31 Взаимодействие металлов с солями

Соли — вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов,  отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов:

NaCl = Na⁺ + Cl⁻

Соли, состоящие из металла (или иона аммония) и кислотного остатка, относятся к средним.

Соли могут содержать водород — тогда их относят к кислым солям, например, гидрокарбонат натрия — питьевая сода* NaHCO₃.

Осно́вные соли содержат гидроксогруппу, как осно́вный карбонат меди (II)  — минерал малахит   (CuOH)₂CO₃.

Двойные соли образованы двумя металлами и одной кислотой, как сульфат калия-алюминия (квасцы) KAl(SO₄)₂

Смешанные соли образованы одним металлом и двумя кислотами.

Химические свойства:

1. Соли взаимодействуют с металлами — более активные металлы, расположенные левее в электрохимическом ряду напряжений**, вытесняют из солей менее активные металлы. Например, железо вытесняет медь из раствора хлорида меди (II): Fe + CuCl₂ = FeCl₂ + Cu↓

2. Соли, образованные более слабой или летучей кислотой, взаимодействуют с более сильными кислотами. Так, многие кислоты вытесняют угольную из растворов карбонатов: Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

3. Соли реагируют со щелочами, если образуется осадок нерастворимого гидроксида: CuCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Cu(OH)₂↓ или выделяется газ: NH₄Cl + NaOH = NaCl + H₂O + NH₃↑  (при нагревании)

4. Соли взаимодействуют друг с другом в случае образования осадка: NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl↓

Убедимся в том, что активные металлы вытесняют из солей менее активные. В ряду напряжений металлы расположены в порядке убывания активности.

Li, К, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au

Возьмем две колбы с раствором сульфата меди II (CuSO4). В одну колбу положим гранулы цинка Zn, в другую – частички железа. Растворы в обеих колбах начинают менять цвет. По истечении часа растворы полностью изменили цвет, значит, сульфата меди там совсем не осталось. Активные металлы цинк и железо заместили медь в сульфате и образовали соли. При этом цинк и железо окислились, а медь восстановилась.

CuSO4 + Zn = Zn SO4 + Cu CuSO4 + Fe = Fe SO4 + Cu

В одной колбе медь выделилась на частицах железа, в другой – на гранулах цинка. На цинке медь выделилась в виде рыхлой бурой массы. На железе осадок меди более плотный, характерного розового цвета

1) Mg + CuSO4 = MgSO4 +Cu

2)Mg + KNO3 =

3) Mg + NiCl2= MgCl2 + Ni

31 Электродные процессы.Понятия об электродном потенциале. Водородный электрод. Измерение электродных потенциалов.

Электродные процессы – процессы, связанные с переносом зарядов через границу между электродом и раствором. Катодные процессы связаны с восстановлением молекул или ионов реагирующего вещества, анодные – с окислением реагирующего вещества и с растворением металла электрода.

Электрохимические процессы – процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии. Их можно разделить на две группы: 1. процессы превращения химической энергии в электрическую ( гальванический элемент)

2. процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим проводником . Ионным проводником (проводником второго рода) служат растворы или расплавы электролитов и твёрдые электролиты. Электроды – проводники, имеющие электронную проводимость и находящиеся в контакте с ионным проводником. Их соединяют друг с другом металлическим проводником (называется внешней цепью). Общие закономерности электрохимических процессов

1. Законы Фарадея.

2. Законы термодинамики электрохимических процессов.

3. Законы кинетики электрохимических процессов.

1. Законы Фарадея

Количество вещества, испытавшего электрохимическое превращение на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества. Массы прореагировавших на электродах веществ про постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов:

M=Q*M/n*F

m=Q*M*BT/n*F

t=n*F*m/M*BT*I

M – молярная или атомная масса, моль/л;

Q=I*t – количество затраченного электричества (Кл);

I – сила тока, А;

t – время, с;

n – число электронов;

F – постоянная Фарадея (96500 Кл);

Вт – выход по току.

Законы термодинамики электрохимических процессов

Понятие об электродном потенциале.

Металл погрузим в раствор собственных ионов: начинается взаимодействие металла с компонентами раствора, в первую очередь с молекулами воды, у поверхности электрода. Происходит окисление металлов и выделение ионов (гидратированных), а в металле остаются электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами металла:

M + mH2O → M(H2O)mn+ + nē

то есть металл заряжается отрицательно, а раствор – положительно. И на границе металл-раствор образуется двойной электрический слой. Возникает разность потенциалов между металлом и раствором, которая называется электродным потенциалом или потенциалом электрода. Наряду с этим протекает обратная реакция – восстановление. С увеличением разности потенциалов скорость прямой реакции падает, обратной увеличивается и при некотором значении электродного потенциала устанавливается равновесие:

M ↔ Mn++ nē

Этот потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. Его абсолютное значение экспериментально определить невозможно, можно определить только разность. Относительными значениями электродных потенциалов и пользуются. Находят разность потенциалов, измеряемого электрода и электрода, потенциал которого равен 0(водородный).

Гальванический элемент Даниэля .На поверхности медной и цинковой пластин возникает двойной электрический слой. Потенциал цинкового электрода более отрицателен, чем потенциал медного электрода, и при замыкании внешней цепи, т.е. при соединении цинка с медью металлическим проводником, электроны переходят от цинка к меди. Возникают самопроизвольные процессы:

1. окисление в электрохимии называется анодным процессом, а электрод – анод:

Zn - 2ē → Zn2+

2. восстановление в электрохимии называется катодным процессом, а электрод –катод:

Cu2+ + 2ē → Cu0

3. движение электронов во внешней цепи.

4. движение ионов в растворе: SO42- - к аноду; Zn2+, Cu2+ - к катоду.

Эти процессы замыкают электрическую цепь гальванического элемента. Таким образом,суммарная реакция:

Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+

то есть, возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента (электрический ток). Поэтому суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей. Граница раздела между проводниками первого рода и проводниками второго рода обозначается |, а между проводниками второго рода ||: Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

Таким образом, в гальваническом элементе протекает химическая реакция, а во внешней цепи протекает электрический ток, происходит превращение химической энергии в электрическую, можно совершить электрическую работу за счёт энергии химической реакции

33 Гальвонический элемент. Окислительно-восстановительные процессы, протекающие на электродах данного Ni/Ni²⁺//Cu²⁺/Cu. Вычислите ЭДС при стандартных условиях.

Если окислительно-восстановительную реакцию осуществить так чтобы процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, и создать возможность перехода электронов от восстановителя к окислителю по проводнику (внешней цепи), то во внешней цепи возникает направленное движение электронов – электрический ток.

При этом энергия химической окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую энергию.

Устройство в которых происходит такое превращение, называется химическими источниками электрической энергии или гальваническими элементами.

Всякий гальванический элемент состоит из двух электродов – металлов, погруженных в растворы электролитов.

Электролиты сообщаются друг с другом соленного мостика или через пористую перегородку.

Рассмотрим механизм работы гальванического элемента на примере А-Zn/ZnSO₄//CuSO₄/Cu+К

Два сосуда соединяют с помощью соленого мостика. Это ионный проводник(проводит ионы) или и проводник второго рода. Металлические пластинки соединяются с помощью проводника первого рода – это проводник электронов. Если в цепь подключить вольтметр, то он укажет на наличие электрического тока. Прибор в котором энергия химической реакции преобразуется в электрическую – гальванический элемент.

Zn⁰ – 2e =  Zn²⁺ анодный процесс

Cu²⁺ + 2e = Cu⁰ катодный процесс

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

Э.д.с. гальванического элемента представляет собой разность электродных потенциалов окислителя и восстановителя, т.е. равна разности электродных потенциалов катода и анода. По значениям стандартных электродных потенциалов можно рассчитать стандартную э.д.с. элемента:

 

Е⁰ = j^о_катод - j^о_анод = j^оCu²⁺/Cu - j^оZn²⁺/Zn = 0,34-(-0,76) = +1,1(B)

При контакте металлического цинка с раствором собственной соли часть атомов цинка в виде ионов Zn⁺ под действием, полярных молекул растворителя переходят в раствор заряжая его положительно, при этом масса Zn пластинки уменьшается и оставшиеся на ней электроны сообщают отрицательный заряд, а на границе раздела «металл-раствор» возникает двойной электрический слой, характеризуемый скачком потенциала 

Скачок потенциала возникающий между двумя точками ЭДС называют ЭЛЕКТРОДНЫМ ПОЕНЦИАЛОМ (гальванический потенциал, элетрохимический потенциал, редокс потенциал)

АНОД-металл, который подвергается процессу окисления в гальваническом элементе(в нашем случае цинк), заряжен отрицательно

КАТОД – металл, который подвергается процессу восстановления, заряжен более положительно.

для приблизительной оценки возможности протекания реакции используют разность потенциалов полуэлементов называемых ЭДС=__

Если ЭДС системы >0, то самопроизвольно протекает окислительно-восстановительная реакция и электрохимическая ячейка является гальваническим элементом.

Если ЭДС<0, то окислительно-восстановительная реакция самопроизвольно не протекает и может протекать только при подачи энергии извне. Такой процесс называется ЭЛЕКТРОЛИЗОМ.

В нестандартных условиях потенциалом определяется с помощью уравнения Нериста.

(-)Ni/Ni²⁺//Cu²⁺/Cu(+)

Электронные уравнения: А: Ni⁰ - 2e → Ni²⁺ ЭДС= j_k -j_a= 0,337-(-0,250)=0,587 K: Cu²⁺ + 2e → Cu⁰

34 Формула Нернста. Вычислите ЭДС ГЭ, состоящего из Zn и Pb электродов с концентрацией электролитов: (Zn⁺²)=0.1 моль/л; (Pb⁺²)=0.01 моль/л.

Потенциометрические методы основаны на измерении электродвижущих сил (ЭДС):

E=E₁-E₂

где E - электродвижущая сила (ЭДС);  E₁ и E₂ - потенциалы электродов исследуемой цепи.

Потенциал электрода E связан с активностью и концентрацией веществ, участвующих в электродном процессе, уравнением Нернста:

(1)

где E0 - стандартный потенциал редокс-системы;  R - универсальная газовая постоянная, равная 8,312 Дж/(моль К); T - абсолютная температура, К; F - постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль; n - число электронов, принимающих участие в электродной реакции; a_ox, a_red - активности соответственно окисленной и восстановленной форм редокс-системы; [ox], [red] - их молярные концентрации; Г_ox, Г_red - коэффициенты активности.

А: Zn⁰ - 2e → Zn²⁺ ЭДС= j_k -j_a=  K: Pb²⁺ + 2e → Pb⁰

_В

_с помощью формулу нернста)