Чалова Химия

61

4.Расстановка коэффициентов электронного баланса (с учетом состава соединений) перед окислителем и восстановителем и продуктами их превращений:

K2Cr2O7 + 6KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + K2SO4 + H2O

5.Определение коэффициентов материального баланса для всех остальных элементов:

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

6. Проверка по суммарному числу атомов кислорода в левой и в правой части уравнения:

Метод ионно-электронного баланса применяют для составления уравне-

ний ОВР, протекающих в водных растворах. Он включает следующие этапы:

1.Составление схемы реакции с учетом диссоциации сильных электролитов на ионы:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O (молекуляр-

наяформа)

K++MnO4– +2Na++SO32–+2H++SO42-→Mn2++SO42-+2Na++SO42–+H2O (ионная форма)

2. Определение частиц, изменивших в результате реакции состав или заряд:

3.Составление полуреакций окисления и восстановления. Причем матери-

альный баланс подбирается с использованием частиц H2O и H+ - для реакций в кислой среде и частиц H2O и OH– - для реакций в щелочной среде

MnO4– + 8H+ → Mn2+ + 4H2O

SO32– + H2O → SO42– + 2H+

4.Определение заряда каждой из систем до и после превращения; определение числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем

электронов:

62

6.Сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на со ответствующие коэффициенты электронного баланса, «приведение по

добных членов» и составление краткого ионного уравнения:

2MnO4– + 16H+ + 10e + SO32– + 5H2O – 10e →2Mn2+ + 8H2O + 5SO42– + 10H+

2MnO4– + 6H+ + 5SO32– → 2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O (краткое ионное уравнение)

7.Составление молекулярного уравнения. Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в молекулярное (с учетом состава соединений):

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O + K2SO4

8.Определение коэффициентов перед элементами, не участвовавшими в ОВР (например, К).

9.Проверка по суммарному числу атомов кислорода в левой и правой части

уравнения:

9.2.Направление протекания окислительно-восстановительных реакций

Условием протекания окислительно-восстановительных реакций является наличие двух сопряженных окислительно-восстановительных пар, причем взаимодействие осуществляется между сильным окислителем и сильным восстановителем с образованием слабого окислителя и слабого восстановителя:

окислитель (1) + восстановитель (2) → восстановитель (1) + окислитель (2)

Свойства сопряженной окислительно-восстановительной пары характеризует

окислительно-восстановительный потенциал (φок./вос.).

Чем больше величина окислительно-восстановительного потенциала, тем более сильным окислителем является окисленная форма системы и тем слабее выражены восстановительные свойства восстановленной формы.

Чем меньше величина окислительно-восстановительного потенциала, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма системы.

В самопроизвольных окислительно-восстановительных реакциях окислитель имеет больший (более положительный), а восстановитель – меньший (менее положительный) окислительно-восстановительный потенциал.

φок(1) > φвос(2)

Следовательно, разность окислительно-восстановительных потен-

циалов - электродвижущая сила (ЭДС) – самопроизвольно протекающих окислительно-восстановительных реакций положительна.

ЭДС = φок(1) – φвос(2) > 0

64

ность, в которой металлы расположены в порядке увеличения стандарт-

Окислительная способность катионов металлов увеличивается Стандартный электродный потенциал пары металл/катион металла увеличивается

Анализ ряда стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов

1.Чем левее металл в ряду, тем он химически активнее, легче окисляется и труднее восстанавливается из ионов.

Чем правее стоит металл в ряду, тем меньше его восстановительная способность и тем более выражена окислительная способность катионов металла.

2.Каждый металл, не разлагающий воду, вытесняет все последующие, правее стоящие металлы, из растворов их солей.

Например

3.Металлы, стоящие в ряду левее водорода, характеризуются отрицательными значениями окислительно-восстановительных потенциалов и вытесняют молекулярный водород из растворов кислот (HCl, CH3COOH, RCOOH, H2SO4(разб.)…)

2Мео + 2nH+ → 2Men+ + nH2

восстановитель окислитель

Металлы, стоящие в ряду правее водорода, характеризуются положительными значениями окислительно-восстановительных потенциалов и не вытесняют молекулярный водород из растворов кислот.

65

9.3.2.Взаимодействие металлов с водой

Окислителем в воде является ион Н+. Окислительные свойства системы

H / H 2 0,059 pH

Внейтральной водной среде рН=7 и H / H 2 0,41B . Термодинамически воз-

можна реакция воды с металлами, для которых

т.е. стоящими в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов левее Cd. Однако большинство из них покрыты защитными оксидными пленками, нерастворимыми в воде, которые и «пассивируют» металлы. Поэтому активно взаимодействуют с водой только щелочные (IA группа) и щелочно-земельные металлы. Продуктами реакции являются молекулярный водород и растворимые гидроксиды металлов.

2Me + 2nH2O → 2Me(OH)n + nH2

9.3.3.Взаимодействие металлов с водными растворами щелочей

Сводными растворами щелочей взаимодействуют металлы, оксиды и гидроксиды которых растворимы в щелочах, и выполняется условие протекания окислительно-восстановительных реакции

К ним относятся «амфотерные» металлы : Be, Al, Ga, Sn, Pb, Zn. Продуктами реакции являются молекулярный водород и гидроксокомплексы

2Me + 2nH2O + (8–2n)OH- → 2[Me(OH)4]n-4 + nH2

Например:

Zn + 2H2O + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4] + H2

66

9.3.4.Взаимодействие металлов с растворами кислот, окисляющими ионом Н+

К этой группе относятся кислоты, анионы которых не проявляют окисли-

тельных свойств. Например, HF, HCl, HBr, HI, H2CO3, H2S, H3PO4, H2SO4(разб.), RCOOH….

Окислителем в них является ион Н+, по отношению к которому термодинамически неустойчивы все металлы, стоящие в ряду стандартных окислитель- но-восстановительных потенциалов левее водорода

Продуктами реакции металлов с растворами кислот, окисляющими ионом Н+ являются молекулярный водород и соль металла (в меньшей степени окисле-

ния).

2Ме + 2nH+ → 2Men+ + nH2

Например:

2Al + 6HCl → 2AlCl3+3H2

+2

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2

разб.

Большинство металлов покрыто оксидами основного или амфотерного характера, растворимыми в кислотах. Поэтому оксидные пленки не пассивируют металлы в кислой среде, за исключением молибдена, вольфрама…, на поверхности которых оксиды – MoO3, WO3 – проявляют кислотные свойства.

Пассивирование металлов в кислой среде возможно, если образующаяся на поверхности металла соль, плохо растворима. Например:

9.3.5.Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой

Вразбавленной серной кислоте окислителем является ион Н+, в концентрированной – анион SO42-, за счет S+6. Восстановление сульфат - аниона возможно до серы (S), диоксида серы (SO2) или сероводорода (H2S).

→ H2

SO2↑ (газ с резким запахом) S↓ (белый осадок)

H2S↑ (газ с характерным запахом «тухлых яиц»)

Концентрированная серная кислота окисляет металлы, стоящие в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов левее серебра. Продуктами реакции металлов с концентрированной серной кислотой являются соль – сульфат металла в высокой степени окисления, вода и продукт восстановления S+6 (SO2, S или H2S). Взаимодействие, как правило, протекает не селективно, по нескольким направлениям

67

Например

MgSO4 + H2O + SO2

Mg + H2SO4 концMgSO4 + H2O + S

MgSO4 + H2O + H2S

Некоторые металлы (Be, Al, Fe, Co, Ni, V, Nb…) «на холоду» концентрированной серной кислотой пассивируются.

9.3.6.Взаимодействие металлов с азотной кислотой

Вазотной кислоте окислителем является анион – NO3–, восстановление которого возможно до любого из продуктов, в соответствии со схемой

N2 N2O

Окислительно-восстановительные потенциалы для всех реакций восстановления HNO3 близки, поэтому процессы взаимодействия металлов и азотной кислоты неселективные.

Продуктами взаимодействия металла с азотной кислотой являются соль-нитрат металла в высокой степени окисления, вода и продукты восстановления N+5 (NO2, HNO2, NO…, NH+4), состав которых определяется активностью металла и концентрацией кислоты. Концентрированная азотная кислота восстанавливается преимущественно до оксида азота (IV); разбавленная – преимущественно до NO с неактивными металлами или до NH4+ – с активными металлами

2. 4Zn + 10HNO3 разб. → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

3. Fe + 4HNO3 разб. → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

Окисляются азотной кислотой металлы, стоящие в ряду стандартных окисли- тельно-восстановительных потенциалов до серебра включительно. Некоторые металлы (Be, Al, Cr, Fe, Co, Ni…) концентрированной азотной кислотой на холоде пассивируются.

68

9.4.Лабораторная работа № 5 Химические свойства металлов

Опыт 1. Взаимодействие металлов с соляной кислотой.

Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов

В пять пробирок налить по 1 мл 2 М раствора соляной кислоты и поместить в каждую пробирку по одному кусочку металла Mg, Zn, Fe, Pb, Cu. Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Пробирку со свинцом нагреть, после охлаждения добавить 2 капли сульфида натрия.

-Отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется;

-расположить металлы в порядке уменьшения их активности по отношению к соляной кислоте;

-какой металл не взаимодействует с соляной кислотой;

-составить уравнения реакций

Mg + HCl → …;

Zn + HCl → …;

Fe + HCl → …;

-определить окислитель и восстановители;

-выписать из табл.3 приложения значения стандартных окислительно- восстановитель-ных потенциалов электрохимических систем

-рассчитать ЭДС проведенных реакций

ЭДС = φок . – φвос.

-указать, какие из проведенных реакций термодинамически возможны;

-сформулировать условие самопроизвольного протекания окислительновосстановительной реакции;

-отметить, какие изменения происходят в пробирке со свинцом после нагревания;

-составить уравнение реакции

Pb + HCl → …;

- составить уравнение реакции, подтверждающей наличие ионов Pb2+ в растворе

PbCl2 + Na2S → …;

-ответить, почему свинец не взаимодействует с соляной кислотой при комнатной температуре;

-объяснить, что такое «пассивирование металла»;

-сформулировать, какие металлы могут вытеснять молекулярный водород из кислот.

69

Опыт 2. Взаимодействие металлического цинка с растворами солей

В пять пробирок внести по грануле металлического цинка и прилить по 1мл раствора соли в первую пробирку–хлорида магния; во вторую–сульфата железа (II); в третью – хлорида олова (II); в четвертую – нитрата свинца (II); в пятую – сульфата меди (II). Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Используя универсальный индикатор, измерить рН в растворах солей.

-Отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется;

-ответить, реакция металлов с водными растворами – гомогенная или гетерогенная;

-ответить, с раствором какой соли цинк не взаимодействует;

-составить уравнения основных реакций:

Zn + FeSO4 …;

Zn + SnCl2 …;

Zn + Pb(NO3)2 …;

Zn + CuSO4 …;

-указать восстановитель и окислитель;

-используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (табл.3 приложения), рассчитать ЭДС проведенных реакций:

ЭДС = φок - φвос;.

-расположить растворы солей в порядке увеличения ЭДС и активности их взаимодействия с цинком;

-используя ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, сформулировать, какие металлы могут быть «вытеснены» из растворов их солей цинком;

-по измеренной величине рН, ответить, какая среда в каждом из растворов солей;

-ответить, какой газ выделяется;

-составить уравнения побочных реакций:

Me2+ + H2O MeOH+ + H+ (уравнение гидролиза)

Zn + H+ …

Опыт 3. Взаимодействие металлов - Ca и Mg - с водой

В две пробирки налить по 2-3 мл дистиллированной воды и добавить 2 капли раствора фенолфталеина. В одну пробирку поместить немного металлического магния, в другую-кальция. Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 3-5 минут. Пробирку с магнием нагреть на спиртовке до кипения.

-Отметить, как протекает реакция с Mg при комнатной температуре; с Mg при нагревании;

-сравнить активность металлов Ca и Mg ;

-составить уравнения реакций:

Ca + H2O

Mg + H2O ;

- указать восстановители и окислитель; какой газ выделяется;

70

-рассчитать потенциал «водородного электрода» H / H 2 0,059 pH

при рН=7;

-рассчитать ЭДС реакций: ЭДС = φок. – φвос.;

-ответить, почему при комнатной температуре магний практически не взаимодействует с водой;

-что «пассивирует» Mg и почему при нагревании реакция осуществляется;

-отметить, в какой пробирке окраска фенолфталеина более интенсивная;

-используя рис. 2, по окраске фенолфталеина указать, какая среда в растворах полученных продуктов;

-ответить, какие металлы активно взаимодействуют с водой.

Опыт 4. Взаимодействие металлов – Al, Sn и Zn с водным раствором щелочи

Налить в три пробирки по 1-2 мл концентрированного раствора щелочи - гидроксида натрия - и поместить в каждую из пробирок один из металлов (в первую – алюминиевую стружку, во вторую – гранулу цинка, в третью – гранулу олова). Пробирки осторожно нагреть на спиртовке.

-Отметить, как протекает реакция металлических Al, Zn, и Sn с водным раствором щелочи;

-растворы каких веществ называют щелочами, привести примеры;

-сравнить активность металлических Al, Zn и Sn по отношению к водному раствору щелочи;

-ответить, чем покрыт каждый из металлов;

-составить уравнения реакции растворения оксидных пленок металлов в растворе гидроксида натрия, учитывая, что образуются гидроксокомплексы

Al2O3 + NaOH + H2O …

ZnO + NaOH + H2O …

SnO2 + NaOH + H2O …;

-составить уравнения реакций металла с раствором гидроксида натрия, учитывая, что образуются соответствующие гидроксокомплексы с координационным числом, равным четырем:

Al + NaOH + H2O …

Zn + NaOH + H2O …

Sn + NaOH + H2O …;

-указать восстановители и окислитель;

-ответить, какой газ выделяется;

-выписать (табл.3 приложения) значения стандартных окислительно-

восстановительных потенциалов электрохимических систем

Me + 4OH- - ne [Me(OH)4]n-4:

- сравнить их значения с соответствующими потенциалами для процессов окисления в кислой среде: