Цель работы: ознакомиться на опыте с зависимостью окислительно-восстановительных свойств металлов от их положения в электрохимическом ряду напряжений.
Оборудование и реактивы: пробирки, держатели для пробирок, спиртовка, фильтровальная бумага, пипетки, 2н. растворы HCl и H 2 SO 4 , концентрированная H 2 SO 4 , разбавленная и концентрированная HNO 3 , 0,5М растворы CuSO 4 , Pb(NO 3) 2 или Pb(CH 3 COO) 2 ; кусочки металлических алюминия, цинка, железа, меди, олова, железные канцелярские скрепки, дистиллированная вода.
Теоретические пояснения
Химический характер какого-либо металла в значительной степени обусловлен тем, насколько он легко окисляется, т.е. насколько легко его атомы способны переходить в состояние положительных ионов.
Металлы, которые проявляют легкую способность окисляться, называются неблагородными. Металлы, которые окисляются с большим трудом, называются благородными.
Каждый металл характеризуется определенным значением стандартного электродного потенциала. За стандартный потенциал j 0 данного металлического электрода принимается ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода, расположенного слева, и пластинки металла, помещенной в раствор соли этого металла, причем активность (в разбавленных растворах можно использовать концентрацию) катионов металла в растворе должна бать равна 1 моль/л; Т=298 К; р=1 атм. (стандартные условия). Если условия реакции отличны от стандартных, нужно учитывать зависимость электродных потенциалов от концентраций (точнее активностей) ионов металлов в растворе и температуры.
Зависимость электродных потенциалов от концентрации выражается уравнением Нернста, которое применительно к системе:
Me n + + n e - →Me
В ;
R
– газовая постоянная, 
;
F – постоянная Фарадея (»96500 Кл/моль );
n –
а Ме n + - моль/л .
Принимая значение Т =298К, получим
моль/л.
j 0 , отвечающих полуреакции восстановления, получают ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов). В этот же ряд помещают стандартный электродный потенциал водорода, принимаемый за нуль, для системы, в которой протекает процесс:
2Н + +2е - = Н 2
При этом, стандартные электродные потенциалы неблагородных металлов имеют отрицательное значение, а благородных – положительное.
Электрохимический ряд напряжений металлов
Li; K; Ba; Sr; Ca; Na; Mg; Al; Mn; Zn; Cr; Fe; Cd; Co; Ni; Sn; Pb; ( H) ; Sb; Bi; Cu; Hg; Ag; Pd; Pt; Au
Этот ряд характеризует окислительно-восстановительную способность системы «металл – ион металла» в водных растворах при стандартных условиях. Чем левее в ряду напряжений стоит металл (чем меньше его j 0 ), тем более сильным восстановителем он является, и тем легче атомы металла отдают электроны, превращаясь в катионы, но катионы этого металла труднее присоединяют электроны, превращаясь в нейтральные атомы.
Окислительно-восстановительные реакции с участием металлов и их катионов идут в том направлении, при котором металл с меньшим электродным потенциалом является восстановителем (т.е. окисляется), а катионы металла с большим электродным потенциалом – окислителями (т.е. восстанавливаются). В связи с этим для электрохимического ряда напряжений металлов характерны следующие закономерности:
1. каждый металл вытесняет из раствора солей все другие металлы, стоящие правее его в электрохимическом ряду напряжений металлов.
2. все металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений стоят левее водорода, вытесняют водород из разбавленных кислот.
Методика проведения опытов
Опыт 1: Взаимодействие металлов с соляной кислотой.
В четыре пробирки налить по 2 – 3 мл соляной кислоты и поместить в них по кусочку алюминия, цинка, железа и меди порознь. Какие из взятых металлов вытесняют водород из кислоты? Написать уравнения реакций.
Опыт 2: Взаимодействие металлов с серной кислотой.
В пробирку опустить кусочек железа и добавить 1 мл 2н. серной кислоты. Что наблюдается? Повторить опыт с кусочком меди. Протекает ли реакция?
Проверить действие концентрированной серной кислоты на железо и медь. Объяснить наблюдения. Написать все уравнения реакций.
Опыт 3: Взаимодействие меди с азотной кислотой.
Положить в две пробирки по кусочку меди. В одну из них налить 2 мл разбавленной азотной кислоты, во вторую – концентрированной. При необходимости содержимое пробирок подогреть на спиртовке. Какой газ образуется в первой пробирке, а какой во второй? Записать уравнения реакций.
Опыт 4: Взаимодействие металлов с солями.
Налить в пробирку 2 – 3 мл раствора сульфата меди (II) и опустить кусочек железной проволоки. Что происходит? Повторить опыт, заменив железную проволоку кусочком цинка. Написать уравнения реакций. Налить в пробирку 2 мл раствора ацетата или нитрата свинца (II) и опустить кусочек цинка. Что происходит? Написать уравнение реакции. Указать окислитель и восстановитель. Будет ли протекать реакция, если цинк заменить медью? Дать объяснение.
11.3 Необходимый уровень подготовки студентов
1. Знать понятие стандартного электродного потенциала, иметь представление о его измерении.
2. Уметь использовать уравнение Нернста для определения электродного потенциала в условиях, отличных от стандартных.
3. Знать, что такое ряд напряжений металлов, что он характеризует.
4. Уметь использовать ряд напряжений металлов для определения направления окислительно-восстановительных реакций с участием металлов и их катионов, а также металлов и кислот.
Задания для самоконтроля
1. Какая масса технического железа, содержащего 18% примесей, требуется для вытеснения из раствора сульфата никеля (II) 7,42 г никеля?
2. В раствор нитрата серебра опущена медная пластинка массой 28 г . по окончании реакции пластинка была вынута, обмыта, высушена и взвешена. Масса ее оказалась 32,52 г . Какая масса нитрата серебра была в растворе?
3. Определите значение электродного потенциала меди, погруженной в 0,0005 М раствор нитрата меди (II) .
4. Электродный потенциал цинка, погруженного в 0,2 М раствор ZnSO 4 , равен 0,8 В . определите кажущуюся степень диссоциации ZnSO 4 в растворе указанной концентрации.
5. Вычислите потенциал водородного электрода, если концентрация ионов водорода в растворе (Н +) составляет 3,8 10 -3 моль/л.
6. Вычислите потенциал железного электрода, опущенного в раствор, содержащий 0,0699 г FeCI 2 в 0,5 л.
7. Что называют стандартным электродным потенциалом металла? Каким уравнением выражается зависимость электродных потенциалов от концентрации?
Лабораторная работа № 12
Тема:Гальванический элемент
Цель работы: ознакомление на опыте с принципами работы гальванического элемента, овладение методикой расчета ЭДС гальванических элементов.
Оборудование и реактивы: медная и цинковая пластины, присоединенные к проводникам, медная и цинковая пластины, соединенные проводниками с медными пластинами, наждачная бумага, вольтметр, 3 химических стакана на 200-250 мл , мерный цилиндр, штатив с закрепленной в нем U - образной трубкой, солевой мост, 0,1 М растворы сульфата меди, сульфата цинка, сульфата натрия, 0,1 % раствор фенолфталеина в 50% этиловом спирте.
Теоретические пояснения
Гальванический элемент – это химический источник тока, то есть устройство, вырабатывающее электрическую энергию в результате прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции.
Электрический ток (направленное движение заряженных частиц) передается по проводникам тока, которые подразделяются на проводники первого и второго рода.
Проводники первого рода проводят электрический ток своими электронами (электронные проводники). К ним относятся все металлы и их сплавы, графит, уголь, а также некоторые твердые оксиды. Удельная электропроводность этих проводников находится в пределах от 10 2 до 10 6 Ом -1 см -1 (например, уголь – 200 Ом -1 см -1 , серебро 6 10 5 Ом -1 см -1 ).
Проводники второго рода проводят электрический ток своими ионами (ионные проводники). Они характеризуются низкой электропроводностью (например, Н 2 О – 4 10 -8 Ом -1 см -1 ).
При сочетании проводников первого и второго рода образуется электрод. Это чаще всего металл, опущенный в раствор собственной соли.
При погружении металлической пластинки в воду атомы металла, находящиеся в его поверхностном слое, под действием полярных молекул воды гидратируются. В результате гидратации и теплового движения связь их с кристаллической решеткой ослабляется и некоторое количество атомов, переходит в виде гидратированных ионов в слой жидкости, прилегающий к поверхности металла. Металлическая пластинка заряжается при этом отрицательно:
Ме + m Н 2 О = Ме n + n Н 2 О + ne -
Где Ме – атом металла; Ме n + n Н 2 О – гидратированный ион металла; e - – электрон, n – заряд иона металла.
Состояние равновесия зависит от активности металла и от концентрации его ионов в растворе. В случае активных металлов (Zn, Fe, Cd, Ni ) взаимодействие с полярными молекулами воды заканчивается отрывом от поверхности положительных ионов металла и переходом гидратированных ионов в раствор (рис. 1а ). Этот процесс является окислительным. По мере увеличения концентрации катионов у поверхности возрастает скорость обратного процесса – восстановления ионов металла. В конечном итоге скорости обоих процессов выравниваются, устанавливается равновесие, при котором на границе раствор-металл возникает двойной электрический слой с определенным значением потенциала металла.
| + + + + |
| – – – – |
Zn 0 + mH 2 O → Zn 2+ mH 2 O+2e - + + – – Cu 2+ nH 2 O+2e - → Cu 0 + nH 2 O
+ + + – – –
Рис. 1. Схема возникновения электродного потенциала
При погружении металла не в воду, а в раствор соли этого металла равновесие смещается влево, то есть в сторону перехода ионов из раствора на поверхность металла. При этом устанавливается новое равновесие уже при другом значении потенциала металла.
Для неактивных металлов равновесная концентрация ионов металла в чистой воде очень мала. Если такой металл погрузить в раствор его соли, то катионы металла будут выделяться из раствора с большей скоростью, чем скорость перехода ионов из металла в раствор. В этом случае поверхность металла получит положительный заряд, а раствор – отрицательный из-за избытка анионов соли (рис. 1. б ).
Таким образом, при погружении металла в воду или в раствор, содержащий ионы данного металла, на поверхности раздела фаз металл-раствор образуется двойной электрический слой, обладающий определенной разностью потенциалов. Потенциал электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры.
Абсолютное значение электродного потенциала j отдельного электрода экспериментально определить нельзя. Однако можно измерить разность потенциалов двух химически различных электродов.
Условились принимать потенциал стандартного водородного электрода равным нулю. Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую губчатой платиной, погруженную в раствор кислоты с активностью ионов водорода, равной 1 моль/л. Электрод омывается газообразным водородом при давлении 1 атм. и температуре 298 К. При этом устанавливается равновесие:
2 Н + + 2 е = Н 2
За стандартный потенциал j 0 данного металлического электрода принимается ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода и пластинки металла, помещенной в раствор соли этого металла, причем активность (в разбавленных растворах можно использовать концентрацию) катионов металла в растворе должна быть равна 1 моль/л; Т=298 К; р=1 атм. (стандартные условия). Значение стандартного электродного потенциала всегда относят к полуреакции восстановления:
Me n + +n e - → Me
Располагая металлы в порядке возрастания величины их стандартных электродных потенциалов j 0 , отвечающих полуреакции восстановления, получают ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов). В этот же ряд помещают стандартный электродный потенциал системы, принимаемый за нуль:
Н + +2е - → Н 2
Зависимость электродного потенциала металла j от температуры и концентрации (активности) определяется уравнением Нернста, которое применительно к системе:
Me n + + n e - →Me
Можно записать в следующем виде:
где - стандартный электродный потенциал, В ;
R
– газовая постоянная, ;
F – постоянная Фарадея (»96500 Кл/моль );
n – число электронов, участвующих в процессе;
а Ме n + - активность ионов металла в растворе, моль/л .
Принимая значение Т =298К, получим
причем активность в разбавленных растворах можно заменить концентрацией ионов, выраженной в моль/л.
ЭДС любого гальванического элемента можно определить как разность электродных потенциалов катода и анода:
ЭДС = j катода -j анода
Отрицательный полюс элемента называют анодом, на нем идет процесс окисления:
Ме - ne - → Me n +
Положительный полюс называют катодом, на нем идет процесс восстановления:
Me n + + ne - → Ме
Гальванический элемент можно записать схематично, при этом соблюдаются определенные правила:
1. Электрод слева должен быть записан в последовательности металл – ион. Электрод справа записывается в последовательности ион – металл. (-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+)
2. Реакция, протекающая на левом электроде, записывается как окислительная, а реакция на правом электроде – как восстановительная.
3. Если ЭДС элемента > 0, то работа гальванического элемента будет самопроизвольна. Если ЭДС < 0, то самопроизвольно будет работать обратный гальванический элемент.
Методика проведения опыта
Опыт 1 : Составление медно-цинкового гальванического элемента
Получите у лаборанта необходимое оборудование и реактивы. В химический стакан объемом 200 мл налейте 100 мл 0,1 М раствора сульфата меди (II) и опустите в него медную пластинку, соединенную с проводником. Во второй стакан налейте такой же объем 0,1 М раствора сульфата цинка и опустите в него цинковую пластину, соединенную с проводником. Пластины должны быть предварительно зачищены наждачной бумагой. Получите у лаборанта солевой мост и соедините им два электролита. Солевой мост представляет собой наполненную гелем (агар-агаром) стеклянную трубку, оба конца которой закрыты ватным тампоном. Мост выдерживают в насыщенном водном растворе сульфата натрия, в результате чего происходит набухание геля, у него проявляется ионная проводимость.
С помощью преподавателя присоедините вольтметр к полюсам образовавшегося гальванического элемента и измерьте напряжение (если измерение проводить вольтметром с небольшим сопротивлением, то разница между величиной ЭДС и напряжения невелика). Используя уравнение Нернста, рассчитайте теоретическое значение ЭДС гальванического элемента. Напряжение меньше ЭДС гальванического элемента из-за поляризации электродов и омических потерь.
Опыт 2 : Электролиз раствора сульфата натрия
В опыте за счет электрической энергии, вырабатываемой гальваническим элементом, предлагается провести электролиз сульфата натрия. Для этого в U - образную трубку налейте раствор сульфата натрия и в оба колена ее поместите медные пластины, зачищенные наждачной бумагой и соединенные с медным и цинковым электродами гальванического элемента, как это показано на рис. 2. В каждое колено U-образной трубки прибавьте по 2-3 капли фенолфталеина. Спустя некоторое время в катодном пространстве электролизера наблюдается окрашивание раствора в розовый цвет за счет образования щелочи при катодном восстановлении воды. Это свидетельствует о том, что гальванический элемент работает как источник тока.
Составьте уравнения процессов, протекающих на катоде и на аноде при электролизе водного раствора сульфата натрия.
(–) КАТОД АНОД (+)
солевой мост
→ Zn 2+ Cu 2+ →
ZnSO 4 Cu SO 4
АНОД (-) КАТОД (+)
Zn – 2e - → Zn 2+ Сu 2+ + 2e - →Cu
окисление восстановление
12.3 Необходимый уровень подготовки студентов
1. Знать понятия: проводники первого и второго рода, диэлектрики, электрод, гальванический элемент, анод и катод гальванического элемента, электродный потенциал, стандартный электродный потенциал. ЭДС гальванического элемента.
2. Иметь представления о причинах возникновения электродных потенциалов и методах их измерения.
3. Иметь представления о принципах работы гальванического элемента.
4. Уметь использовать уравнение Нернста для расчета электродных потенциалов.
5. Уметь записывать схемы гальванических элементов, уметь вычислять ЭДС гальванических элементов.
Задания для самоконтроля
1. Охарактеризуйте проводники и диэлектрики.
2. Почему в гальваническом элементе анод имеет отрицательный заряд, а в электролизере положительный?
3. В чем различие и сходство катодов в электролизере и гальваническом элементе?
4. Магниевую пластинку опустили в раствор ее соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен -2,41 В . Вычислите концентрацию ионов магния в моль/л. (4,17х10 -2).
5. При какой концентрации ионов Zn 2+ (моль/л) потенциал цинкового электрода станет на 0,015 В меньше его стандартного электродного? (0,3 моль/л)
6. Никелевый и кобальтовый электроды опущены соответственно в растворы Ni(NO 3) 2 и Co(NO 3) 2 . В каком соотношении должна быть концентрация ионов этих металлов, чтобы потенциалы обоих электродов были одинаковы? (C Ni 2+ :C Co 2+ = 1:0,117).
7. При какой концентрации ионов Cu 2+ в моль/л значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода? (1,89x 10 -6 моль/л).
8. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы своих солей с концентрацией = = 1.0 моль/л. Изменится ли величина ЭДС , если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л ? (2,244 В ).
Лабораторная работа №13
Если из всего ряда стандартных электродных потенциалов выделить только те электродные процессы, которые отвечают общему уравнению
то получим ряд напряжений металлов. В этот ряд всегда помешают, кроме металлов, также водород, что позволяет видеть, какие металлы способны вытеснять водород из водных растворов кислот.
Таблица 19. Ряд напряжений металлов
Ряд напряжений для важнейших металлов приведен в табл. 19. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его способность к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях. Ионы металлов являются окислителями, а металлы в виде простых веществ - восстановителями. При этом, чем дальше расположен металл в ряду напряжений, тем более сильным окислителем в водном растворе являются его ионы, и наоборот, чем ближе металл к началу ряда, тем более сильные восстановительные свойства проявляет простое вещество - металл.
Потенциал электродного процесса
в нейтральной среде равен В (см. стр. 273). Активные металлы начала ряда, имеющие потенциал, значительно более отрицательный, чем -0,41 В, вытесняют водород из воды. Магний вытесняет водород только из горячей воды. Металлы, расположенные между магнием и кадмием, обычно не вытесняют водород из воды. На поверхности этих металлов образуются оксидные пленки, обладающие защитным действием .
Металлы, расположенные между магнием и водородом, вытесняют водород из растворов кислот. При этом на поверхности некоторых металлов также образуются защитные пленки, тормозящие реакцию. Так, оксидная пленка на алюминии делает этот металл стойким не только в воде, но и в растворах некоторых кислот. Свинец не растворяется в серной кислоте при ее концентрации ниже , так как образующаяся при взаимодействии свинца с серной кислотой соль нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку. Явление глубокого торможения окисления металла, обусловленное наличием на его поверхности защитных оксидных или солевых пленок, называется пассивностью, а состояние металла при этом - пассивным состоянием.
Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей. Направление реакции определяется при этом их взаимным положением в ряду напряжений. Рассматривая конкретные случаи таких реакций, следует помнить, что активные металлы вытесняют водород не только из воды, но и из любого водного раствора. Поэтому взаимное вытеснение металлов из растворов их солей практически происходит лишь в случае металлов, расположенных в ряду после магния.
Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучал Бекетов. В результате своих работ он расположил металлы по их химической активности в вытеснительный ряд», являющийся прототипом ряда напряжений металлов.
Взаимное положение некоторых металлов в ряду напряжений и в периодической системе на первый взгляд не соответствует друг, другу. Например, согласно положению в периодической системе химическая активность калия должна быть больше, чем натрия, а натрия - больше, чем лития. В ряду же напряжений наиболее активным оказывается литий, а калий занимает среднее положение между литием и натрием. Цинк и медь по их положению в периодической системе должны иметь приблизительно равную химическую активность, но в ряду напряжений цинк расположен значительно раньше меди. Причина такого рода несоответствий состоит в следующем.
При сравнении металлов, занимающих то или иное положение в периодической системе, за меру их химической активности - восстановительной способности - принимается величина энергии ионизации свободных атомов. Действительно, при переходе, например, сверху вниз по главной подгруппе I группы периодической системы энергия ионизации атомов уменьшается, что связано с увеличением их радиусов (т. е. с большим удалением внешних электронов от ядра) и с возрастающим экранированием положительного заряда ядра промежуточными электронными слоями (см. § 31). Поэтому атомы калия проявляют большую химическую активность - обладают более сильными восстановительными свойствами, - чем атомы натрия, а атомы натрия - большую активность, чем атомы лития.
При сравнении же металлов в ряду напряжений за меру химической активности принимается работа превращения металла, находящегося в твердом состоянии, в гидратированные ионы в водном растворе. Эту работу можно представить как сумму трех слагаемых: энергии атомизации - превращения кристалла металла в изолированные атомы, энергии ионизации свободных атомов металла и энергии гидратации образующихся ионов. Энергия атомизации характеризует прочность кристаллической решетки данного металла. Энергия ионизации атомов - отрыва от них валентных электронов - непосредственно определяется положением металла в периодической системе. Энергия, выделяющаяся при гидратации, зависит от электронной структуры иона, его заряда и радиуса.
Ионы лития и калия, имеющие одинаковый заряд, но различные радиусы, будут создавать около себя неодинаковые электрические поля. Поле, возникающее вблизи маленьких ионов лития, будет более сильным, чем поле около больших ионов калия. Отсюда ясно, что ионы лития будут гидратироваться с выделением большей энергии, чем ноны калия.
Таким образом, в ходе рассматриваемого превращения затрачивается энергия на атомизацию и ионизацию и выделяется энергия при гидратации. Чем меньше будет суммарная затрата энергии, тем легче будет осуществляться весь процесс и тем ближе к началу ряда напряжений будет располагаться данный металл. Но из трех слагаемых общего баланса энергии только одно - энергия ионизации-непосредственно определяется положением металла в периодической системе. Следовательно, нет оснований ожидать, что взаимное положение тех или иных металлов в ряду напряжений всегда будет соответствовать их положению в периодической системе. Так, для лития суммарная затрата энергии оказывается меньшей, чем для калия, в соответствии с чем литий стоит в ряду напряжений раньше калия.
Для меди и цинка затрата энергии на ионизацию свободных атомов и выигрыш ее при гидратации ионов близки. Но металлическая медь образует более прочную кристаллическую решетку, чем цинк, что видно из сопоставления температур плавления этих Металлов: цинк плавится при , а медь только при . Поэтому энергия, затрачиваемая на атомизацию этих металлов, существенно различна, вследствие чего суммарные энергетические затраты на весь процесс в случае меди гораздо больше, чем в случае цинка, что и объясняет взаимное положение этих металлов в ряду напряжений.
При переходе от воды к неводным растворителям взаимное положение металлов в ряду напряжений может изменяться. Причина этого лежит в том, что энергия сольватации ионов различных металлов по-разному изменяется при переходе от одного растворителя к другому.
В частности, ион меди весьма энергично сольватируется в некоторых органических растворителях; это приводит к тому, что в таких растворителях медь располагается в ряду напряжений до водорода и вытесняет его из растворов кислот.
Таким образом, в отличие от периодической системы элементов, ряд напряжений металлов не является отражением общей Закономерности, на основе которой можно давать разностороннюю Характеристику химических свойств металлов. Ряд напряжений Характеризует лишь окислительно-восстановительную способность Электрохимической системы «металл - ион металла» в строго определенных условиях: приведенные в нем величины относятся к водному раствору, температуре и единичной концентрации (активности) ионов металла.
Какую информацию можно получить из ряда напряжений?
Ряд напряжений металлов широко используется в неорганической химии. В частности, результаты многих реакций и даже возможность их осуществления зависят от положения некоторого металла в ЭРН. Обсудим этот вопрос подробнее.
Взаимодействие металлов с кислотами
Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами - неокислителями. Металлы, расположенные в ЭРН правее Н, взаимодействуют только с кислотами - окислителями (в частности, с HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4).
Пример 1 . Цинк расположен в ЭРН левее водорода, следовательно, способен реагировать практически со всеми кислотами:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Пример 2 . Медь находится в ЭРН правее Н; данный металл не реагирует с "обычными" кислотами (HCl, H 3 PO 4 , HBr, органические кислоты), однако вступает во взаимодействие с кислотами-окислителями (азотная, концентрированная серная):
Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Обращаю внимание на важный момент: при взаимодействии металлов с кислотами-окислителями выделяется не водород, а некоторые другие соединения. Подробнее об этом можно почитать !
Взаимодействие металлов с водой
Металлы, расположенные в ряду напряжений левее Mg, легко реагируют с водой уже при комнатной температуре с выделением водорода и образованием раствора щелочи.
Пример 3 . Натрий, калий, кальций легко растворяются в воде с образованием раствора щелочи:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Металлы, расположенные в ряду напряжений от водорода до магния (включительно), в ряде случаев взаимодействуют с водой, но реакции требуют специфических условий. Например, алюминий и магний начинают взаимодействие с Н 2 О только после удаления оксидной пленки с поверхности металла. Железо не реагирует с водой при комнатной температуре, но взаимодействует с парами воды. Кобальт, никель, олово, свинец практически не взаимодействуют с H 2 O не только при комнатной температуре, но и при нагревании.
Металлы, расположенные в правой части ЭРН (серебро, золото, платина) не реагируют с водой ни при каких условиях.
Взаимодействие металлов с водными растворами солей
Речь пойдет о реакциях следующего типа:
металл (*) + соль металла (**) = металл (**) + соль металла (*)
Хотелось бы подчеркнуть, что звездочки обозначают в данном случае не степень окисления, не валентность металла, а просто позволяют различить металл № 1 и металл № 2.
Для осуществления подобной реакции необходимо одновременное выполнение трех условий:
- соли, участвующие в процессе, должны растворяться в воде (это легко проверить, пользуясь таблицей растворимости);
- металл (*) должен находиться в ряду напряжений левее металла (**);
- металл (*) не должен реагировать с водой (что тоже легко проверяется по ЭРН).
Пример 4 . Рассмотрим несколько реакций:
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
K + Ni(NO 3) 2 ≠
Первая реакция легко осуществима, все перечисленные выше условия выполнены: сульфат меди растворим в воде, цинк находится в ЭРН левее меди, Zn не реагирует с водой.
Вторая реакция невозможна, т. к. не выполнено первое условие (сульфид меди (II) практически не растворяется в воде). Третья реакция неосуществима, поскольку свинец - менее активный металл, нежели железо (находится правее в ЭРН). Наконец, четвертый процесс НЕ приведет к осаждению никеля, поскольку калий реагирует с водой; образовавшийся гидроксид калия может вступить в реакцию с раствором соли, но это уже совершенно другой процесс.
Процесс термического распада нитратов
Напомню, что нитраты - это соли азотной кислоты. Все нитраты разлагаются при нагревании, но вот состав продуктов разложения может быть разным. Состав определяется положением металла в ряду напряжений.
Нитраты металлов, расположенных в ЭРН левее магния, при нагревании образуют соответствующий нитрит и кислород:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
В ходе термического разложения нитратов металлов, расположенных в ряду напряжений от Mg до Cu включительно, образуются оксид металла, NO 2 и кислород:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
Наконец, при разложении нитратов наименее активных металлов (расположенных в ЭРН правее меди) образуются металл, диоксид азота и кислород.
металловВ многих химических реакциях участвуют простые вещества, в частности металлы. Однако разные металлы проявляют разную активность в химических взаимодействиях, и от этого зависит, будет протекать реакция или нет.
Чем большая активность металла, тем энергичнее он реагирует с другими веществами. По активностью все металлы можно расположить в ряд, который называют рядом активности металлов, или вытеснительный ряд металлов, или рядом напряжений металлов, а также электрохимическим рядом напряжений металлов. Этот ряд впервые исследовал выдающийся украинский ученый М. М. Бекетов, поэтому этот ряд называют также рядом Бекетова.
Ряд активности металлов Бекетова имеет такой вид (приведены наиболее употребительные металлы):
К > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > >H 2 > Cu > Hg > Ag > Au.
В этом ряду металлы расположены с уменьшением их активности. Среди приведенных металлов наиболее активный калий, а наименее активный - золото. С помощью этого ряда можно определить, какой металл активнее от другого. Также в этом ряде присутствует водород. Конечно же, водород не является металлом, но в этом ряду его активность принята за точку отсчета (своеобразный ноль).
Взаимодействие металлов с водой
Металлы способны вытеснять водород не только из растворов кислот, но и из воды. Так же, как и с кислотами, активность взаимодействия металлов с водой увеличивается слева направо.
Металлы, стоящие в ряду активности до магния, способны реагировать с водой при обычных условий. При взаимодействии этих металлов образуются щелочи и водород, например:
Другие металлы, стоящие до водорода в ряду активностей, также могут взаимодействовать с водой, но это происходит в более жестких условиях. Для взаимодействия через раскаленные металлические опилки пропускают перегретый водяной пар. В таких условиях гидроксиды уже существовать не могут, поэтому продуктами реакции являются оксид соответствующего металлического элемента и водород:
Зависимость химических свойств металлов от места в ряду активности
|
← активность металлов увеличивается |
||||||||||||||
|
Вытесняют водород из кислот |
Не вытесняют водород из кислот |
|||||||||||||
|
Вытесняют водород из воды, образуют щелочи |
Вытесняют водород из воды при высокой температуре, образуют оксиды |
3 водой не взаимодействуют |
||||||||||||
|
С водного раствора соли вытеснить невозможно |
Можно получить вытеснением более активным металлом из раствора соли или из расплава оксида |
|||||||||||||
Взаимодействие металлов с солями
Если соль растворима в воде, то атом металлического элемента в ней может быть замещен атомом более активного элемента. Если погрузить в раствор купрум(ІІ) сульфата железную пластинку, то через некоторое время на ней выделится медь в виде красного налета:
Купрум можно вытеснить любым металлом, который стоит левее в ряду активности металлов. Однако металлы, которые стоят в самом начале ряда,- натрий, калий и т.д. - для этого не пригодны, потому что они настолько активны, что будут взаимодействовать не с солью, а с водой, в которой эта соль растворена.
Вытеснение металлов из солей более активными металлами очень широко используют в промышленности для извлечения металлов.
Взаимодействие металлов с оксидами
Окислы металлических элементов способны взаимодействовать с металлами. Более активные металлы вытесняют менее активные из оксидов:
Но, в отличие от взаимодействия металлов с солями, в этом случае оксиды необходимо расплавить, чтобы реакция произошла. Для добыча металла из оксида можно использовать любой металл, что расположен в ряду активности левее, даже наиболее активный натрий и калий, ведь в расплавленном оксиде вода не содержится.
Взаимодействие металлов с оксидами используют в промышленности для извлечения других металлов. Наиболее практичный для этого метода металл - алюминий. Он достаточно широко распространен в природе и дешевый в производстве. Можно также использовать и более активные металлы (кальций, натрий, калий), но они, во-первых, дороже алюминия, а во-вторых, через сверхвысокую химическую активность их очень сложно сохранять на заводах. Такой способ извлечения металлов с использованием алюминия называют алюмінотермією.
Металлы, легко вступающие в реакции, называются активными металлами. К ним относятся щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий.
Положение в таблице Менделеева
Металлические свойства элементов ослабевают слева направо в периодической таблице Менделеева. Поэтому наиболее активными считаются элементы I и II групп.
Рис. 1. Активные металлы в таблице Менделеева.
Все металлы являются восстановителями и легко расстаются с электронами на внешнем энергетическом уровне. У активных металлов всего один-два валентных электрона. При этом металлические свойства усиливаются сверху вниз с возрастанием количества энергетических уровней, т.к. чем дальше электрон находится от ядра атома, тем легче ему отделиться.
Наиболее активными считаются щелочные металлы:
- литий;
- натрий;
- калий;
- рубидий;
- цезий;
- франций.
К щелочноземельным металлам относятся:
- бериллий;
- магний;
- кальций;
- стронций;
- барий;
- радий.
Узнать степень активности металла можно по электрохимическому ряду напряжений металлов. Чем левее от водорода расположен элемент, тем более он активен. Металлы, стоящие справа от водорода, малоактивны и могут взаимодействовать только с концентрированными кислотами.
Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.
К списку активных металлов в химии также относят алюминий, расположенный в III группе и стоящий левее водорода. Однако алюминий находится на границе активных и среднеактивных металлов и не реагирует с некоторыми веществами при обычных условиях.
Свойства
Активные металлы отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), лёгкостью, невысокой температурой плавления.
Основные химические свойства металлов представлены в таблице.
|
Реакция |
Уравнение |
Исключение |
|
Щелочные металлы самовозгораются на воздухе, взаимодействуя с кислородом |
K + O 2 → KO 2 |
Литий реагирует с кислородом только при высокой температуре |
|
Щелочноземельные металлы и алюминий на воздухе образуют оксидные плёнки, а при нагревании самовозгораются |
2Ca + O 2 → 2CaO |
|
|
Реагируют с простыми веществами, образуя соли |
Ca + Br 2 → CaBr 2 ; |
Алюминий не вступает в реакцию с водородом |
|
Бурно реагируют с водой, образуя щёлочи и водород |
|
Реакция с литием протекает медленно. Алюминий реагирует с водой только после удаления оксидной плёнки |
|
Реагируют с кислотами, образуя соли |
Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2 |
|
|
Взаимодействуют с растворами солей, сначала реагируя с водой, а затем с солью |
2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ; |
Активные металлы легко вступают в реакции, поэтому в природе находятся только в составе смесей - минералов, горных пород.
Рис. 3. Минералы и чистые металлы.
Что мы узнали?
К активным металлам относятся элементы I и II групп - щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Их активность обусловлена строением атома - немногочисленные электроны легко отделяются от внешнего энергетического уровня. Это мягкие лёгкие металлы, быстро вступающие в реакцию с простыми и сложными веществами, образуя оксиды, гидроксиды, соли. Алюминий находится ближе к водороду и для его реакции с веществами требуются дополнительные условия - высокие температуры, разрушение оксидной плёнки.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 339.