- •Электрохимические процессы Электролиз солей и расплавов
- •Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве идет процесс термической диссоциации:
- •главное, что вы должны помнить: в процессе
- •Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила.
- •2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона:
- •Процессы, происходящие на катоде
- •Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов
- •Анод нерастворимый (например, графитовый). В растворе идет процесс электролитической диссоциации:
- •Суммарное молекулярное уравнение:
- •Количественные характеристики электролиза * выражаются двумя законами Фарадея:
- •Величина называется электрохимическим эквивалентом вещества. Если продолжительность электролиза измерять в часах, то число
- •если металлическую пластинку (электрод) опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности
- •Гальванический элемент
- •если удалять из металла избыточные электроны, то равновесие (1) будет смещено вправо. Такие
- •Способность отдавать ионы в раствор у Zn больше, чем у Cu, поэтому концентрация
- •Электрохимическая цепь для медно-цинкового элемента имеет вид:
- •ДВОЙНОЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ СЛОЙ
- •Первые представления о двойном электрическом слое были развиты Гельмгольцем, который считал, что и
- •Так как методов прямого измерения электродных потенциалов не существует, то возможно только измерение
- •Равновесный потенциал зависит:
- •Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в
- •Термодинамика гальванического элемента
- •Комплексные соединения
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Соединения с комплексными анионами. Вначале называют комплексный анион в именительном падеже: перечисляют лиганды,
- •Реакции образования комплексных соединений
- •Образование комплексных солей.
- •Образование комплексных солей.
- •Реакции разрушения комплексных соединений
- •Нагревания некоторых комплексных соединений:
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Величина, обратная Кн, называется константой устойчивости:
- •Из 110 известных к настоящему времени элементов только 22 относятся к неметаллам, большинство
- •Металлам присущи характерные признаки, проявляющиеся, как правило, одновременно:
- •Металлам присущи характерные признаки, проявляющиеся, как правило, одновременно:
- •Металлы реагируют с простыми веществами - неметаллами: со фтором – почти все металлы,
- •. С водой взаимодействуют, вытесняя водород из воды, только те металлы, значение электродных
- •Более сильным окислителем, чем серная кислота, является азотная. В разбавленной азотной кислоте окислителем
- •Коррозия – самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс разрушения металла при взаимодействии с окружающей средой. Среда,
- •лектрохимическая коррозия - это окисление металлов в электропроводных средах, сопровождающееся образованием и протеканием
- •Механизм электрохимической коррозии связан с возникновением и работой на поверхности металла во влажной
- •К основным методам защиты от коррозии относятся:
- •Применение коррозионно-стойких материалов.
- •ром. Внешняя электронная конфигурация атома хрома 3d54s1. В соединениях обычно проявляет степени окисления
- •Железо. Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3d64s2. Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивые
- •Железо легко реагирует с галогенами и галогеноводородами, давая соли, например хлориды FeCl2 и
- •Галогены
- •Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные
- •Галоген
- •В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.
- •2. Получение фтора.
- •Химические свойства галогенов
- •1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.
- •1.5. Водород горит в атмосфере фтора:
- •2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно
- •образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи. Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом
- •апример, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):
- •Галогеноводороды Строение молекулы и физические свойства
- •Химические свойства галогеноводородов 1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные
- •Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду
- •ачественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.
- •4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr –
- •Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:
- •Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):
- •Способы получения галогенидов 1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с
- •4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.
- •Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды
- •Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.
- •Хлорноватистая кислота и ее соли
- •3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени
- •Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями, если образуется слабый электролит.
- •лорноватая кислота и ее соли
- •1. Хлораты – сильные окислители.
- •Хлорная кислота и ее соли
- •Водород
- •типичные
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •2. Водород взаимодействует со сложными веществами: 2.1. Восстанавливает металлы из основных и
- •Применение водорода
- •Водородные соединения металлов
- •Химические свойства
- •Кислород
- •Получение кислорода 1. Промышленный способ — перегонка жидкого воздуха и электролиз воды:
- •Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:
- •С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:
- •Озон
- •Сера и ее соединения
- •Способы получения серы
- •Химические свойства серы
- •2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства.
- •2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида. Например, сера
- •Сероводород
- •Способы получения сероводорода
- •Химические свойства сероводорода
- •Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
- •4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца,
- •Способы получения сульфидов
- •Химические свойства сульфидов
- •3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При
- •6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на
- •Оксид серы (IV)
- •химические свойства оксида серы (IV):
- •3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2. При
- •4. В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять
- •Оксид серы (VI)
- •Химические свойства оксида серы (VI)
- •Серная кислота H2SO4
- •Способы получения
- •Назначение и уравненяи реакций
- •Химические свойства
- •Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды Также серная
- •5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов
- •При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
- •При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
- •Химические свойства
- •Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо
- •Азот
- •Способы получения азота
- •Химические свойства азота
- •1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием
- •Способы получения аммиака В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами.
- •В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и
- •среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20
- •3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов,
- •7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может
- •Способы получения солей аммония
- •химические свойства солей аммония
- •3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:
- •Оксиды азота
- •Оксид азота (I)
- •химические свойства оксида азота (I):
- •Оксид азота (II)
- •Химические свойства.
- •оксид азота (III)
- •Оксид азота (IV)
- •Химические свойства.
- •3. Оксид азота (IV) – сильный окислитель. В атмосфере оксида азота (IV) горят
- •Оксид азота (V)
- •Химические свойства оксида азота (V).
- •Азотная кислота HNO3 – это сильная одноосновная кислота-
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород!
- •Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду
- •Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:
- •7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной,
- •Азотистая кислота
- •Соли азотистой кислоты — нитриты
- •В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей. При окислении йодидов или соединений
- •Углерод
- •химические свойства
- •1.4.С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:
- •2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:
- •образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:
- •Способы получения В лаборатории угарный газ можно получить действием
- •Химические свойства
- •4.Под давлением оксид углерода (II) реагирует с щелочами. При этом образуется формиат –
- •Способы получения В лаборатории углекислый газ можно получить разными способами:
- •3. Углекислый газ также образуется при термическом разложении нерастворимых карбонатов и при разложении
- •Химические свойства
- •3. Углекислый газ взаимодействует с карбонатами. При пропускании СО2 через раствор карбонатов образуются
- •Карбонаты и гидрокарбонаты
- •Гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов
- •Щелочные металлы
- •Химические свойства 1. Щелочные металлы — сильные восстановители. Поэтому они
- •1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:
- •2.2.Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой)
- •С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:
- •Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:
- •Оксиды щелочных металлов Способы получения
- •Химические свойства Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды. Вступают в
- •Пероксиды щелочных металлов Химические свойства
- •При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При
- •Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образовани-ем сульфата натрия:
- •Гидроксиды щелочных металлов (щелочи) Способы получения
- •Химические свойства 1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и
- •Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том,
- •4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или
- •6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и хрома. При этом в
- •8.Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития разлагается при нагревании до
- •Нитраты и нитриты щелочных металлов Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются
- •Щелочно-земельные металлы
- •Химические свойства 1. Щелочноземельные металлы — сильные восстановители.
- •1.4. С азотом магний взаимодействует при комнатной температуре с образованием нитрида:
- •Щелочноземельные металлы горят на воздухе при температуре около 500°С, в результате также образуются
- •2.3. При взаимодействии щелочноземельных металлов с концентрированной серной кислотой образуется сера.
- •Оксиды щелочноземельных металлов Способы получения
- •Химические свойства
- •4. Оксид бериллия взаимодействует с щелочами и основными оксидами.
- •Гидроксиды щелочноземельных металлов Способы получения
- •химические свойства
- •3. Гидроксиды кальция, стронция и бария реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При
- •6. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и
- •Нитраты щелочноземельных металлов Нитраты кальция, стронция и бария при нагревании разлагаются
- •3.Карбонаты щелочноземельных металлов взаимодействуют с более сильными кислотами с образованием новой соли, углекислого
- •Жесткость воды Постоянная и временная жесткость
- •Способы устранения жесткости
- •Алюминий
- •Химические свойства 1. Алюминий – сильный восстановитель. Поэтому он реагирует со многими неметаллами.
- •2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами: 2.1. Реагирует ли алюминий с водой?
- •2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации
- •2.5. Алюминий – амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия
- •Еще пример:
- •Оксид алюминия можно получить различными методами: 1. Горением алюминия на воздухе:
- •Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с
- •6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства. Например, оксид алюминия реагирует с гидридом
- •1.Гидроксид алюминия можно получить действием раствора аммиака на соли алюминия.
- •Хлорид алюминия реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида алюминия, сероводорода и хлорида
- •. Гидроксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются
- •Нитрат и сульфат алюминия Нитрат алюминия при нагревании разлагается на оксид
- •гидроксокомплекс разрушается под действием избытка углекислого газа. При этом с СО2 реагирует NaOH
- •Например, с соляной кислотой:
- •При этом хлор диспропорционирует.
- •Гидролиз солей алюминия
- •Алюминаты
- •Бинарные соединения Сульфид алюминия под действием азотной кислоты окисляется до сульфата:
Реакции образования комплексных соединений
Комплексные соединения обычно получают действием избытка лигандов на содержащее комплексообразователь соединение. Координационное число, как правило, в 2 раза больше степени окисления комплексообразователя. Из этого правила бывают, однако, исключения.
Образование гидроксокомплексов.
AlCl3 + 6NaOH(изб) = Na3[Al(OH)6] + 3NaCl
AlCl3 + 4NaOH(изб) = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
ZnSO4 + 4NaOH(изб) = Na2[Zn(OH)4] + Na2SO4
Образование комплексных солей.
Если комплексообразователем является Fe2+ или Fe3+, то координационные числа в обоих случаях равны шести:
FeCl2 + 6KCN(изб) = K4[Fe(CN)6] + 2KCl
Fe2(SO4)3 + 12KCN(изб) = 2 K3[Fe(CN)6] + 3K2SO4
Координационные числа ртути и меди, как правило, равны четырем:
Hg(NO3)2 + 4KI(изб) = K2[HgI4] + 2KNO3
CuCl2 + 4NH3(изб) = [Cu(NH3)4]Cl2
Для большинства аква- и амминных комплексов ионов d- элементов координационное число равно шести:
NiCl2 + 6NH3 (изб) = [Ni(NH3)6]Cl2
Образование комплексных солей.
Если комплексообразователем является Fe2+ или Fe3+, то координационные числа в обоих случаях равны шести:
FeCl2 + 6KCN(изб) = K4[Fe(CN)6] + 2KCl
Fe2(SO4)3 + 12KCN(изб) = 2 K3[Fe(CN)6] + 3K2SO4
Координационные числа ртути и меди, как правило, равны четырем:
Hg(NO3)2 + 4KI(изб) = K2[HgI4] + 2KNO3
CuCl2 + 4NH3(изб) = [Cu(NH3)4]Cl2
Для большинства аква- и амминных комплексов ионов d-элементов координационное число равно шести:
NiCl2 + 6NH3 (изб) = [Ni(NH3)6]Cl2
Реакции разрушения комплексных соединений
Разрушение комплексных соединений происходит в результате: образования малорастворимого соединения с комплексообразователем:
[Cu(NH3)4]SO4 + Na2S = CuS↓ + 4NH3↑ + Na2SO4
образования более прочного комплексного соединения с комплексообразователем или с лигандом:
[Cu(NH3)4]SO4 + 4KCN(изб) = K2[Cu(CN)4] + 4NH3↑ + K2SO4 [Cu(NH3)4]SO4 + 4HCl = 4NH4Cl + CuSO4
образования малодиссоциированного электролита:
Na2[Zn(OH)4] + 4HCl(изб) = 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
действия любой сильной кислоты на гидрокомплексы; в этом случае образуется соль и вода:
К3[Al(OH)6] + 6HCl(изб) = 3KCl + AlCl3 + 6H2O
Нагревания некоторых комплексных соединений:
[Cu(NH3)4]SO4 → CuSO4 + 4NH3↑
Na3[Al(OH)3] → Na3AlO3 + 3H2O
окислительно-восстановительных реакций:
2Na[Ag(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2Ag 6K4[Fe(CN)6] +K2Cr2O7 +7H2SO4=6K3[Fe(CN)6] +Cr2(SO4)3 +4K2SO4 +7H2O
Диссоциация комплексных соединений
Комплексные соединения в водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы. В то же время комплексный ион диссоциирует в незначительной степени как ассоциированный электролит. Количественной характеристикой диссоциации внутренней сферы в растворе является константа нестойкости, представляющая собой константу равновесия процесса диссоциации комплексного иона.
Например, в растворе комплексное соединение [Ni(NH3)6]SO4 диссоциирует следующим образом:
[Ni(NH3)6]SO4 = [Ni(NH3)6]2+ + SO42-
Для комплексного иона [Ni(NH3)6]2+, диссоциирующего по уравнению
[Ni(NH3)6]2+ → Ni2+ + 6NH3
константа равновесия процесса диссоциации носит название константы нестойкости Кн. Для рассматриваемого процесса Кн равна
Кн = [Ni2+]·[NH3]6 / [[Ni(NH3)6]2+]
Величина, обратная Кн, называется константой устойчивости:
Ку = 1/Кн
Она представляет собой константу равновесия процесса образования комплексного иона:
Ni2+ + 6NH3 ↔ [Ni(NH3)6]2+
Константа нестойкости Кн связана с изменением энергии Гиббса процесса диссоциации комплекса уравнением:
ΔGTо = — RTln Кн
Из 110 известных к настоящему времени элементов только 22 относятся к неметаллам, большинство же элементов – металлы. К металлам относят все s-, d-, f-элементы, а также p-элементы, условно располагающиеся в нижней части периодической системы от диагонали, проведенной от бора к астату. Металлы – это элементы, между атомами которых осуществляется металлическая связь. Это сильно нелокализованная связь, когда свободные электроны (электронный газ) связывают положительные ионы металла, находящиеся в узлах кристаллической решетки. Для осуществления металлической связи необходимо, чтобы атомы имели свободные орбитали на валентном уровне. Металлическая связь не насыщена и не направлена: она объединяет очень большое число атомов, и при дальнейшем их увеличении делокализация электронов усиливается. Перекрывание s-орбиталей зависит
только от расстояния между ними и не зависит от направлений, по которым они сближаются.
Металлам присущи характерные признаки, проявляющиеся, как правило, одновременно:
1.Твердость – сопротивление к царапанью, вдавливанию.
2.Пластичность – способность необратимо деформироваться под действием механических нагрузок.
3.Блеск – способность компактного куска металла отражать свет.
4.Большая электро- и теплопроводность. Все эти физические свойства можно объяснить наличием электронного газа в компактном куске металла.
5.Тугоплавкость – если Тпл>1359 0C – тугоплавкие (Ti, Zr, V, Cr, Mo, W)
– это связано с прочностью кристаллических решеток этих металлов.
Главным признаком металлов как химических веществ является их способность терять электроны при взаимодействии с другими атомами, проявляя восстановительные свойства. В соответствии с восстановительной способностью получен ряд химической активности металлов: от Li до Al – активные, от Al до H+ – средней активности. Металлы, расположенные в ряду активности справа от водорода, называют малоактивными, или благородными.
Металлам присущи характерные признаки, проявляющиеся, как правило, одновременно:
1.Твердость – сопротивление к царапанью, вдавливанию.
2.Пластичность – способность необратимо деформироваться под действием механических нагрузок.
3.Блеск – способность компактного куска металла отражать свет.
4.Большая электро- и теплопроводность. Все эти физические свойства можно объяснить наличием электронного газа в компактном куске металла.
5.Тугоплавкость – если Тпл>1359 0C – тугоплавкие (Ti, Zr, V, Cr, Mo, W) –
это связано с прочностью кристаллических решеток этих металлов. Главным признаком металлов как химических веществ является их способность терять электроны при взаимодействии с другими атомами, проявляя восстановительные свойства. В соответствии с восстановительной способностью получен ряд химической активности металлов: от Li до Al – активные, от Al до H+ – средней активности. Металлы, расположенные в ряду активности справа от водорода, называют малоактивными, или благородными.