Лабораторна робота № 5 Хімічні властивості металів.

Окислювально-відновними реакціями (ОВР) називаються реакції, що протікають зі зміною ступеня окислювання - «окисного числа» – елементів, що входять до складу реагуючих речовин. овр являють собою два напівпроцеси: окислювання і відновлення, самостійне існування кожного з який неможливе, однак їхнє одночасне протікання забезпечує реалізацію єдиного процесу. Незважаючи на те, що ступінь окислювання змінюють частки, окислювачами і відновниками прийнято вважати сполуки, що містять ці атоми.

Окислювання – це процес, що супроводжується віддачею атомом електронів і підвищенням його ступеня окислювання. Речовини, які містять частки, що підвищують ступінь окислювання, називаються відновниками:

Са^о  Са²⁺ + 2ē (Cа^o – 2ē  Ca²⁺).

Відновлення – це процес приєднання електронів атомами, у результаті якого ступінь окислювання знижується. Речовини, які містять частки, що знижують ступінь окислювання, називаються окислювачами:

S^o + 2 ē  S^2-

Для визначення ступеня окислювання використовують величину відносної електронегативності (χ), що характеризує спорідненість атома до електрона. При сполученні двох атомів зсув електронних пар, що утворять хімічні зв'язки, відбувається убік того з них, у якого величина х більше. У загальному випадку питання про знак ступеня окислювання атомів у молекулі зважується шляхом порівняння х елементів, що утворять молекулу. Наприклад, у молекулі KCl₃ такий розподіл виглядає у такий спосіб:

Х_К= 0,8 ; Х_CI= 3,0 ; Х_O= 3,4

На структурній формулі напрямок стрілець показує зсув електронних пар:

З цього випливає, що кисень має максимальну величину Х и тому має ступінь окислювання, рівний –2, калій і хлор відповідно позитивну: К⁺, Cl⁺⁵.

Якщо молекулу утворять однакові атоми або атоми з дуже близькими значеннями Х, то ступені окислювання атомів прийнято вважати рівними нулю.

Для визначення ступеня окислювання атомів у хімічній сполуці використовують наступні правила:

1. Ступінь окислювання атомів у простих речовинах дорівнює нулю (наприклад О₃, S, Zn та ін.).

2. Метали завжди мають позитивний ступінь окислювання.

3. Водень у всіх сполуках, крім гідридів металів (NaН, ВаН₂ та ін.), має ступінь окислювання +1; у гідридах металів - -1.

4. Ступінь окислювання кисню дорівнює –2. Виключення складають пероксиди – сполуки, що містять групу -О- (Н₂О₂, К₂О₂ та ін.) і деякі інші речовини (ОF₂ O⁺¹).

5. Ступінь окислювання іонів лужних і луго-земельних металів дорівнює величині їхніх зарядів (наприклад: K⁺, Nа⁺, Mg²⁺,Ca²⁺ і т.п.).

6. Ступінь окислювання багатьох елементів може бути як позитивним, так і негативним (Н₂S^2-, Na₂S⁺⁴О₃).

При складанні рівнянь ОВР необхідно дотримувати наступні правила:

1. Визначити ступені окислювання атомів у вихідних речовинах і продуктах реакції.

2. Число відданих електронів дорівнює числу прийнятих.

3. Число атомів, що вступають у реакцію, повинне бути рівним числу атомів, що входять до складу продуктів реакції.

Для підбора коефіцієнтів застосовуються два методи:

1. Електронного балансу – звичайно в тих випадках, коли реагують прості речовини, наприклад:

Н₂ + Сl₂ H⁺¹Cl^-1.

2. Іонно-електронного балансу – у тому випадку, якщо окислювачі або відновники у своїй сполуці містять складні іони:

КМnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄  MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Причому, для визначення продуктів реакції необхідно враховувати середовище, у якому здійснюється даний процес (H₂SO₄ - сірчана кислота - створює кисле середовище).

1. Визначаються ступені окислювання:

(Mn⁺⁷O₄)^-, (S⁺⁴O₃)^2-, Mn²⁺, (S⁺⁶O₄)^2-.

2. Записуються рівняння напівреакцій, визначається число електронів, що беруть участь у реакціях окислювання і відновлення:

( Mn⁺⁷O₄)^- + 5e + 8H⁺  Mn²⁺ + 4H₂O 2

(S⁺⁴O₃)^2- - 2е + H₂O (S⁺⁶O₄)^2- +2H⁺ 5

3. Рівняння напівреакцій збільшуються на додаткові множники і складаються ліві і праві частини напівреакцій:

2Mn₄^- + 10е +16H⁺ = 2Mn²⁺ + 8H₂O

+

5SO₃^2- - 10е +5H₂O = 5SO₄^2-+ 10H⁺

2 Mn₄^- + 10е + 16H⁺ + 5SO₃^2-- 10е +5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

2Mn₄^- + 5SO₃^2- + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5SO₄^2- + 3H₂O

4. Отримані коефіцієнти розставляються в молекулярному рівнянні і перевіряється закон збереження маси:

2KMn₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂О

Для кількісної характеристики ОВР звичайно використовуються стандартні, відносні окислювально-відновні потенціали (Е^о). Аналіз ОВР доцільно проводити з погляду електрохімічних процесів – це хімічні процеси, що супроводжуються виникненням електричного струму або такі, що викликаються струмом.

Розглянемо природу електрохімічних процесів на прикладі занурення металевої пластинки у воду. Під дією полярних молекул води іони металу відриваються від поверхні пластинки і у гідратованому стані переходять у рідку фазу. Остання при цьому заряджається позитивно, а на металевій пластинці з'являється надлишок електронів.

Завдяки електростатичному притяганню на границі роздягнула фаз виникає подвійний електричний шар (ПЕШ), що гальмує подальший перехід іонів металу у воду. Через якийсь час настає рівновага:

Ме_(т)  Меⁿ⁺(р-н) + n ē

або з урахуванням гідратації іонів:

Me + m₂O  [Me(H₂O)_m] ⁿ⁺ + n ē

Стан цієї рівноваги залежить від природи металу, концентрації його іонів у розчині, від температури. Стрибок потенціалу на границі метал/розчин у стані рівноваги називається електродним потенціалом, абсолютне значення якого виміряти безпосередньо не можливо. Разом з тим задача спрощується, якщо необхідно вимірити різницю електродних потенціалів для двох пар метал–розчин. Такі пари називаються напівелементами, а виникаюча різниця потенціалів – електрорушійною силою (ЕРС). Умовилися визначати електродні потенціали металів стосовно стандартного водневого електрода, потенціал якого довільно прийнятий за нуль.

Якщо пластинку металу, занурену в розчин його солі з концентрацією іонів металу, рівною 1 моль/л, з'єднати зі стандартним водневим електродом, то вийде гальванічний елемент, ЕРС якого при 25^оС і характеризує відносний стандартний електродний потенціал металу. Причому, значення мають знак «-», якщо електрод металу стосовно водню виступає відновником, а знаком «+» відзначені стандартні потенціали електродів, що є окислювачами. Значення Е^о=ЕРС зведені в таблицю – електрохімічний ряд напруг металів. Усі метали умовно можна розділити у такий спосіб:

До I групи відносяться активні метали.

До II групи – метали середньої активності.

До III – пасивні метали.

Продукти взаємодії металів з кислотами залежать від активності металів і концентрації кислоти:

Азотна кислота є дуже сильним окислювачем. У водяних розчинах HNO₃ водень метали не витісняють. Для неї характерно наступне: чим активніше метал і розведеніша кислота HNO₃, тим глибше йде ОВР:

З лугами взаємодіють метали, оксиди і гідроксиди яких амфотерні.

Варто мати також на увазі, що, чим активніше метал, тим більш сильним відновником він є.

Дослід 1. Взаємодія цинку з кислотами і лугами.

а) Дія соляної кислоти:

Випробувати в окремих пробірках дію розведеної і концентрованої соляної кислоти на шматочки цинку. Написати рівняння реакцій. Чи є розходження в дії на цинк розведеної і концентрованої кислоти?

б) Дія сірчаної кислоти:

Випробувати в двох пробірках дію на цинк розведеної і концентрованої сірчаної кислоти. Дослід проводити під тягою. Другу пробірку злегка підігріти. Спостерігати в ній виділення сірки і по запаху визначити наявність сірководню. Написати рівняння реакцій.

в) Дія азотної кислоти:

Випробувати дію на цинк розведеної і концентрованої азотної кислоти. Дослід проводити під тягою. У першій пробірці при легкому нагріванні виділяється безбарвний оксид азоту (NO), що, з'єднуючись з киснем повітря, переходить у NО₂, утворюючи слабке побуріння у верхній частині пробірки. В другій пробірці спостерігати бурхливе виділення червоно-бурих пар диоксиду азоту NО₂ (нюхати не слід). Написати рівняння реакцій.

г) Дія лугів:

Налити в пробірку 2–3 мл розчину гідроксиду натрію і насипати в неї кілька гранул цинку. Через якийсь час спостерігати виділення водню. Пробірку можна злегка підігріти. Написати рівняння реакції, що відбувається.

На підставі явищ, що спостерігаються, зробити висновок про активність цинку. Написати рівняння реакцій.

Дослід 2. Взаємодія міді з кислотами і лугами.

а) Дія соляної кислоти і розведеної сірчаної кислоти:

випробувати в двох пробірках дію на мідь соляної і розведеної сірчаної кислот. Спостерігати явища, що відбуваються.

б) Дія концентрованої сірчаної кислоти:

випробувати дію концентрованої сірчаної кислоти на мідь. Якщо реакція на холоді не відбувається, обережно підігріти пробірку. Спостерігати явища, що відбуваються.

в) Дія азотної кислоти:

в окремих пробірках випробувати дію розведеної і концентрованої азотної кислоти на мідь. Дослід проводити під тягою. Спостерігати явища, що відбуваються.

г) Дія лугів:

випробувати дію лугу на мідь на холоді і злегка підігрівши пробірку. Спостерігати явища, що відбуваються. На підставі явищ, що спостерігаються, зробити висновок про активність міді. Написати рівняння реакцій. Пояснити відмінність хімічних властивостей міді від хімічних властивостей цинку.