платины находятся и на Урале. Оно представляет собой массив дунита (изверженная горная порода, состоящая из силикатов железа и магния с примесью железняка). В нем содержатся включения самородной платины в виде зерен. 2) в самородном виде и в форме соединений могут находиться в природе серебро, медь, ртуть и олово; 3) все металлы, которые в ряду напряжений находятся до олова, встречаются только в виде соединений.
Чаще всего металлы в природе встречаются в виде солей неорганических кислот: хлоридов ? сильвинит КСl • NaCl, каменная соль NaCl;
нитратов – чилийская селитра NaNO3;
сульфатов – глауберова соль Na2SO4 ? 10 H2O, гипс CaSO4 • 2Н2О;
карбонатов – мел, мрамор, известняк СаСО3, магнезит MgCO3, доломит CaCO3 • MgCO3;
сульфидов ? серный колчедан FeS2, киноварь HgS, цинковая обманка ZnS;
оксидов – магнитный железняк Fe3O4, красный железняк Fe2O3, бурый железняк, содержащий различные гидроксиды железа (III) Fe2O3 • Н2О.
Ещё в середине II тысячелетия до н. э. в Египте было освоено получение железа из железных руд. Это положило начало железному веку в истории человечества, который пришёл на смену каменному и бронзовому векам. На территории нашей страны начало железного века относят к рубежу II и I тысячелетий до н. э.
Минералы и горные породы, содержащие металлы и их соединения и пригодные для промышленного получения металлов, называются рудами.
Отрасль промышленности, которая занимается получением металлов из руд, называется металлургией. Так же называется и наука о промышленных способах получения металлов из руд.
III. Получение металлов.
- Какой основной химический процесс лежит в основе получения металлов?
Большинство металлов встречаются в природе в составе соединений, в которых металлы находятся в положительной степени окисления, значит для того, чтобы их получить, в виде простого вещества, необходимо провести процесс восстановления.
Но прежде чем восстановить природное соединение металла, необходимо перевести его в форму, доступную для переработки, например, оксидную форму с последующим восстановлением металла. На этом основан пирометаллургический способ. Это восстановление металлов из их руд при высоких температурах с помощью восстановителей неметаллических ? кокс, оксид углерода (II), водород; металлических ? алюминий, магний, кальций и другие металлы. .
Демонстрационный опыт 1. Получение меди из оксида с помощью водорода.
Cu +2 O + H2 = Cu 0 + H2O (водородотермия)
Демонстрационный опыт 2. Получение железа из оксида с помощью алюминия.
Для получения железа в промышленности железную руду подвергают магнитному обогащению:3Fe2 O3 + H2 = 2Fe3 O4 + H2O или 3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2 , а затем в вертикальной печи проходит процесс восстановления:
Просмотр медиалекции . (CD)
Гидрометаллургический способ основан на растворении природного соединения с целью получения раствора соли этого металла и вытеснением данного металла более активным. Например, руда содержит оксид меди и ее растворяют в серной кислоте:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O, затем проводят реакцию замещения
Демонстрационный опыт 3. Взаимодействие железа с раствором медного купороса.
Таким способом получают серебро, цинк, молибден, золото, ванадий и другие металлы.
Электрометаллургический способ.
Это способы получения металлов с помощью электрического тока (электролиза). Просмотр фрагмента медиалекции. (CD)
Этим методом получают алюминий, щелочные металлы, щелочноземельные металлы. При этом подвергают электролизу расплавы оксидов, гидроксидов или хлоридов:
катод Na + + e > Na 0 ¦ 2
анод 2Cl ? ?2e > Cl2 0 ¦ 1
суммарное уравнение: 2NaCl = 2Na + Cl2
Современный рентабельный способ получения алюминия был изобретен американцем Холлом и французом Эру в 1886 году. Он заключается в электролизе раствора оксида алюминия в расплавленном криолите. Расплавленный криолит растворяет Al2O3, как вода растворяет сахар. Электролиз “раствора” оксида алюминия в расплавленном криолите происходит так, как если бы криолит был только растворителем, а оксид алюминия ? электролитом.
катод Al 3+ +3e —> Al 0 ¦ 4
В английской “Энциклопедии для мальчиков и девочек” статья об алюминии начинается следующими словами: “23 февраля 1886 года в истории цивилизации начался новый металлический век - век алюминия. В этот день Чарльз Холл, 22-летний химик, явился в лабораторию своего первого учителя с дюжиной маленьких шариков серебристо-белого алюминия в руке и с новостью, что он нашел способ изготовлять этот металл дешево и в больших количествах”. Так Холл сделался основоположником американской алюминиевой промышленности и англосаксонским национальным героем, как человек, сделавшим из науки великолепный бизнес.
Термическое разложение соединений.
Железо взаимодействует с оксидом углерода (II) при повышенном давлении и температуре 100-200 0 , образуя пентакарбонил: Fe + 5CO = Fe (CO)5
Пентакарбонил железа-жидкость, которую можно легко отделить от примесей перегонкой. При температуре около 250 0 карбонил разлагается, образуя порошок железа: Fe (CO)5 = Fe + 5CO.
Если полученный порошок подвергнуть спеканию в вакууме или в атмосфере водорода, то получится металл, содержащий 99,98– 99,999% железа. Еще более глубокой степени очистки железа (до 99,9999%) можно достичь методом зонной плавки.
Таким образом, мы познакомились с природными соединениями металлов и способами выделения из них металла, как простого вещества.
IV. Закрепление темы.
Выполнить тестовые задания:
1. Укажите справедливые утверждения: а) все элементы d- и f-семейств являются металлами; б) среди элементов р-семейства нет металлов; в) гидроксиды металлов могут обладать как основными, так амфотерными и кислотными свойствами; г) металлы не могут образовывать гидроксиды с кислотными свойствами.
2. В каком ряду приведены символы соответственно самого твердого и самого тугоплавкого металлов? а) W, Ti; б) Cr, Hg; в) Cr, W; г) W, Cr,
3. Укажите символы металлов, которые можно окислить ионами Н + в водном растворе кислоты: а) Cu; б) Zn; в) Fe; г) Ag.
4. Какие металлы нельзя получить в достаточно чистом виде, восстанавливая их оксиды коксом? а) W; б) Cr; в) Na; г) Al.
5. С водой только при нагревании реагируют: а) натрий; б) цинк; в) медь; г) железо.
6. Какие утверждения для металлов неверны: а) металлы составляют большинство элементов Периодической системы; б) в атомах всех металлов на внешнем энергетическом уровне содержится не более двух электронов; в) в химических реакциях для металлов характерны восстановительные свойства; г) в каждом периоде атом щелочного металла имеет наименьший радиус.
7. Отметьте формулу оксида металла с наиболее выраженными кислотными свойствами:
8. В каких парах обе из реакций, схемы которых приведены ниже, позволяют получить металл? а) CuO + CO—> и CuSO4 + Zn —> б) AgNO3 —> и Cr2O3 + Al в) ZnS + O2 и Fe2O3 + H2 —> г) KNO3 —> и ZnO + C.
9. В атомах каких металлов в основном состоянии на энергетическом d- подуровне содержится пять электронов? а) титана; б) хрома; в) сурьмы; г) марганца.
10. Какой минимальный объем (н. у.) оксида углерода (II) нужен для восстановления 320 г оксида железа (III) до магнетита? а) 14,93 л; б) 15,48 л; в) 20,12 л; г) 11,78 л.
§ 6.3. Сильные и слабые электролиты
Материал этого раздела частично вам знаком по ранее изученным школьным курсам химии и из предыдущего раздела. Кратко повторим, что вам известно, и познакомимся с новым материалом.
В предыдущем разделе мы обсуждали поведение в водных растворах некоторых солей и органических веществ, полностью распадающихся на ионы в водном растворе.
Имеется ряд простых, но несомненных доказательств того, что некоторые вещества в водных растворах распадаются на частицы. Так, водные растворы серной H2SO4, азотной HNO3, хлорной HClO4, хлороводородной (соляной) HCl, уксусной CH3COOH и других кислот имеют кислый вкус. В формулах кислот общей частицей является атом водорода, и можно предположить, что он (в виде иона) является причиной одинакового вкуса всех этих столь различных веществ.
Образующиеся при диссоциации в водном растворе ионы водорода придают раствору кислый вкус, поэтому такие вещества и названы кислотами. В природе только ионы водорода имеют кислый вкус. Они создают в водном растворе так называемую кислотную (кислую) среду.
Запомните, когда вы говорите «хлороводород», то имеете в виду газообразное и кристаллическое состояние этого вещества, но для водного раствора следует говорить «раствор хлороводорода», «хлороводородная кислота» или использовать общепринятое название «соляная кислота», хотя состав вещества в любом состоянии выражается одной и той же формулой – НСl.
Водные растворы гидроксидов лития (LiOH), натрия (NаОН), калия (КОН), бария (Ва(ОН)2), кальция (Са(ОН)2) и других металлов имеют одинаковый неприятный горько-мыльный вкус и вызывают на коже рук ощущение скольжения. По-видимому, за это свойство ответственны гидроксид-ионы ОН – , входящие в состав таких соединений.
Хлороводородная HCl, бромоводородная HBr и йодоводородная HI кислоты реагируют с цинком одинаково, несмотря на свой различный состав, т. к. в действительности с цинком реагирует не кислота:
Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,
а ионы водорода:
Zn + 2H + = Zn 2+ + Н2,
и образуются газообразный водород и ионы цинка.
Смешивание некоторых растворов солей, например хлорида калия KCl и нитрата натрия NaNO3, не сопровождается заметным тепловым эффектом, хотя после выпаривания раствора образуется смесь кристаллов четырех веществ: исходных – хлорида калия и нитрата натрия – и новых – нитрата калия КNO3 и хлорида натрия NaCl. Можно предположить, что в растворе две исходные соли полностью распадаются на ионы, которые при его выпаривании образуют четыре кристаллических вещества:
Сопоставляя эти сведения с электропроводностью водных растворов кислот, гидроксидов и солей и с рядом других положений, С.А.Аррениус в 1887 г. выдвинул гипотезу электролитической диссоциации, согласно которой молекулы кислот, гидроксидов и солей при растворении их в воде диссоциируют на ионы.
Изучение продуктов электролиза позволяет приписать ионам положительные или отрицательные заряды. Очевидно, если кислота, например азотная НNO3, диссоциирует, предположим, на два иона и при электролизе водного раствора на катоде (отрицательно заряженный электрод) выделяется водород, то, следовательно, в растворе имеются положительно заряженные ионы водорода Н + . Тогда уравнение диссоциации следует записать так:
Электролитическая диссоциация – полный или частичный распад соединения при его растворении в воде на ионы в результате взаимодействия с молекулой воды (или другого растворителя).
Электролиты – кислоты, основания или соли, водные растворы которых проводят электрический ток в результате диссоциации.
Вещества, не диссоциирующие в водном растворе на ионы и растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.
Диссоциация электролитов количественно характеризуется степенью диссоциации – отношением числа распавшихся на ионы «молекул» (формульных единиц) к общему числу «молекул» растворенного вещества. Степень диссоциации обозначается греческой буквой . Например, если из каждых 100 «молекул» растворенного вещества 80 распадаются на ионы, то степень диссоциации растворенного вещества равна: = 80/100 = 0,8, или 80%.
По способности к диссоциации (или, как говорят, «по силе») электролиты разделяют на сильные, средние и слабые. По степени диссоциации к сильным электролитам относят те из них, для растворов которых > 30%, к слабым – < 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
В случае водных растворов к сильным электролитам ( > 30%) относят перечисленные ниже группы соединений.
1. Многие неорганические кислоты, например хлороводородная НCl, азотная HNO3, серная H2SО4 в разбавленных растворах. Самая сильная неорганическая кислота – хлорная НСlО4.
Сила некислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующих элементов:
Фтороводородная (плавиковая) кислота HF растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее силе. Эта кислота из бескислородных галогенсодержащих относится к кислотам средней силы из-за высокой энергии связи Н–F, способности молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря сильным водородным связям, взаимодействия ионов F – с молекулами НF (водородные связи) с образованием ионов и других более сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе этой кислоты оказывается значительно пониженной, поэтому фтороводородную кислоту считают средней силы.
Фтороводород реагирует с диоксидом кремния, входящим в состав стекла, по уравнению:SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O.
Фтороводородную кислоту нельзя хранить в стеклянных сосудах. Для этого используют сосуды из свинца, некоторых пластмасс и стекла, стенки которых покрыты изнутри толстым слоем парафина. Если для «травления» стекла использовать газообразный фтороводород, то поверхность стекла становится матовой, что используется для нанесения на стекло надписей и различных рисунков. «Травление» стекла водным раствором фтороводородной кислоты приводит к разъеданию поверхности стекла, которая остается прозрачной. В продаже обычно бывает 40%-й раствор плавиковой кислоты.
Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например йодная кислота НIО4 слабее хлорной кислоты НСlО4.
Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность. Так, в ряду кислот НСlО (хлорноватистая) – НСlО2 (хлористая) – НСlО3 (хлорноватая) – НСlО4 (хлорная) последняя наиболее сильная.
Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Хлор (примерно половина его) взаимодействует с водой:
Cl2 + H2O = HCl + HСlO.
Хлороводородная кислота является сильной, в ее водном растворе практически нет молекул HCl. Правильнее уравнение реакции записать так:
Cl2 + H2O = H + + Cl – + HClO – 25 кДж/моль.
Образующийся раствор называют хлорной водой.
Хлорноватистая кислота – быстродействующий окислитель, поэтому ее применяют для отбеливания тканей.
2. Гидроксиды элементов главных подгрупп I и II групп периодической системы: LiОН, NaОН, КОН, Са(ОН)2 и др. При переходе вниз по подгруппе по мере усиления металлических свойств элемента сила гидроксидов возрастает. Растворимые гидроксиды главной подгруппы I группы элементов относят к щелочам.
Щелочами называют растворимые в воде основания. К ним относят также гидроксиды элементов главной подгруппы II группы (щелочно-земельные металлы) и гидроксид аммония (водный раствор аммиака). Иногда щелочами считают те гидроксиды, которые в водном растворе создают высокую концентрацию гидроксид-ионов. В устаревшей литературе вы можете встретить в числе щелочей карбонаты калия К2СО3 (поташ) и натрия Na2CO3 (сода), гидрокарбонат натрия NaHCO3 (питьевая сода), буру Na2B4O7, гидросульфиды натрия NaHS и калия KHS и др.
Гидроксид кальция Са(ОН)2 как сильный электролит диссоциирует в одну ступень:
3. Почти все соли. Соль, если это сильный электролит, диссоциирует в одну ступень, например хлорид железа:
В случае водных растворов к слабым электролитам ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.
1. Вода H2O – важнейший электролит.
2. Некоторые неорганические и почти все органические кислоты: H2S (сероводородная), H2SO3 (сернистая), H2CO3 (угольная), HCN (циановодородная), Н3РО4 (фосфорная, ортофосфорная), H2SiO3 (кремниевая), H3BO3 (борная, ортоборная), СН3СООН (уксусная) и др.
Заметим, что угольная кислота в формуле H2CO3 не существует. При растворении углекислого газа СО2 в воде образуется его гидрат СО2•Н2О, который мы для удобства расчетов записываем формулой H2CO3, и уравнение реакции диссоциации выглядит так:
Диссоциация слабой угольной кислоты проходит в две ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион также ведет себя как слабый электролит.
Точно так же ступенчато диссоциируют и другие многоосновные кислоты: Н3РО4 (фосфорная), H2SiO3 (кремниевая), H3BO3 (борная). В водном растворе диссоциация практически проходит лишь по первой ступени. Как осуществить диссоциацию по последней ступени?
3. Гидроксиды многих элементов, например Аl(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 и др.
Все эти гидроксиды диссоциируют в водном растворе ступенчато, например гидроксид железа
Fe(OH)3:
В водном растворе диссоциация проходит практически только по первой ступени. Как сместить равновесие в сторону образования ионов Fe 3+ ?
Осно'вные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением валентности элемента. Так, осно'вные свойства дигидроксида железа Fe(OH)2 выражены сильнее, чем у тригидроксида Fe(OH)3. Это утверждение равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH)3 проявляются сильнее, чем у Fe(OH)2.
4. Гидроксид аммония NH4OH.
При растворении газообразного аммиака NH3 в воде получается раствор, который очень слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора осно'вная, или щелочная. Объясняется такое поведение аммиака следующим образом. При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака NH3•Н2О, которому условно мы приписываем формулу несуществующего гидроксида аммония NH4OH, считая, что это соединение диссоциирует с образованием иона аммония и гидроксид-иона ОН – :
5. Некоторые соли: хлорид цинка ZnCl2, тиоцианат железа Fe(NСS)3, цианид ртути Hg(CN)2 и др. Эти соли диссоциируют ступенчато.
К электролитам средней силы некоторые относят фосфорную кислоту Н3РО4. Мы будем считать фосфорную кислоту слабым электролитом и записывать три ступени ее диссоциации. Серная кислота в концентрированных растворах ведет себя как электролит средней силы, а в очень концентрированных растворах – как слабый электролит. Мы далее будем считать серную кислоту сильным электролитом и записывать уравнение ее диссоциации в одну ступень.
Лекция для профильного 11-го класса "Окислительно-восстановительные реакции"
Загрузить презентацию (933 кБ)
Цель лекции – ознакомление с основными закономерностями процессов окисления и восстановления, освоение методик составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, изучение окислительно-восстановительных свойств соединений.
Слайд1. Протекание химических реакций в целом обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Слайд 2. Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частицы к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)
электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:
Процесс потери электронов частицей называют окислением Слайд 3, а процесс приобретения электронов – восстановлением слайд 4. Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями.
Для удобства описания окислительно-восстановительных реакций используют понятие степени окисления – величины, численно равной формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой из его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения. Протекание окислительно-восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем, вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем слайд 5–6.
Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами: Слайд 7. 1) степень окисления элемента в простом веществе равна нулю; 2) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю; 3) алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона; 4) отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность; 5) максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической таблице Д.И. Менделеева.
Ряд элементов в соединениях проявляют постоянную степень окисления, что используют при определении степеней окисления других элементов: 1) фтор, имеющий наивысшую среди элементов электроотрицательность, во всех соединениях имеет степень окисления –1; 2) водород в соединениях проявляет степень окисления +1, кроме гидридов металлов (–1); 3) металлы IA подгруппы во всех соединениях имеют степень окисления +1; 4) металлы IIA подгруппы, а также цинк и кадмий во всех соединениях имеют степень окисления +2; 5) степень окисления алюминия в соединениях +3; 6) степень окисления кислорода в соединениях равна –2, за исключением соединений, в которых кислород присутствует в виде молекулярных ионов: О2 + , О2 - , О2 2 - , О3 - , а также фторидов OxF2.
Степени окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степени окисления, а затем ее численное значение, например, , в отличие от заряда иона, который записывают справа, вначале указывая зарядовое число, а затем знак: Fe 2+ , SO4 2– .
Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции. Соединения, в состав которых входят атомы элементов в своей максимальной (положительной) степени окисления, например, могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей. Соединения, содержащие элементы в их минимальной степени окисления, например, могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей. Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, например обладают окислительно-восстановительной двойственностью. В зависимости от партнера по реакции такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны. Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу. Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов и в какие другие соединения переходят окислитель и восстановитель.
Важнейшие окислители. Слайд 8. Галогены, восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F2 имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):
Кислород O2, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2:
Азотная кислота HNO3 проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5:
При этом возможно образование различных продуктов восстановления:
Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя:
Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:
Царская водка – смесь концентрированных азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы как золото и платина:
Серная кислота H2SO4 проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:
Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты:
Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли часто используются как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило, продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также йод:
MnS + 4HСlO = MnSO4 + 4HCl;
Дихромат калия K2Cr2O7, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе:
проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде:
Среди ионов окислительные свойства проявляют ион водорода Н + и ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н + выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением HNO3):
Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие, как Fe 3+ , Cu 2+ , Hg 2+ , восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления:
или выделяются из растворов их солей в виде металлов:
Важнейшие восстановители. Слайд 9. К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др., а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний): Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, такие как Cl - , Br - , I - , S 2 - , H - , и катионы металлов в низшей степени окисления:
Окислительно-восстановительная двойственность. Слайд10. Среди простых веществ окислительно-восстановительная двойственность характерна для элементов VIIA, VIA и VA подгрупп, которые могут как повышать, так и понижать свою степень окисления.
Часто используемые как окислители, галогены под действием более сильных окислителей проявляют восстановительные свойства (за исключением фтора). Их окислительные способности уменьшаются, а восстановительные способности увеличиваются от Cl2 к I2. Эту особенность иллюстрирует реакция окисления йода хлором в водном растворе: I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.
Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, в состав молекул которых входит галоген в промежуточной степени окисления, могут выступать не только в роли окислителей: S + NaClO2 NaCl + SO2
но и восстановителей:
Пероксид водорода, содержащий кислород в степени окисления –1, в присутствии типичных восстановителей проявляет окислительные свойства, т.к. кислород может понижать свою степень окисления до –2:
а при взаимодействии с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя (степень окисления кислорода возрастает до 0):
Азотистая кислота и нитриты, в состав которых входит азот в степени окисления +3, также могут выступать как в роли окислителей:
так и в роли восстановителей: 2NaNO2(разб, гор) + O2 = 2NaNO3.
Классификация. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.
1. Слайд11. Если окислитель и восстановитель – разные вещества, то такие реакции относят к межмолекулярным. Примерами таких процессов служат все рассмотренные ранее реакции.
2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными:
3. Слайд12. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается и понижается:
4. Слайд13. Реакции сопропорционирования – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления и продуктом восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента:
5. Слайд14. Реакции внутримолекулярного окисления и восстановления.
В этих реакциях окислитель и восстановитель — разные химические элементы, но входящие в состав одного вещества
Составление уравнений. Слайд15. Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронно-ионных полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронно-ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакций, протекающих в водном растворе, а также реакций с участием веществ, в которых трудно определить степени окисления элементов (например, KNСS, CH3CH2OH). Согласно этому методу выделяют следующие главные этапы составления уравнения реакций:
1. Записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или щелочная). Например:
2. Учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему представляют в виде молекулярно-ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов Н + и ОН - :
3. Определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также продуктов их взаимодействия:
| Окисление восстановителя | Восстановление окислителя |
4. Записывают материальный баланс полуреакции окисления и восстановления:
| Окисление восстановителя | Восстановление окислителя |
5. Суммируют полуреакции, учитывая принцип равенства отданных и принятых электронов:
и, сокращая одноименные частицы, получают общее ионно-молекулярное уравнение:
6. Добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления-восстановления, уравнивают их количества слева и справа, и записывают молекулярное уравнение реакции:
При составлении материального баланса полуреакций окисления и восстановления, когда изменяется число атомов кислорода, входящих в состав частиц окислителя и восстановителя, следует учитывать, что в водных растворах связывание или присоединение кислорода происходит с участием молекул воды и ионов среды. Слайд 16.
В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, в кислотной и нейтральной средах расходуется одна молекула воды и образуются два иона Н + ; в щелочной среде расходуются два гидроксид-иона ОН - и образуется одна молекула воды
Присоединение атомов кислорода к восстановителю в процессе окисления. Слайд 17.
В процессе восстановления для связывания одного атома кислорода частицы окислителя в кислотной среде расходуются два иона Н + и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной средах расходуется одна молекула Н2О и образуются два иона ОН - .
Связывание атомов кислорода окислителя в процессе восстановления. Слайд 18.
При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель (или восстановитель) могут расходоваться не только в основной окислительно-восстановительной реакции, но и при связывании образующихся продуктов реакции, т.е. выступать в роли среды и солеобразователя. Слайд19–22. Примером, когда роль среды играет окислитель, служит реакция окисления металла в азотной кислоте, составленная методом электронно-ионных полуреакций:
Примером, когда восстановитель является средой, в которой протекает реакция, служит реакция окисления соляной кислоты дихроматом калия, составленная методом электронного баланса:
Метод полуреакций имеет ряд преимуществ перед методом электронного баланса. Слайд 23.
Окислительно-восстановительные реакции необходимо уметь решать в части С1 ЕГЭ. Рассмотрим некоторые из них. Слайд25–27.
Окислительно-восстановительные реакции имеют место и в органической химии.
Необходимо помнить, что степень окисления углерода не является постоянной в органических веществ. Слайд 29–30.
Приведем несколько примеров ОВР в органической химии.
Окисление алкенов. Слайд 31.
1) Окисление алкена в нейтральной среде при обычных условиях приводит к разрыву только π – связи, при этом образуется многоатомный спирт – качественная реакция на кратную связь.
MnO4 – + 2H2 O + 3ē → MnO 2 + 4OH – | х 2
2) Окисление алкенов в кислой среде при нагревании приводит к образованию карбоновых кислот и кетонов, при этом двойная связь разрушается (рвутся σ – и π – связь).
Окисление алкинов. Слайд 32.
3CH≡CH +8KMnO4 +H2O→ 3KOOC-COOK оксалат калия +8MnO2+ 2KOH + 2H2O
Окисление аренов (гомология бензола). Слайд 33.
MnO4 – + 8H + + 5ē → Mn +2 + 4H2O | x 18
Уметь решать такие уравнения необходимо в части С3. Слайд34–35.
Слайд 36. Закончить составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионных полуреакций:
Читайте также: