Восстановительная способность металлов увеличивается
Обновлено: 19.05.2024
Восстановительная активность металлов по отношнию к окислам и солям может заметно отличаться в зависимости от условий процесса. На первый взгляд ( оба процесса ведут к образованию ионов из атомов) эти ряды должны совпадать. [1]
Восстановительная активность металлов возрастает и окислительная активность их ионов уменьшается в ряду or положительных значений по-теьциала - к отрицательным. [2]
Восстановительная активность металлов возрастает, и окислительная активность их ионов уменьшается в ряду от положительных значений потенциала к отрицательным. [3]
Восстановительная активность металлов возрастает от Li к Fr, что обусловлено увеличением радиусов атомов в этом направлении и низкими значениями энергий ионизации. [4]
Восстановительная активность металлов побочной подгруппь убывает от меди к золоту. [5]
Восстановительная активность металлов подгруппы VIB растет с уменьшением порядкового номера. Однако благодаря устойчивой оксидной пленке только хром является пассивным металлом в широком интервале температур. Молибден и вольфрам начинают окисляться на воздухе при 250 - 400 С. Оксиды летучи ( особенно МоО3), пленки их на металлах не защищают от дальнейшего окисления. Использование изделий из этих металлов при высокой температуре требует создания водородной или инертной среды. Хром окисляется при нагревании только в виде порошка. Сплавы железа с хромом ( и никелем) нержавеющие. Молибден и вольфрам поглощают водород только при 1200 С и выше, а при охлаждении его содержание в металлах уменьшается. Хром с водородом образует неустойчивые гидриды СгН и СгН2, разлагающиеся при нагревании. Хром, молибден и вольфрам не реагируют со ртутью и не образуют амальгам. При нагревании с углеродом и углеводородами до 1200 - 1400 С образуют карбиды V2C, WC, Мо2С, МоС ( являющиеся фазами переменного состава) и различные карбиды хрома. Эти металлы образуют силициды, бориды, сульфиды, фосфиды, нитриды различного состава. Нитриды весьма тверды, но не очень химически устойчивы, карбиды же в обычных условиях довольно устойчивы. [6]
Восстановительная активность металлов побочной подгруппы убывает от меди к золоту. [7]
Чем объясняется более низкая восстановительная активность металлов , относящихся к подгруппе кальция, по сравнению со щелочными металлами. [8]
В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху вниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способность катионов металлов сверху вниз увеличивается. [9]
В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху ьниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способность катионов металлов сверху вниз увеличивается. [10]
Эффективность процесса окисления зависит от восстановительной активности металла и характеризуется величиной теплоты образования получающегося оксида. [11]
Если щелочноземельные металлы относятся к числу сильных восстановителей, то восстановительная активность металлов группы цинка значительно ниже: цинк и кадмий - средние восстановители, а ртуть - слабый. [13]
Продукт, до которого восстанавливается кислота, зависит как от восстановительной активности металла , так и от окислительных свойств самой кислоты. Например, концентрированная серная кислота, взаимодействуя с медью, восстанавливается до двуокиси серы, с цинком - до свободной серы и с кальцием - до сероводорода. [14]
Анализируя рис. 38.11, можно заметить следующие особенности: 1) уменьшение восстановительной активности металлов группы IIIA ( кроме бора) по направлению от А1 к Т1; 2) широкая область устойчивости состояния 1 для Т1; 3) умеренное ( немонотонное) изменение кислотности ионов М ( водн), измеряемое величиной рН равновесия с М ( ОН) 3 ( кр); 4) понижение кислотности М ( ОН) з ( кр) в ряду от А1 ( ОН) 3 к Т1 ( ОН) 3, измеряемое увеличением значения рН, при котором твердая гидроокись растворяется в основных растворах. Обратите также внимание, что ион Т13 имеет значительно более выраженные кислотные свойства, чем Т17, в соответствии с различием в их плотности зарядов. [15]
ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ В ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЯХ
Окислители и восстановители в химии — интересный, но очень часто вызывающий затруднения, вопрос.
Окислители и восстановители являются главными участниками особого типа химических процессов, к которым можно отнести большинство реакций, встречаемых нами и в природе, и в технике. Это окислительно-восстановительные реакции (ОВР) .
К примеру, превращение с помощью нитрифицирующих бактерий атмосферного азота в легко усваиваемую растениями форму, фотосинтез, дыхание живых организмов (от бактерий до высших растений и животных) — это ОВР в природе.
А вот выплавка стали, промышленное получение аммиака из азота и водорода, гальванические процессы, электролиз – эти и огромное количество других процессов являются примерами ОВР в технике.
Так что же такое окислительно-восстановительные реакции (процессы)?
Понятие окислительно-восстановительной реакции
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это процессы, в ходе которых изменяются степени окисления атомов химических элементов.
Окисление и восстановление сопровождают друг друга. Один процесс без другого просто не существует. Почему?
Изменение степени окисления всегда означает переход электронов от одних частиц к другим. То есть одни частицы отдают электроны в ходе химического или электрохимического взаимодействия, а другие частицы принимают. Здесь срабатывает закон сохранения материи.
Окислители, восстановители. Окисление, восстановление
Итак, окисление – это процесс, в ходе которого частица передает свои электроны другой частице. В качестве таких частиц могут выступать отдельные атомы или ионы, а также молекулы.
Частица, передающая свои электроны, является восстановителем .
Переход электронов принято показывать с помощью полуреакций:
Как не сложно заметить из представленных полуреакций, окислительный процесс приводит к увеличению степени окисления.
А вот восстановление , по сути, противоположно окислению. В его основе – принятие электронов одной частицей от другой.
Частица, принимающая электроны, является окислителем.
Восстановление всегда сопровождается уменьшением степени окисления!
Способность к окислению и восстановлению: как определить
Существует несколько закономерностей, которые помогают определить наличие у частицы (атома, иона, молекулы) способности окисляться или восстанавливаться. Обратимся к периодической таблице химических элементов.
1) В периодах слева направо (т.е. с повышением порядкового номера элемента) восстановительные свойства простых веществ уменьшаются, а окислительные увеличиваются:
То есть в начале периода находятся явные восстановители, а в конце – окислители. Например, в III периоде активным восстановителем является натрий, а активным окислителем – хлор.
А причина данной закономерности кроется в строении атомов элементов.
У атомов элементов одного периода:
- количество энергетических уровней остается постоянным (так, у элементов III периода их три);
- число электронов внешнего уровня растет (например, от 1 электрона у натрия и до 7 электронов у хлора).
В связи с этим растет и сила притяжения электронов к ядру. В результате радиус атома уменьшается.
У элементов конца периода эта сила велика. Поэтому атомы очень трудно отдают свои электроны в химических взаимодействиях и легче принимают их от других атомов, стремясь завершить внешний энергетический уровень. Так проявляются их окислительные свойства.
2) Элементы побочных подгрупп (это металлы четных рядов больших периодов) на внешнем уровне имеют 2 или 3 (реже 1 в случае «провала») электрона, поэтому легко могут их отдавать, являясь, таким образом, восстановителями:
3) Элементы одной главной подгруппы имеют одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне (например, элементы VI группы – шесть электронов). Число же энергетических уровней увеличивается и, соответственно, радиусы атомов тоже увеличиваются. Это приводит к тому, что электроны внешних уровней удаляются от ядра и притяжение их к нему ослабевает.
Вот именно поэтому, восстановительная способность (способность отдавать электроны) у элементов главных подгрупп сверху вниз растет, а окислительная способность (способность принимать электроны) снижается:
Так, среди элементов главной подгруппы VI группы окислительная способность сильнее всего проявляется у кислорода, а теллур в некоторых взаимодействиях способен проявлять восстановительные свойства.
4) Определить, чем будет являться частица (или вещество, в состав которого она входит) в окислительно-восстановительном процессе, можно по значению степени окисления (с.о.).
Если атомы имеют самую наименьшую с.о., то проявят они восстановительные свойства. Если самую высокую – то окислительные. А если с.о. является промежуточной по значению, то проявят как те, так и другие свойства (в зависимости от конкретных условий химической реакции). Например:
Сильные или слабые окислители и восстановители: как определить
Часто говорят: сильный окислитель, слабый окислитель, сильный восстановитель, слабый восстановитель. А что это значит? И как определить эту самую силу?
Мерой окислительно-восстановительной способности вещества служит значение стандартного электродного потенциала: чем оно больше, тем и окислительные свойства проявляются сильнее.
Обратимся к таблице стандартных электродных потенциалов. В ней значения потенциалов расположены в порядке уменьшения:Значения восстановительных стандартных потенциалов фтора и лития таковы:
Анализируя эти полуреакции и значения восстановительных потенциалов, приходим к выводу, что сильнее других окисляют атомы фтора: они, восстанавливаясь, легче других принимают электроны. А ионы лития восстанавливаются с большим трудом.
Окислительные потенциалы фтора и лития будут иметь противоположные значения.
А говорить они будут о том, что ион фтора окисляется с очень большим трудом, а атом лития, наоборот, легко превращается при окислении в ион.
Пример . Используя таблицу стандартных электродных потенциалов, определите, какая из частиц проявляет более сильные окислительные свойства:
Решение:
Наиболее сильным окислителем будет та частица, которая лучше всего восстанавливается, а, значит, имеет более высокий восстановительный электродный потенциал.
Сравним значения восстановительных потенциалов:
Таким образом, наиболее сильным окислителем из представленных является нитрат-ион.
Основные окислители и восстановители в химии
В технике применяется огромное количество окислителей и восстановителей с разной окислительной и восстановительной способностью.
Важнейшие из них представлены в таблице:
Итак, окисление и восстановление – два взаимосвязанных процесса. Они широко представлены в природе и играют огромную роль в промышленных производствах. Окислители и восстановители очень разнообразны. Чем будет являться частица (или вещество, в состав которого она входит): окислителем или восстановителем, – можно определить, используя некоторые закономерности.
или на Одноклассниках
Пожалуйста, оцените публикацию. Большая просьба, если вы оцениваете публикацию от 1 до 3 звезд, обязательно оставьте свой комментарий с указанием того, что не так с этой публикацией. Мы постараемся устранить недостатки.
Химические свойства металлов
Свойства металлов начинают изучать на уроках химии в 8–9 классе. В этом материале мы подробно разберем химические свойства этой группы элементов, а в конце статьи вы найдете удобную таблицу-шпаргалку для запоминания.
О чем эта статья:
8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ
Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.
В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).
Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.
Ряд активности металлов
Металлы средней активности
Общие химические свойства металлов
Взаимодействие с неметаллами
Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:
оксид образует только литий
натрий образует пероксид
калий, рубидий и цезий — надпероксид
Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:
2Zn + O2 = 2ZnO (при нагревании)
Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:
С галогенами металлы образуют галогениды:
Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):
При взаимодействии с водородом образуются гидриды:
Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):
Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):
Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).
Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:
Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:
С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:
Взаимодействие с водой
Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:
Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.
Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.
Взаимодействие с кислотами
Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.
Металлы IА группы:
Металлы IIА группы
Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.
Взаимодействие с солями
Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.
Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.
Взаимодействие с аммиаком
Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:
Взаимодействие с органическими веществами
Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:
Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.
Взаимодействие металлов с оксидами
Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.
3Са + Cr2O3 = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)
Вопросы для самоконтроля
С чем реагируют неактивные металлы?
С чем связаны восстановительные свойства металлов?
Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?
Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:
Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O
Как металлы реагируют с кислотами?
Подведем итоги
От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).
Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.
Таблица «Химические свойства металлов»
Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb
Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Восстановительная способность металлов в свободном состоянии
Возрастает справа налево
Взаимодействие металлов с кислородом
Быстро окисляются при обычной температуре
Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании
Взаимодействие с водой
Выделяется водород и образуется гидроксид
При нагревании выделяется водород и образуются оксиды
Водород из воды не вытесняют
Взаимодействие с кислотами
Вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме HNO3)
Не вытесняют водород из разбавленных кислот
Реагируют с концентрированными азотной и серной кислотами
С кислотами не реагируют, растворяются в царской водке
Взаимодействие с солями
Не могут вытеснять металлы из солей
Более активные металлы (кроме щелочных и щелочноземельных) вытесняют менее активные из их солей
Взаимодействие с оксидами
Для металлов (при высокой температуре) характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов
Окислительно-восстановительные реакции
Разбираться в ОВР важно, чтобы хорошо сдать ЕГЭ по химии. Какие реакции называются окислительно-восстановительными, их типы, а также примеры окислителей и восстановителей — в нашей подробной статье.
11 класс, ЕГЭ/ОГЭ
Что такое ОВР
Окислительно-восстановительная реакция (ОВР) — это реакция, которая протекает с изменением степеней окисления.
В такой реакции всегда участвуют вещество-окислитель и вещество-восстановитель. Другие вещества могут выступать в качестве среды, в которой протекает данная реакция.
Конечно, в каждом правиле есть исключения. Например, реакция диспропорционирования галогенов в горячем растворе щелочи выглядит так: Br2 + KOH = KBrO3 + KBr + H2O. Здесь и окислителем, и восстановителем является простое вещество бром (Br2).
Теперь посмотрим внимательнее на вещества — участники окислительно-восстановительных реакций.
Окислитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет принимать электроны, тем самым понижая свою степень окисления.
Восстановитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет отдавать электроны, тем самым повышая свою степень окисления.
Из определений понятно, что реакция включает два противоположных по действиям явления: процесс окисления и процесс восстановления. Процесс восстановления — это процесс принятия электронов, а процесс окисления — процесс отдачи электронов. Оба процесса протекают одновременно: окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.
Вот мы и узнали общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций. Теперь давайте разберемся, какие вещества могут быть окислителями, а какие — восстановителями, и может ли одно вещество проявлять те и другие свойства.
Примеры веществ-окислителей
И марганец, и хром в кислой среде (H + ) образуют соли той кислоты, которая образовывала среду. В нейтральной среде (H2O) марганец превращается в оксид бурого цвета, а хром — в серо-зеленый нерастворимый в воде гидроксид. В щелочной среде (OH − ) марганец превращается в манганат (MnO4 2− ), а хром — в комплексное соединение светло-зеленого цвета.
Только окислителями могут быть простые вещества-неметаллы. Например, представители VIIA группы — галогены. Проявляя окислительные свойства в кислой среде, галогены восстанавливаются до соответствующих им галогеноводородных кислот: HF, HCl, HBr, HI. В щелочной среде образуются соли галогеноводородных кислот.
Кислород превращается в анион с устойчивой степенью окисления −2. А сера ведет себя как окислитель по отношению к водороду и металлам, образуя при этом сероводород и сульфиды.
Только окислителями могут быть и протон водорода (H + ) и катионы металлов в их высших степенях окисления при нескольких возможных. Ион Н + при взаимодействии с восстановителями переходит в газообразный водород (H2), а катионы металлов — в ионы с более низкой степенью окисления: 2CuCl2 + 2KI = CuCl + 2KCl + I2.
Рассмотрим как ведут себя сильные кислоты-окислители — азотная и серная. В зависимости от их концентрации меняются и продукты реакции.
Разбавленная азотная кислота никогда не реагирует с металлами с выделением водорода в отличие от разбавленной серной кислоты. Обе эти кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности после водорода.
Эти кислоты проявляют окислительные способности и с некоторыми неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот в высшей степени окисления неметалла-восстановителя.
Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-окислителей в одном месте.
Примеры веществ-восстановителей
Типичными восстановителями могут быть щелочные (IA) и щелочноземельные (IIA) металлы, цинк и алюминий, а также катионы металлов в своих низших степенях окисления при нескольких возможных. Например:
Типичными восстановителями также могут быть бескислородные кислоты и их соли. Например, H2S + 4Cl2 + 4H2O = 8HCl + H2SO4.
Гидриды активных металлов (щелочных и щелочноземельных) тоже являются типичными восстановителями. Например, NaH + H2O = NaOH + H2.
Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-восстановителей в одном месте.
Окислительно-восстановительная двойственность
Окислительно-восстановительная двойственность — это способность атома проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя в зависимости от условия протекания химической реакции.
Разберем вещества, атомы которых обладают окислительно-восстановительной двойственностью.
По отношению к водороду и металлам сера играет роль окислителя: S + H2 = H2S.
При взаимодействии с сильными окислителями повышает свою степень окисления до +4 или +6: S + KMnO4 = K2SO4 + MnO2.
Кислородсодержащие соединения серы в степени окисления +4
Сера в сульфитах и сернистой кислоте при взаимодействии с сильными окислителями повышает степень окисления до +6: SO2 + 2HNO3 (конц) = H2SO4 + 2NO2.
С восстановителями соединения серы проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь до степени окисления 0 или −2: SO2 + C = CO2 + S.
Пероксид водорода
Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до –2: 4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O.
Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии окислителей может повышать степень окисления до 0: 3H2O2 + 2KMnO4 = 3O2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O.
Простое вещество йод
Окислительная способность проявляется у йода в реакции с такими восстановителями, как сероводород, фосфор и металлы: I2 + H2S = S + 2HI.
Йод при взаимодействии с более сильными окислителями играет роль восстановителя: I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.
Азотистая кислота и нитриты
При взаимодействии с более сильными окислителями азот повышает степень окисления до +5 и превращается либо в азотную кислоту из азотистой, либо в нитрат-анион из нитрит-аниона: 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
При взаимодействии с сильными восстановителями обычно происходит восстановление до NO (иногда до других соединений азота в более низких степенях окисления): 2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + 2H2O.
Для удобства мы собрали представителей типичных окислителей и восстановителей в одну схему.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции можно поделить на четыре типа:
Рассмотрим каждую по отдельности.
Межмолекулярная ОВР — это реакция, окислитель и восстановитель которой являются различными веществами.
2KI + Br2 = 2KBr + I2, где Br2 — окислитель, а KI — восстановитель (за счёт I −1 ).
Внутримолекулярная ОВР — это реакция, в которой один атом является окислителем, а другой восстановителем в рамках одного соединения.
Пример такой окислительно-восстановительной реакции:
где Cl +5 — окислитель, а O −2 — восстановитель.
Термическое разложение нитратов — это внутримолекулярная ОВР. Вот схема разложения нитратов в зависимости от металла, входящего в состав соли.
Исключение — разложение нитрата железа (II): 4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2 + O2. Здесь железо окисляется до +3 вопреки правилам. Иначе разлагается при нагревании и нитрат аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O.
Окислительно-восстановительная реакция диспропорционирования — это реакция, в ходе которой один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем. Например, 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O, где N +3 переходит в N +5 , являясь восстановителем, и N +3 переходит в N +2 , являясь окислителем.
Окислительно-восстановительная реакция контрпропорционирования — это реакция, в которой атомы одного и того же химического элемента в разных степенях окисления входят в состав разных веществ, при этом образуя новые молекулы одного и того же продукта.
Основные правила составления ОВР
Подобрать среди исходных веществ окислитель и восстановитель, а также вещество, которое отвечает за среду — при необходимости. Для этого нужно расставить степени окисления элементов и сравнить их окислительно-восстановительные свойства.
Составить уравнение реакции и записать продукты реакции. Следует помнить, что в кислой среде образуются соли одно-, двух- и трехзарядных катионов, а для создания среды чаще всего используют серную кислоту. В кислой среде невозможно образование оснóвных оксидов и гидроксидов, так как они вступят в реакцию с кислотой. В щелочной среде не могут образовываться кислоты и кислотные оксиды, а образуются соли.
Уравнять методом электронного баланса или методом полуреакций.
Составим алгоритм для уравнивания окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.
Главное условие протекания ОВР — общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем.
Определите атомы, которые меняют свои степени окисления в ходе реакции.
Выпишите, сколько электронов принял окислитель и отдал восстановитель. Если восстановителей несколько, выписываем все.
Найдите НОК для суммарно отданных/принятых электронов.
Расставьте первые полученные коэффициенты перед окислителем и одним или несколькими восстановителями.
Уравняйте все присутствующие металлы в уравнении реакции.
Уравняйте кислотные остатки.
Уравняйте водород — в обеих частях его должно быть одинаковое количество.
Ряд активности металлов
Химия
Что же из себя представляет ряд активности металлов давайте разбираться. Металлы — группа химических элементов, обладающих сходными свойствами. Среди них — электропроводность, пластичность, температурная зависимость сопротивления. По виду металлы можно отличить по характерному блеску, который так и назвали — металлический. Но химические свойства элементов отличаются в зависимости от строения их молекул и кристаллической решетки. Особенно ярко отличия проявляются по отношению взаимодействия с кислотами и щелочами. Всего на данный момент насчитывается 96 металлов. Общие свойства металлов показаны в таблице:
Все металлы в той или иной степени являются восстановителями, то есть, отдают электроны при течении окислительно-восстановительных реакций. Таблица электроотрицательности металлов показывает, какой металл является наиболее активным восстановителем. Если цифра напротив элемента больше 2, то это окислитель с характерными свойствами и выходит из ряда металлов, проявляя типичные свойства неметалла.
Электрохимический ряд активности металлов показывает, какие из металлов более активные, какие менее. Расположение элементов в горизонтальном ряду слева направо показывает направление снижения восстановительной способности и возрастание окислительной.
Восстановительная способность — свойство отдавать электроны в химических реакциях с водными растворами солей и щелочей.
Окислительная способность — свойство присоединять электроны в реакциях с теми же веществами.
Металлы в правой стороне более слабые восстановители, они вытесняются при реакциях с солевыми растворами металлами, расположенными левее. Пример реакции — Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu, которая протекает только в одном направлении. Цинк вытесняет медь, реагируя с водным раствором любой соли меди. Цинковая пластинка, при этом, растворяется, а медная восстанавливается.
Такую последовательность элементов еще называют ряд напряженности металлов, или ряд Бекетова. На всех вариантах записи ряда можно заметить, что последовательность металлов разделена знаком водорода (гидрогена), который металлом никак не является. Это своеобразный маркер, показывающий, что стоящие левее металлы вытесняют водород из водных растворов кислот, не обладающих окислительными свойствами. Некоторые металлы, например, литий, кальций, барий и остальные, стоящи до алюминия, вытесняют водород и при реакции с водой.
2Al +3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
Стоящие правее знака водорода металлы с кислотами-неокислителями не взаимодействуют при нормальных условиях.
Шкала активности металлов широко используется для практических целей, например, в гальванике. Если электроды сделаны из разных металлов, то разрушаться будет тот, который стоит левее. Чем больше промежуток между металлами в ряду, тем активнее проходит процесс коррозии.
Например, метод оцинковки позволяет защитить железо именно потому, что цинк находится левее железа в ряду активности. Пока он не разрушится, то ржавчина на железе не появится. При электролизе, расположенные за водородом металлы осаживаются на катоде, а самые активные, занимающее места до алюминия, выделить из солевых растворов в не получится при нормальных температуре и давлении.
Малоактивные металлы, так называемые переходные элементы с электроотрицательностью в пределах 1,5 – 2. Это:
- Ртуть;
- Олово;
- Серебро;
- Никель;
- Рений;
- Медь;
- Марганец и еще несколько элементов.
К металлам средней активности относятся элементы с числом электроотрицательности от 1 до 1,5. В эту группу входят такие известные элементы, как магний, плутоний, неодим, кальций. Остальные элементы обладают высокой химической активностью. Лидирует в этом списке Франций, который практически не встречается в чистом виде. Из более известных можно назвать калий и натрий, которые приходится хранить в керосине, чтобы они не взаимодействовали с водой и воздухом. Если извлечь их из керосина, то металлы практически мгновенно сгорают.
Реакции кальция и натрия с водой при комнатной температуре выглядят так:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
Сa + 2H2O = Сa(OH)2 + H2↑Стоящие в ряду электронапряжения металлов правее элементы тоже взаимодействуют с водой, но реакция протекает при более высокой температуре с образованием оксида и водорода.
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑
Если вступает в реакцию металл и неметалл, то электрический ряд напряжений металлов тоже дает возможность заранее узнать, в каком направлении будет протекать реакция. Скорость реакции зависит как от восстановительной активности металла, так и от окислительных свойств неметалла. Стоящие до водорода металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, некоторые — достаточно бурно, например, литий и кальций.
4Li + O2 = 2Li2O
2Ca + O2 = 2CaO.
При таком взаимодействии образуются оксиды. Менее активные металлы, например железо, реагируют с кислородом спокойнее, а некоторые, например, золото и серебро, платина не окисляются вовсе, благодаря чему получили определение благородных.
С хлором реагируют практически все активные металлы с выделением теплоты.
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Также выделяется теплота при реакции активных металлов с серой, но начинается она при нагревании. После начала реакции нагрев не нужен — образовавшегося тепла достаточно для поддержания реакции.
2Al + 3S = Al2S3
Внимательно изучив ряд металлов, несложно определить тип реакции при контакте с другими элементами в зависимости от места в последовательности. Также легко назвать основные характеристики металла, как химического элемента, и возможность его использования на практике.
Читайте также: