34. Взаимодействие металлов с соляной, серной и азотной кислотой.

Соляная: В соляной кислоте окис. явл. катион водорода H⁺, поэтому при взаимод. мет. с сол. кислотой образуется соль и водород, если ОВП мет. < ОВП водорода в кислой среде.

Zn+HCl=ZnCl2+H2

Серная: При взаимод. мет. с разбав. серной кислотой окислит. явл. катион водорода Н⁺, и при взаимод. с мет., ОВП которых < 0 образуется соль и выделяется водород. Zn+H2SO4(разб)=ZnSO4+H2

При взаимод. мет. с концентр. серной кислотой окисл. явл. S⁺⁶

кот. восстанавливается в зависимости от активности металла.

Me+H2SO4(конц)=MeSO4+H2S+H2O

H2SO4(холодно конц.) пассивирует мет.: Al, Fe, Cr, Ni

Пассивация- образование нерастворимой плёнки на пов-ти мет. Fe+H2SO4(хол. конц.)=Fe2O3+SO2+H2O

H2SO4(горяч. конц.) растворяет практически все металлы.

Азотная: При взаимод. металлов с HNO3 никогда не выделяется водород, т.к. окислителем явл. азот N⁺⁵.

Me+HNO3 =	Разб(для неакт мет) MeNO3+NO+H2O
	Конц(для неакт мет) MeNO3+NO2+H2O
	Разб(для акт мет) MeNO3+N2+H2O
	Конц(для акт мет) MeNO3+N2O+H2O
	Очень разбавл(акт) MeNO3+NH4NO3+H2O

Конц. азотная кислота пассивирует мет.: Al, Fe, Cr, Ni

35. Взаимодействие металлов с водой и растворами щелочей. Роль оксидных плёнок. Примеры.

Me+H2O. С водой взаимодействуют только щелочные(1гр, глав подгр) и щелочно-земельные(2гр, глав подгр) мет. т.к. их оксидная плёнка растворяется водой.

Me+щёлочь. С раст-ми щелочей взаимодейств. те Me, которые покрыты амфотерной оксидной плёнкой Be, Zn, Al, Su, Pb, Cr

Окс. плёнка защищает мет. от химического воздействия.

Пример разруш. окс. об: Al2O3+NaOH=NaAlO2+H2O

36. Взаимодействие металлов с растворами солей

Cu+Zn(NO₃)₂

1)Проверяем соотношение активностей металлов. Если в чистом виде металл более активный, то он вытеснит металл из соли. 2)Гидролиз соли по первой ступени:

а) Zn(NO₃)₂+H₂O=HNO₃+ZnOHNO₃

б) Проводим реакцию разрушения оксидной оболочки (для Al,Be,Zn,Mg) с продуктами гидролиза, кислотой или щелочью. в) проводим реакцию взаимодействия металла с продуктами гидролиза, кислотой или щелочью

Cu+HNO_3(разб)= Cu(NO₃)₂+H₂O+NO

г)проводим реакцию взаим. металла с водой Cu+ H₂O≠

д)проверяем ОВП реакции в)и г).Протекает та реак-я, чье ОВП имеет большее значение.

Если в растворе соли в следствии гидролиза кислая среда, то необходимо рассмотреть возможность взаимодействия металла с соответствующей кислотой.

37. Гальванические элементы. Процессы Даниэля-Якоби.

Гальванический элемент — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока.

При работе элемента Даниэля-Якоби протекают следующие процессы:1) реакция окисления цинка.2) реакция восстановления ионов меди Cu2+ + 2е~ —*Си. Процессы восстановления в электрохимии получили название катодных процессов,, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называют катодами; 3) движение электронов во внешней цепи; 4) движение ионов в растворе: анионов (S04~) к аноду, катионов (Cu2+, Zn2+) к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента. Суммируя электродные реакции, получаем Zn + Cu2+ = Cu+Zn2+

ЭДС гальв. эл-та- ∆Φ той ОВР, которая самопроизвольно протекает в у.р. ЭДС=∆Φ^катод-∆Φ^анод . ЭДС гальв. элем всегда положительное число.