Приложение Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.

Окис- литель	Восстано- витель	Число эл-нов	Е, В		Окис- литель	Восстано- витель	Число эл-нов	Е, В
Li+	Li	1	-3.05		Pb2+	Pb	2	-0.13
Rb+	Rb	1	-2.39		2H+	H2	2	0.00
K+	K	1	-2.92		Sb3+	Sb	3	0.20
Na+	Na	1	-2.71		Bi3+	Bi	3	0.21
Mg2+	Mg	2	-2.36		Cu2+	Cu	2	0.34
Al3+	Al	3	-1.66		Ag+	Ag	1	0.80
Mn2+	Mn	2	-1.18		Au3+	Au	3	1.50
Zn2+	Zn	2	-0.76		S	S2-	2	0.48
Cr3+	Cr	3	-0.74		I2	2I	2	0.54
Fe2+	Fe	2	-0.44		Br2	2Br-	2	1.05
Cd2+	Cd	2	-0.40		Cl2	2Cl-	2	1.36
Co2+	Co	2	-0.28		S2O82-	2SO42-	2	2.01
Ni2+	Ni	2	-0.25		2H2O	H2+2OH-	2	-0.83
Sn2+	Sn	2	-0.14		O2+4H+	2H2O	4	1.23

Лабораторная работа№10 общие химические свойства металлов и их соединений

Работу выполнил_______________ Работу принял_________________

Дата выполнения_______________ Отметка о зачете________________

Введение

Металлы – вещества, основной отличительной особенностью которых в конденсированном состоянии является наличие свободных, несвязанных с определёнными атомами, электронов, способных перемещаться по всему объёму тела. Эта особенность металлического состояния вещества определяет собой всю совокупность свойств металлов.

К общим физическим свойствам металлов относится их высокая электропроводность, высокая теплопроводность, пластичность, т.е. способность подвергаться деформации при обычных и повышенных температурах, не разрушаясь.

В химических реакциях металлические элементы и в виде изолированных атомов, и в конденсированном состоянии проявляют только восстановительные свойства:

Me ® Meⁿ⁺ + ne

Изолированные атомы большинства металлов имеют на внешнем энергетическом уровне 1, 2 или 3 электрона. В периодической системе металлические элементы находятся в начале каждого периода, т.е. они имеют большие размеры атомов (по периоду размеры атомов убывают). Поэтому металлы характеризуются низкими значениями энергий ионизации и вступают во взаимодействие с неметаллическими элементами, проявляющими сродство к электронам.

Почти все металлы непосредственно взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды. Оксиды металлов по свойствам делятся на три большие группы:

основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам соответствуют гидратные соединения, являющиеся основаниями. Некоторые из них можно получить, непосредственно растворяя оксид в воде:

CaO + H₂O ® Ca (OH)₂

Кислотным оксидам металлов соответствуют гидратные соединения, обладающие кислотными свойствами: Mn₂O₇ + H₂O ® 2 HMnO₄

Оксиды, гидратные соединения которых обладают как свойствами основания, так и свойствами кислоты, называются амфотерными: ZnO, SnO, PbO, Аl₂О₃, Сr₂О₃ и др.

Оксиды и гидроксиды металлов являются чрезвычайно важными соединениями, т.к. в большинстве случаев защитные (незащитные) плёнки на металлах образованы именно этими соединениями, которые, следовательно, и определяют их свойства.

Изменение состава и характера оксидов и гидроксидов металлов, принадлежащих к одному и тому же периоду таблицы Д.И. Менделеева, в которых металл проявляет максимальную степень окисления, можно проследить на примере элементов начала четвёртого периода:

+1 K2O KOH	+2 CaO Ca(OH)2	+3 Sc2O3 Sc(OH)3	+4 TiO2 Ti(OH)4	+5 V2O5 HVO3	+6 CrO3 H2CrO4	+7 Mn2O7 HMnO4
основной			амфотерный	кислотный

Аналогично изменяется характер оксидов и гидроксидов одного и того жe элемента с увеличением его степени окисления:

+2 MnO Mn(OH)2	+3 Mn2O3 Mn(OH)3	+4 MNO2 Mn(OH)4	+5 Mn2O5 –	+6 MnO3 H2MnO4	+7 Mn2O7 HMnO4
основной		амфотерный	кислотный

Таким образом, в рассмотренных закономерностях изменения характера оксидов и гидроксидов наблюдается постепенное увеличение кислотных свойств от основных свойств и по периоду таблицы Д.И. Менделеева, и с увеличением степени окисления элемента.

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ МЕТАЛЛОВ В ВОДНЫХ СРЕДАХ.

Восстановительная активность металлов в водных средах характеризуется величиной стандартного электродного потенциала металла Е° (см. Приложение–1).

В качестве окислителя металла может использоваться вещество, имеющее более высокое значение стандартного электродного потенциала сопряжённой окислительно–восстановительной пары. Однако, в случае проведения химической реакции в условиях, отличающихся от стандартных условий, значение электродного потенциала вычисляется по формуле Нернста.

Электродвижущая сила (ЭДС) окислительно–восстановительной реакции, вычисленная по формуле: ЭДС = Е _{окислителя} – Е _{восстановителя} , имеет значение > 0, и следовательно, изменение энергии Гиббса: DG = – n F (ЭДС) удовлетворяет условию самопроизвольно идущему химическому процессу, а именно: DG < 0.