Составили список типичных окислителей и восстановителей.
В IV части продолжим обсуждать превращения типичных окислителей в разных средах. Выше мы поговорили о перманганате калия. На очереди - хроматы и бихроматы, серная и азотная кислоты.
Шестой шаг : превращения некоторых окислителей в разных средах (продолжение)
Начнем с соединений хрома (+6). Многие из них являются сильными окислителями. В качестве примера можно привести такие вещества как CrO 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 .
Отметим один важный момент. В кислой среде устойчивы бихроматы, в щелочной - хроматы. При добавлении кислоты к раствору K 2 CrO 4 происходит превращение хромата калия в бихромат, при подщелачивании раствора K 2 Cr 2 O 7 - обратный процесс:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O,
K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O.
Указанные реакции не относятся к окислительно - восстановительным (убедитесь в этом!), но очень важны для понимания некоторых особенностей химии хрома (VI).
Продукты восстановления соединений Cr(+6) в различных средах
В некоторых учебниках вы можете встретить утверждения, что в щелочной среде хром восстанавливается до Cr(OH) 3 или NaCrO 2 . Подобные варианты допустимы и, вероятно, даже будут оценены положительно, если вы приведете их в решении задачи C-1 на экзамене. Но признать их абсолютно верными, по-моему, нельзя. Действительно, общеизвестно, что гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. Да, это вещество может образоваться в ходе окислительно-восстановительной реакции, но если взаимодействие идет в щелочной среде, Cr(OH) 3 неминуемо вступит в реакцию со щелочью:
Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 .
Что же касается соединений вида KCrO 2 или K 3 CrO 3 , они, действительно, могут образоваться, но только в том случае, если реакция проводится не в водном растворе, а между твердыми реагентами. В водной среде KCrO 2 неизбежно превратится в K 3 или другие гидроксокомплексы хрома (III).
Пример 14 . Дополните уравнения окислительно - восстановительных реакций:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = ...
K 2 CrO 4 + KOH + K 2 SO 3 = ...
Решение . Уравнения предлагаемых реакций во многом похожи на уравнения, рассмотренные нами в примере 13 из 3-й части данной статьи, только в роли окислителя используется не перманганат, а хромат или бихромат.
Очевидно, что сульфит калия является восстановителем и окисляется до сульфата, а соединения хрома (VI) являются окислителями. Продукты их восстановления вам уже известны. Дополним уравнения:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ...
K 2 CrO 4 + KOH + K 2 SO 3 = K 3 + K 2 SO 4 + ...
Обратите внимание, что в первом случае сульфат калия является и продуктом окисления сульфита и продуктом, в который переходит калий из K 2 Cr 2 O 7 .
Пример 13 уже дал нам определенный опыт в написании неполных уравнений. Мы убедились, что иногда удобнее сначала составить электронный баланс и начать расстановку коэффициентов (даже в незавершенном уравнении), а уже затем добавлять в правую часть отсутствующие вещества. Попробуем использовать тот же подход здесь. Ниже написаны готовые схемы электронного баланса для этих двух реакций:
| 2Cr(+6) + 6e | = | 2Cr(+3) | (1) |
| S(+4) - 2e | = | S(+6) | (3) |
| Cr(+6) + 3e | = | Cr(+3) | (2) |
| S(+4) - 2e | = | S(+6) | (3) |
Обратите внимание: в первом случае мы изначально ставим коэффициент 2 перед Cr, т. к. в состав молекулы бихромата калия входит два атома хрома. Во втором случае этого не требуется. Переносим полученные коэффициенты в уравнения реакций:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 3K 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ...
2K 2 CrO 4 + KOH + 3K 2 SO 3 = 2K 3 + 3K 2 SO 4 + ...
Подумайте, почему во втором случае я смело ставлю коэффициент 3 перед формулами K 2 SO 3 и K 2 SO 4 , а в первом - только перед формулой сульфита калия.
Уравниваем количество атомов калия, а затем и количество атомов S в первой реакции:
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3K 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 4K 2 SO 4 + ...
2K 2 CrO 4 + 2KOH + 3K 2 SO 3 = 2K 3 + 3K 2 SO 4 + ...
Похоже, остались проблемы с водородом. В первом случае в правой части уравнения его "слишком мало", во втором - "слишком много". Пора вспомнить о нашей универсальной "палочке - выручалочке": добавляем 4 молекулы воды в правую часть первого уравнения и 5 молекул воды - в ЛЕВУЮ часть 2-го уравнения.
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3K 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
2K 2 CrO 4 + 2KOH + 3K 2 SO 3 + 5H 2 O = 2K 3 + 3K 2 SO 4
Вам, вероятно, может показаться необычным, что во втором случае мы добавляли воду не в правую, а в левую часть. В действительности, это абсолютно нормальная ситуация. Правда, в экзаменационной задаче 30 в этом случае должно быть многоточие и в левой части уравнения.
Вообще, на ЕГЭ по химии действует негласное правило: "Количество многоточий в неполном уравнении в задаче С-1 равно количеству отсутствующих веществ ". С точки зрения данного правила, я в примере 14 неверно сформулировал задачу. Правильнее было бы написать так:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = ... + ... + ...
K 2 CrO 4 + KOH + K 2 SO 3 + ... = ... + ...
Действительно, дополнять уравнения при таком подходе становится значительно легче. Я, однако, в дальнейшем в большинстве примеров не буду придерживаться этого правила. Во-первых, потому, что "официально" оно нигде не объявлено: так "обычно" поступают на ЕГЭ, но где гарантия, что так же поступят и в вариантах текущего года?
Во-вторых, мне хочется, чтобы предлагаемые на этом сайте задачи были СЛОЖНЕЕ реальных заданий С1. Тяжело в учении - легко в бою! Если вы уверенно решаете сложные примеры, есть гарантия, что на экзамене вы не спасуете в более легких случаях.
Пример 15 . Уравняйте методом электронного баланса:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + ...
Решение . Кажется, мы опять встретились с органическим веществом. Ничего страшного, нечто подобное уже обсуждалось нами во второй части статьи . Бихромат калия окисляет формальдегид до диоксида углерода, формальдегид восстанавливает K 2 Cr 2 O 7 до сульфата хрома (III) (т. к. реакция происходит в кислой среде):
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + ...
Очевидно, что "лишний" калий из левой части войдет в состав сульфата калия, а "лишний" водород - в состав воды:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Степень окисления углерода изменяется от 0 до +4, степень окисления хрома - от +6 до +3. Уверен, что вы сможете сами составить электронный баланс и расставить коэффициенты в уравнении. Окончательный ответ:
2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 + 3HCOH = 3CO 2 + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O.
С соединениями хрома, по-моему, все ясно. Не забывайте, только, что в кислой среде мы имеем дело с бихроматами, а в щелочной - с хроматами. Будет очень неприятно, если в вашем решении задачи 36 будут соседствовать, например, серная кислота и K 2 CrO 4 . А самое обидное, что подобные "ляпы" нередко допускают даже сами составители вариантов Единого Госэкзамена.
Пришла пора обсудить еще один окислитель, который часто встречается в задании №30 на ЕГЭ по химии. Речь идет об азотной кислоте.
Продукты восстановления HNO 3
HNO 3 - кислота весьма своеобразная. С одной стороны, это стандартная сильная кислота, взаимодействующая со щелочами, основными оксидами, солями слабых кислот. С другой стороны, ее взаимодействие с металлами уже никак не описывается термином "стандартное". Концентрированная HNO 3 реагирует, например, с медью, но НЕ взаимодействует с алюминием.
Перечислим важные для нас специфические свойства азотной кислоты:
- При взаимодействии HNO 3 с металлами не выделяется водород (что характерно для других кислот).
- В ходе реакции азотная кислота может восстанавливаться до NO 2 , NO, N 2 O, N 2 и NH 3 .
- HNO 3 взаимодействует с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода (Cu, Ag, Hg). Обратите внимание: золото, платина, родий, иридий, ниобий, тантал не могут быть окислены даже азотной кислотой, но взаимодействуют со смесью HNO 3 и HCl.
- При комнатной температуре HNO 3 не реагирует с Al, Fe, некоторыми сплавами хрома (хотя эти металлы находятся в ряду напряжений левее Н). Концентрированная азотная кислота пассивирует данные металлы.
- Данная кислота способна окислять многие неметаллы (углерод, серу, фосфор, мышьяк и т. д.)
Обратите внимание: "классическое" выделение водорода в реакции металла с кислотой, в данном случае практически невозможно. Грубейшей ошибкой было бы написать что-то наподобие: 2HNO 3 + Mg = Mg(NO 3) 2 + H 2 ! Подобные "перлы" на ЕГЭ по химии не прощаются.
Конкретный продукт восстановления, образующийся в реакции металла (да и любого другого вещества) с HNO 3 , определяется, в основном, двумя факторами:
- активностью восстановителя,
- концентрацией азотной кислоты.
Очевидно, что чем выше активность восстановителя, тем глубже пойдет процесс восстановления. Например, магний, расположенный в ряду напряжений в левой части, способен восстановить кислоту до аммиака (степень окисления азота = -3), а серебро - максимум до NO (N(+3)):
10HNO 3 + 4Mg = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O,
4HNO 3 + 3Ag = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O.
Алюмогидрид лития (входящий в наш список наиболее сильных в-телей) способен перевести HNO 3 в нитрат аммония, а гораздо более скромный восстановитель S - только в NO 2 .
Влияние концентрации HNO 3 можно описать простым правилом: чем выше концентрация кислоты, тем сложнее ее восстановить. Например, концентрированная азотная кислота в реакции с медью образует NO 2 , а разбавленная - NO:
4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
8HNO 3 + 3Cu = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
Обобщая все сказанное, можно составить следующую таблицу:
Попробуем, опираясь на эти два фактора, предсказать результаты взаимодействия HNO 3 с металлами.
Пример 16 . Дополните уравнения химических реакций:
HNO 3 (конц.) + Hg = ...
HNO 3 (разб.) + Ca = ...
HNO 3 (разб.) + Sn = ...
Решение . Начнем с первой реакции. Во-первых, заметим, что ртуть - слабый восстановитель (обратите внимание на положение этого металла в ряду напряжений). Во-вторых, используется концентрированная кислота. Оба фактора "работают" в одном направлении: Hg не очень "хочет" восстанавливать кислоту, HNO 3 "не желает" восстанавливаться. Результат предсказуем: степень окисления азота изменится минимально (от +5 до +4). Выделяется NO 2:
4HNO 3 (конц.) + Hg = Hg(NO 3) 2 +2NO 2 + 2H 2 O.
Уравнение сразу записано с коэффициентами; очевидно, что в данном случае излишне вдаваться в объяснения.
Во втором случае все столь же просто. Кальций - отличный восстановитель (как и все щелочные и щелочноземельные металлы). HNO 3 взята в низкой концентрации. Оба фактора благоприятствуют глубокому восстановлению азотной кислоты. Степень окисления азота меняется от +5 до -3, выделяется аммиак. Поскольку образующийся NH 3 обладает выраженными основными свойствами, происходит реакция NH 3 с HNO 3 с образованием нитрата аммония. Окончательный результат:
10HNO 3 + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.
Надо признать, что в первых двух случаях нам сильно повезло: два фактора, определяющие степень восстановления азотной кислоты, "работали" в одном направлении. В третьем примере все не столь очевидно. С одной стороны, олово не отнесешь к "мега-восстановителям" (а это означает, что степень окисления азота изменится не очень сильно). С другой стороны, тот факт, что используется разбавленная HNO 3 , позволяет нам задуматься о достаточно глубоком восстановлении.
Не ждите однозначных ответов на эти вопросы. Просто потому, что подобных ответов в данном случае нет и быть не может. Можно провести ряд опытов, беря кислоту разной концентрации, меняя температуру и другие параметры; в результате мы увидим, что реакция может пойти по нескольким путям, а в большинстве случаев будет образовываться сложная смесь продуктов восстановления.
"А что прикажете делать нам на экзамене, встретив подобное уравнение в задаче С1? - спросите вы. - Бежать в лабораторию и ставить эксперименты?"
Прежде всего, не волноваться! Во-первых, в подобной спорной ситуации грамотные составители вариантов ЕГЭ сами дадут вам подсказку. Вы увидите что-либо наподобие этого:
HNO 3 + Sn = N 2 O + ... + ...
Во-вторых, даже если этого не произойдет, в эталонном решении, на которое будут ориентироваться проверяющие, будет предложено несколько вариантов ответа. Если вы оформите решение так:
HNO 3 + Sn = N 2 O + Sn(NO 3) 2 + H 2 O
HNO 3 + Sn = NO + Sn(NO 3) 2 + H 2 O,
или даже так:
HNO 3 + Sn = N 2 + Sn(NO 3) 2 + H 2 O,
любой из этих вариантов будет признан правильным и оценен по достоинству. Составители вариантов ЕГЭ по химии понимают ваши проблемы и готовы пойти вам навстречу. Конечно, до известных пределов. Если вы будете, например, утверждать, что продуктом восстановления является NO 2 , не ждите сочувствия со стороны проверяющих. В равной степени сомнительным в данном случае представляется образование NH 4 NO 3 .
"А, может быть, поступим проще, - скажете вы. - Дайте нам таблицу, в которой будут указаны продукты восстановления для каждого металла при различных концентраций HNO 3 . Ну, скажем, концентрированная азотная кислота при реакции с никелем образует NO, а разбавленная - N 2 и т. д."
Заманчивое предложение! Более того, подобную таблицу вы найдете во многих учебниках химии и пособиях по подготовке к ЕГЭ. Вот, только, небольшая проблема: в каждой новой книге, которую вы откроете, вы будете находить новый вариант этой таблицы. Один автор будет утверждать, что продуктом реакции металла Х с разбавленной азотной кислотой является NO, другой - уверять, что единственно возможным продуктом будет азот, а третий - отдаст предпочтение оксиду азота (I). Кто прав?
Все правы и одновременно никто! Во-первых, под термином "разбавленная" HNO 3 один из них понимает 10%-ную кислоту, другому кажется, что 40% - это уже разбавленная, третий считает, что и 5%-ную HNO 3 надо рассматривать как кислоту "средней концентрации". Во-вторых, авторы не указывают, при какой температуре следует проводить реакцию, насколько чистые металлы используются в эксперименте и т. д. Но, главное, могу вас уверить, в любом эксперименте подобного типа образуется смесь нескольких продуктов восстановления, поэтому все попытки создания "универсальной таблицы" заранее обречены на провал.
Таким образом, не стоит обременять свой мозг, пытаясь запомнить подобные универсальные схемы. Нельзя дать готовые рецепты на все случаи жизни.
Рассуждайте! Мыслите самостоятельно! Учитывайте силу восстановителя и концентрацию кислоты; думайте, помогают ли эти факторы друг другу или мешают. Не бойтесь ошибиться! Для успешного решения задания С1 вы вовсе не обязаны запоминать все существующие в природе ОВР.
Продукты восстановления серной кислоты
В отличие от HNO 3 , которая "плохо ведет себя" в любой концентрации, серная кислота проявляет свою "нестандартность" лишь в концентрированном состоянии.
Разбавленная H 2 SO 4 - это стандартная сильная кислота. Более того, это вещество уже не раз встречалось нам в предыдущих разделах этой статьи. Мы использовали ее для подкисления растворов перманганатов и бихроматов и убедились, что в ходе ОВР сера не меняла свою степень окисления.
Действительно, на фоне таких "жестких" окислителей, как KMnO 4 и K 2 Cr 2 O 7 , серная кислота, особенно разбавленная, выглядит довольно скромно. А если повысить концентрацию H 2 SO 4 ?
Вот тогда проявятся некоторые странности:
- Концентрированная серная кислота способна окислять некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений правее Н, в частности, медь и серебро:
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
- В ходе реакций конц. H 2 SO 4 с металлами выделяется не водород, а SO 2 , S или даже H 2 S. Конкретный состав продуктов восстановления зависит от силы восстановителя и концентрации кислоты (закономерности, напоминающие поведение HNO 3). Более мощные в-тели способны понизить степень окисления серы от +6 до 0 или -2, более слабые - только до +4:
3Zn + 4H 2 SO 4 (конц.) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,
2Ag + 2H 2 SO 4 (конц.) = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
- Концентрированная серная кислота при комнатной температуре НЕ взаимодействует с железом. Именно по этой причине конц. H 2 SO 4 можно безопасно перевозить в стальных цистернах. Парадоксально, но разбавленная кислота отлично реагирует с Fe по стандартной схеме с выделением водорода. Следует понимать также, что взаимодействие конц. кислоты с железом все-таки возможно, но лишь при высокой температуре; H 2 SO 4 восстанавливается при этом до диоксида серы, Fe - окисляется до сульфата железа (III).
- Возможны также ОВР с участием простых веществ - неметаллов:
C + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O,
S + 2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O.
Мы видим, что многие свойства серной кислоты напоминают поведение HNO 3 . Не забывайте лишь о том, что разбавленная серная кислота - это "стандартная" неорганическая кислота. Не надо думать, что если в задаче 36 вам встретилась формула H 2 SO 4 , это непременно будет вещество - окислитель. Возможно, что серная кислота лишь используется для создания кислой среды.
В заключение предложу вам несколько примеров вида С-1 для самостоятельной работы.
Пример 18 . Дополните уравнения химических реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
P + H 2 SO 4 (конц.) = ...
Mg + H 2 SO 4 (конц.) = ...
Ni + H 2 SO 4 (конц.) = ...
H 2 S + H 2 SO 4 (конц.) = ...
Настало время переходить к финальной части нашего рассказа. Мы должны собрать воедино все, что обсуждалось в предыдущих разделах, и потренироваться в решении сложных заданий вида С-1.
Криптон – элемент восьмой группы а-подгруппы 4 периода периодической системы элементов Д.И.Менделеева
Атомный номер 36.
Электронная формула криптона:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6
Все уровни заполнены электронами. Неспаренных электронов нет. Это определяет свойства криптона, как инертного газа.
Ответ. W-4, Kr-0.
Задача №100: Используя теорию химической связи объяснить, почему температура кипения хлороводорода (HCl) выше температуры кипения йодоводорода (HJ)?
Ответ.
В жидком агрегатном состоянии вещества находятся в виде молекул или атомов, связанных между собой в агрегаты силами возникающими без передачи атомами электронов - межмолекулярными силами Ван–дер–Вальса. Это силы электростатического взаимодействия полярных молекул (ориетационного); полярных и неполярных молекул (индукционного).
Причём, чем полярнее молекулы, тем прочнее межмолекулярная связь и, как следствие, выше температура кипения жидкости.
Хлороводород полярнее, чем йодоводород. Следовательно, длина связи между молекулами водорода и хлора гораздо меньше, чем между молекулами йода и водорода. А чем короче связь, тем прочнее молекула и тем выше температура кипения.
Задача №120: Сколько граммов вещества нужно взять для приготовления 400мл 20%масс. раствора хлорида кальция из кристаллогидрата CaCl 2 · 6H 2 O (d 20 4 раствора = 1,2 г/мл).
Решение:
Так как состав раствора выражен в массовых долях, необходимо рассчитать массу раствора
m раствора = d 20 4 · V раствора;
m раствора = 1,2· 400 = 480г.
Из определения массовой доли
ω = m раств. вещ. · 100 / m раствора
Следует, что m CaCl 2 = 20·480/100=96г.
Найдем массовую долю содержания хлорида кальция в кристаллогидрате.
Для этого рассчитаем молярные массы веществ, используя Периодическую систему Д.И Менделеева
М(CaCl 2) = (40+ 2∙35,5)=111г/моль
М(Na 2 SO 3 ·7H 2 O) = (111 +6∙18)219г/моль
ω = 111/219=0,5
Таким образом, m (CaCl 2 · 6H 2 O) = 96/5 =192г.
Ответ. Для приготовления 400мл. раствора с массовой долей 20% необходимо взять 192г. кристаллического хлорида кальция.
Задача №140 : Составить уравнение гидролиза и указать рН водного раствора хромата никеля (II).
Решение:
Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Реакция гидролиза протекает следующим образом:
2NiCrO4 + 3HOH = 2Ni(OH)2 + H2Cr2O7
2Ni2+ + 2CrO42- + 3HOH = 2Ni(OH)2 + 2H+ + Cr2O72-
При гидролизе ионы Ni2+ связывают ионы ОН-, образуя нерастворимое основание. В растворе остаются свободные протоны, т.к. кислота диссоциирует. Следовательно, рН будет смещен в кислую сторону (<7).
Ответ: рН<7
Задача №160: В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации сульфаты никеля, серебра, меди. Написать уравнения процессов на электродах.
Решение:
Пользуясь таблицами, находим электродный потенциал для металлов:
Ni / Ni 2+: -0,250 е0В
Ag / Ag+:+0, 80 е0В
Cu / Cu2+: +0,340 е0В
На катоде в первую очередь восстанавливаются ионы с более высоким значением электродного потенциала. Поэтому, в первую очередь будут выделяться ионы серебра, затем меди и только потом никеля.
Из возможных процессов на аноде:
2Н2О - 4е- = O2 + 4H+ е0 = +1.23 В,
2SO42- - 2e- = S2O82- е0 = +2.01 В
в первую очередь окисляются молекулы воды с выделением молекулярного кислорода.
Если раствор содержит анионы кислородосодержащих кислот (NO3-, CO32-, SO42-, PO43, SO32-), то в первую очередь окисляются молекулы воды, так как потенциал окисления воды ниже потенциала окисления этих анионов.
Следовательно, уравнения процессов на электродах:
катод: Ag + + е = Ag | 2
Cu 2+ + 2е = Cu | 1
Ni + + 2е = Ni | 1
2Ag + + 2е + Cu 2+ + 2е + Ni + + 2е = 2 Ag+ Cu+ Ni
2 Ag SO4+ Cu SO4+ Ni SO4 + 8H + = 2 Ag+ Cu+ Ni + 4Н 2 SO4
Анод: 2Н 2 О – 4е = O 2 + 4H + | 1
2SO42- - 2e- = S2O82- | 2
2Н 2 О – 4е + 4SO42- - 4e- = O 2 + 4H + +2S2O82-
Задача №180: Составить уравнение в случае возможности реакции
Ni + H 2 SO 4 (разб.) → …
Решение: В разбавленной серной кислоте окислителем является гидрид-ион (Н +). Никель относится к среднеактивным металлам. В результате реакции образуется водород.
1 Ni – 2e = Ni 2+ e 0 = –0,250В
1 2H + + 2e = H 2 e 0 = +0,00В
Ni + 2H + = H 2 + Ni 2+
Ni + H 2 SO 4 = H 2 + Ni SO 4
Э.Д.С. = (+0,00В) – (–0,250В) = +0,250В. Реакция протекает с образованием водорода и сульфата никеля, растворимого в воде.
Цель работы: изучить химические свойства металлов научиться составлять уравнения реакций взаимодействия металлов с водой, кислотами, щелочами.
Задание: провести реакции взаимодействия металлов с водой, щелочами, разбавленными и концентрированными растворами серной и азотной кислот. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.
Теоретическое введение
Металлы, имея низкие потенциалы ионизации, легко отдают валентные электроны и образуют положительно заряженные ионы:
Поэтому металлы в химических реакциях являются восстановителями и способны взаимодействовать с различными веществами? окислителями.
Рассмотрим некоторые типичные случаи такого взаимодействия.
1. Металлы высокой химической активности могут разлагать воду с вытеснением водорода при комнатных температурах:
2K + 2H2O = 2KOH + H2.
2. С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты:
В разбавленной серной кислоте и в растворах галогеноводородов окислителем является ион H+, поэтому в них растворяются металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:
Cd + H2SO4 (разб.) = CdSO4 + H2;
Ni + 2HCl = NiCl2 + H2.
Концентрированная серная кислота является окислителем за счет S+6 и может при нагревании окислять металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода. Продукты ее восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла. При взаимодействии с малоактивными металлами кислота восстанавливается до SO2:
Hg + 2H2SO4 (конц.) = HgSO4 + SO2 + 2H2O.
При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород:
Cd + 2H2SO4 (конц.) = CdSO4 + SO2 + 2H2O;
3Zn+ 4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O;
4Mg + 5H2SO4 (конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O.
В этих реакциях часть молекул серной кислоты играют роль среды.
Азотная кислота является сильнейшим окислителем за счет N+5. Продукты восстановления различны и зависят от концентрации кислоты и активности металла:
HNO3 > NO2 > NO > N2O > N2 > NH4NO3.
При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO2. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами выделяется NO. В случае более активных металлов выделяется N2O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония.
Ag + 2HNO3 (конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O;
3Ag + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NO + H2O;
4Mg + 10HNO3 (разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O;
4Ca + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Al, Fe, Cr концетрированной азотной кислотой пассивируются.
3. Со щелочами реагируют металлы, дающие амфотерные гидроксиды (бериллий, цинк, алюминий, олово, свинец), а также металлы, обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей:
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2;
2Mo + 4KOH + 3O2 2K2MoO4 + 2H2O.
Выполнение работы
Опыт 1. Взаимодействие металлов с водой
В кристаллизатор с водой добавить несколько капель фенолфталеина. Пинцетом достать кусочек натрия (или кальция) из склянки, где он хранится под слоем керосина, и высушить его фильтровальной бумагой. Ножом отрезать небольшую часть (размером со спичечную головку) и пинцетом перенести в кристаллизатор с водой. Что наблюдается?
1. Составить уравнение реакции взаимодействия натрия с водой.
2. Сделать вывод, какие металлы взаимодействуют с водой.
Опыт 2. Действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на металлы
· В три пробирки налить по 2-3 мл разбавленной серной кислоты и опустить в одну из них кусочек железа, в другую - цинка, в третью - меди. Какие металлы реагируют с кислотами?
· (Проводить в вытяжном шкафу!) В две пробирки налить по 2-3 мл концентрированной серной кислоты. В одну из них опустить кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Обе пробирки слегка нагреть. Наблюдать выделение серы и по запаху определить выделяющийся газ в первой пробирке. Какой газ выделяется во второй пробирке?
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций взаимодействия металлов с разбавленной серной кислотой.
2. Сделать вывод, какие металлы взаимодействуют с разбавленной серной и соляной кислотами.
3. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и меди с концентрированной серной кислотой.
4. Сформулировать правило взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой.
Опыт 3. Действие разбавленной и концентрированной азотной кислоты на металлы
· (Проводить в вытяжном шкафу!) В две пробирки налить по 2-3 мл разбавленной азотной кислоты и опустить в одну из них кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Слегка нагреть обе пробирки. Наблюдать выделение газа.
· (Проводить в вытяжном шкафу!) В две пробирки налить по 2-3 мл концентрированной азотной кислоты и опустить в одну из них кусочек цинка, в другую - кусочек меди. Какой газ выделяется?
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и меди с разбавленной азотной кислотой.
2. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и меди с концентрированной азотной кислотой.
3. Сформулировать правило взаимодействия металлов с концентрированной и разбавленной HNO3.
Опыт 4. Действие щелочи на металлы
В две пробирки налить по 2 -3 мл концентрированного раствора щелочи. В одну из них насыпать небольшое количество цинковых опилок, в другую - алюминиевого порошка. Если реакция не идет, слегка нагреть. Когда начнется интенсивное выделение газа, поднести к отверстиям пробирок зажженную лучинку. Что наблюдается?
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций взаимодействия цинка и алюминия с раствором щелочи.
2. Сделать вывод, какие металлы реагируют со щелочами.
Задачи и упражнения для самостоятельного решения
14.1. Закончить и уравнять реакции:
а) Ba + H2O = …; б) Sn + NaOH + H2O = …;
в) Sn + HNO3 (разб.) = …; г) Hg + H2SO4 (конц.) = ….
14.2. Закончить и уравнять реакции:
а) Cd + H2SO4 (разб.) = …; б) Be + NaOH + H2O = …;
в) Bi + HNO3 (конц.) = …; г) Li + H2O = ….
14.3. Какие из перечисленных металлов (Mg, Mn, Hg, Au, Al, Cd, Ag) растворяются в разбавленной H2SO4? Написать уравнения реакций.
14.4. Закончить и уравнять реакции:
а) Mg + HNO3 (разб.) = …; б) Sn + KOH + H2O = …;
в) Ni + H2SO4 (конц.) = …; г) W + HNO3 + HF = H2 + ….
14.5. Закончить и уравнять реакции:
а) Ga + NaOH + H2O = …; б) Bi + HNO3 (разб.) = …;
в) La + H2O =* …; г) Co + H2SO4 (конц.) = ….
*Электродный потенциал лантана -2,55 В.
14.6. Закончить и уравнять реакции:
а) Rb + H2O = …; б) W + Na2CO3 + NaNO3 Na2WO4 + …;
в) Be + KOH + H2O = …; г) Sn + HCl = ….
14.7. Закончить и уравнять реакции:
а) Pb + NaOH + H2O = …; б) Fe + O2 = …;
в) Ni + HNO3 (конц.) = …; г) La + H2SO4 (разб.) =* ….
* Электродный потенциал лантана -2,55 В.
14.8. Закончить и уравнять реакции:
а) Ga + H2SO4 (разб.) =* …; б) Cd + HNO3 (конц.) = …;
в) Sr + H2O =* …; г) Al + C ….
* Электродный потенциал стронция -2,88 В, галлия -0,53 В.
14.9. Закончить и уравнять реакции:
а) Mn + HNO3 (разб.) = …; б) Al + KOH + H2O = …;
в) Ca + H2O = …; г) Fe + H2SO4 (разб.) = ….
14.10. Закончить и уравнять реакции:
а) Ta + HNO3 + HF = H2 + …; б) Cs + H2O = …;
в) Ag + HNO3 (разб.) = …; г) Al + HCl = ….
14.11. Закончить и уравнять реакции:
а) Zr + HNO3 + HCl = ZrCl4 + …; б) Rb + H2O = …;
в) Mn + HNO3 (конц.) = …; г) Sn + KOH + H2O = ….
14.12. Закончить и уравнять реакции:
а) Mo + NaNO3 + NaOH Na2MoO4 + … ; б) Ni + H2SO4 (разб.) = …;
в) Ni + H2SO4 (конц.) = …; г) Mg + H2O … .
14.13. Закончить и уравнять реакции:
а) Na + H2 = …; б) Zn + CH3COOH = …;
в) Sn + H2SO4 (конц.) = …; г) Ca + HNO3 (оч. разб.) = ….
14.14. Закончить и уравнять реакции:
а) Hg + HNO3 + HCl = HgCl2 + …; б) Co + HNO3 (конц.) = …;
в) K + H2O = … ; г) Sc + H2SO4 (разб.) =* ….
* Электродный потенциал скандия -2,01 В.
14.15. Какие из перечисленных металлов (Cu, Ca, Hg, Au, Fe, Cr, Ag, Al) растворяются в HCl? Написать уравнения реакций.
14.16. Закончить и уравнять реакции:
а) Nb + HNO3 + HF = H2 + …; б) Li + N2 = …;
в) Pb + KOH + H2O = …; г) Fe + HNO3 (разб.) = ….
14.17. Закончить и уравнять реакции:
а) V + KOH + O2 КVО3 + …; б) Sn + HNO3 (конц.) = H2SnO3 + …;
в) Ag + H2SO4 (конц.) …; г) Mn + H2SO4 (разб.) = ….
14.18. Закончить и уравнять реакции:
а) Pt + HNO3 + HCl = H2 + …; б) Fe + H2SO4 (конц.) …;
в) Al + S …; г) Sn + KOH + H2O = … .
14.19. Закончить и уравнять реакции:
а) Fe + Cl2 = …; б) Be + KOH + H2O = …;
в) Cd + HNO3 (разб.) = …; г) Sn + H2SO4 (разб.) = ….
14.20. Закончить и уравнять реакции:
а) Ca + H2 = …; б) Mn + HCl = …;
в) Mo + Na2CO3 + NaNO3 Na2MoO4 + …; г) Cd + HNO3 (разб.) = ….