1. Электродные потенциалы металлов. Факторы, определяющие положение металла в ряду стандартных электродных потенциалов.
Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой ме расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me
Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au
Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в ОВР в водных р-рах.
Ряд напряжений используется на практике для сравнительной оценки хим активности ме в р-циях с водными р-рами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:
Ме, стоящие левее Н, являются более сильными в-лями, чем ме, расп правее: они вытесняют последние из р-ров солей. Напр, взаимодействие Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu возможно только в прямом направлении. Ме, стоящие в ряду левее, вытесняют водород при взаим-ии с водными р-рами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
Ме, стоящие в ряду правее, с водными р-рами кислот-неокислителей при обычн усл не вз-ют.
При электролизе ме, стоящие правее Н, выделяются на катоде; восст-е ме умеренной активности сопровождается выделением Н2; наиболее активные ме (до алюминия) невозможно при обычн усл выделить из водных р-ров солей.
Уравнение Нернста — ур-ние, связывающее ОВ потенциал системы с активностями в-в, входящих в электрохимическое ур-ние, и стандартными электродными потенциалами ОВ пар.
где
Е — электродный потенциал, Е0 — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;
R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
T— абсолютная температура;
F — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль−1;
n — число моль электронов, участвующих в процессе;
и a — активности соответственно окисленной и восстановленной форм в-ва, участвующего в полуреакции.
2. Кислородосодержащие кислоты хлора. Методы получения. Закономерности в изменении кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот
Хлорноватистая кислота HClO
Физические свойства: Сущ только в виде разбавленных водных р-ров.
Получение: Cl2 + H2O = HCl + HClО
Хим св-ва HClO - слабая к-та и сильный ок-ль:
1)Разлагается на свету, выделяя атомарный кислород HClO = HCl + O 2HClO=Cl2O+H2O (в присутствии водоотнимающих средств)
3HClO=2HCl+HClO3 (при нагревании)
2)Со щелочами дает соли - гипохлориты
HClO + KOH = KClO + H2O
3) Взаимодействует с галогеноводородами
2HI + HClO = I2 + HCl + H2O
4)Явл сильным ок-лем: HClO+H2O2=O2+HCl+H2O
Хлористая кислота HClO2
Физические свойства: Сущ только в водных р-рах.
Получение: Обр при взаим-ии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в среде H2SO4:
2KClO3+H2C2O4+H2SO4=K2SO4+2CO2+2СlO2+ 2H2O 2ClO2 + H2O2 = 2HClO2 + O2
Хим св-ва HClO2 - слабая кислота и сильный ок-ль; соли хлористой кислоты - хлориты:
1)Со щелочами HClO2 + KOH = KClO2 + H2O
2)Неустойчива, при хранении разлагается
4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
Хлорноватая кислота HClO3
Физические св-ва: Устойч только в водных р-рах.
Получение: Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4
Хим св-ва: HClO3 - Сильная к-та и сильный ок-ль; соли хлорноватой кислоты - хлораты:
6P + 5HClO3 = 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH = KClO3 + H2O
KClO3 - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Бертоллетову соль исп в кач-ве ок-ля; при нагревании она разлагается:
4KClO3 = KCl + 3KClO4 (без катализатора)
2KClO3 = 2KCl + 3O2 (катализатор MnO2)
Хлорная кислота HClO4
Физические свойства: Бесцветная жидкость, t°кип. = 25°C, t°пл.= -101°C.
Получение KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4
Хим св-ва HClO4 - очень сильная к-та и очень сильный ок-ль; соли хлорной кислоты - перхлораты.
1) Взаимодействует со щелочами
HClO4 + KOH = KClO4 + H2O
2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO4 = 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 = KCl + 2O2
Билет 27