Главная страница Случайная лекция
Мы поможем в написании ваших работ!
Порталы:
БиологияВойнаГеографияИнформатикаИскусствоИсторияКультураЛингвистикаМатематикаМедицинаОхрана трудаПолитикаПравоПсихологияРелигияТехникаФизикаФилософияЭкономика
Мы поможем в написании ваших работ!
Теоретическая часть. Димитровградский инженерно-технологический институт – филиал НИЯУ МИФИ
Димитровградский инженерно-технологический институт – филиал НИЯУ МИФИ
Кафедра радиохимии
Сравнение химических свойств металлов
Методические указания
к лабораторной работе по курсу «Общая и неорганическая химия»
Составитель: доц., к.т.н. Цимбалюк Е.П.
Димитровград 2012
1. Цель работы:
изучение восстановительных свойств металлов, их взаимодействия с кислотами, щелочами, водой и растворами солей.
Теоретическая часть
2.1.Восстановительные свойства металлов
Металлы в химических реакциях являются восстановителями. Мерой восстановительных свойств металлов при стандартных условиях (Т= 298 К, [Men+] = 1 моль/л) являются их стандартные электродные потенциалы 
. Металлы, расположенные по увеличению стандартного электродного потенциала, образуют электрохимический ряд активности металлов или ряд напряжений:
В ряду напряжений восстановительные свойства металлов уменьшаются, а окислительные свойства их катионов возрастают. Металлы от лития до алюминия принято считать сильными восстановителями, от титана до свинца – восстановителями средней активности, а расположенные в ряду напряжений после водорода – слабыми или малоактивными восстановителями.
2.2. Общие закономерности взаимодействия металлов с окислителями
Окислительно-восстановительные реакции с участием металлов проводятся при их получении и анализе, в производстве химических реактивов, при изготовлении печатных плат и т.д. В качестве окислителей используются кислоты и соли других металлов. Такие реакции возможны при условии, если значение у окислителя (табл.), больше, чем у металла (восстановителя), т.е. когда выполняется условие:
Реально реакции идут в тех случаях, когда 
и когда продукты переходят в раствор, а не покрывают поверхность металла непроницаемой защитной пленкой.
Таблица
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
некоторых полуреакций
| № пп | Полуреакция | 
|
| 2H+ + 2е- = H2 | 0,00 | |
| H2O + 2е- = H2 + 2OH- ([OH-] = 1 M; [H+] = 10-14M) | –0,83 | |
| H2O + 2е- = H2 + 2OH- ([OH-] = [H+] = 10-7 M) | –0,41 | |
| Zn – 2е- = Zn2+ | –0,76 | |
| Zn –2е- + 4OH- = [Zn(OH)4]2- | –1,216 | |
| Zn – 2е- + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+ | –1,04 | |
| Zn – 2е- + 2H2O = Zn(OH)2 + 2H+ | –0,439 | |
| Cu – 2е- = Cu2+ | +0,34 | |
| Cu – 2е- + S2- = CuS | –0,79 | |
| 2Cu – 2е- + S2- = Cu2S | –0,95 | |
| Cu – 2е- + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ | –0,05 | |
| Cu – 2е- + 2OH- = Cu(OH)2 | –0,224 | |
| Al – 3е- + 4OH- = [Al(OH)4]- | –2,33 | |
| Cr – 3е- + 4OH- = [Cr(OH)4]- | –1,27 | |
| Ga – 3е- + 4OH- = [Ga(OH)4]- | –1,22 | |
| Sn – 2е- + 4OH- = [Sn(OH)4]2- | –0,91 | |
| W – 6е- + 8OH- = WO + 4H22O | –1,05 | |
| Mo – 6е- + 8OH- = MoO + 4H22O | –1,05 | |
| Sb – 3е- + 4OH- = SbO + 2H22O | –0,675 | |
| SO42- + 8е- - + 10H+ = H2S + 4H2O | +0,303 | |
| SO42- + 6е- + 8H+ = S + 4H2O | +0,36 | |
| SO42- + 2е-- + 4H+ = SO2 + 2H2O | +0,17 | |
| NO3- + 8е- + 10H+ = NH4+ + 3H22O | +0,864 | |
| 2 NO3- + 10е- + 12H+= N2 + 6H2O | +1,24 | |
| 2 NO3- +8е- + 10H+ = N2O + 5H2O | +1,116 | |
| NO3- + 3е- + 4H+ = NO + 2H2O | +0,96 | |
| NO3- + е- + 2H+ = NO2 + H2O | +0,80 | |
| Au – 3е- = Au3+ | +1,50 | |
| Pt - 2е- = Pt2+ | +1,20 | |
| Au – 3е- + 4Cl- = AuCl4- | +1,00 | |
| Pt – 4е- + 6Cl-= PtCl62- | +0,68 |
При отклонении от стандартных условий окислительно-восстановительные потенциалы изменяются, поэтому можно осуществить реакции, невозможные при стандартных условиях. Например, серная кислота, значения которой равны 0, 0,303, 0,36 и 0,17 В (табл., строки 1, 20–22), при стандартных условиях окисляет только те металлы, которые в ряду напряжений расположены до водорода. Но концентрированная серная кислота при нагревании окисляет несколько металлов, стоящих после водорода – до серебра включительно.
Азотная кислота является сильным окислителем и может окислять все металлы, кроме золота и платины. Восстановление NO3--иона при этом может происходить параллельно по нескольким полуреакциям (табл., строки 23–27), поэтому при взаимодействии металлов с HNO3 получаются смеси продуктов восстановления (NH4NO3, N2, N2O, NO, NO2). Среди них термодинамически наиболее вероятным продуктом является азот, но по кинетическим причинам, преобладают оксиды азота NO и NO2. Записывая уравнения реакций металлов с азотной кислотой, обычно указывают только один продукт восстановления, которого образуется больше всего.
При взаимодействии многих металлов с азотной и концентрированной серной кислотами на поверхности металлов образуется плотная оксидная пленка, препятствующая дальнейшему окислению металла. Это явление называется пассивацией металла, и оно используется для защиты металлов от коррозии.
На восстановительную способность металлов влияет присутствие веществ, образующих с окисленным металлом комплексные соединения или малорастворимые продукты. Например, из сравнения полуреакций 4 – 6 видно, что восстановительная способность цинка в присутствии щелочей и аммиака выше, чем при их отсутствии.
2.3. Взаимодействие металлов с соляной и разбавленной серной
| <== предыдущая страница | | | следующая страница ==> |
| Средства населения, получаемые в результате коммерческой деятельности | | | Кислотами |
Дата добавления: 2015-07-26; просмотров: 194; Нарушение авторских прав
Мы поможем в написании ваших работ!