Свойства химических элементов

Размещено на http://www.allbest.ru/

1. Окислительно-восстановительные реакции

окислительный электролиз металл галоген

1.1 Степень окисления элемента. ОВР. Примеры с подбором коэффициента (э и и-э схемы)

Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в природе и технике. В качестве примеров окислительно-восстановительных процессов, протекающих в природных биологических системах, можно привести реакцию фотосинтеза у растений и процессы дыхания у животных и человека, реакции обмена веществ в живых организмах. Процессы сжигания топлива, протекающие в топках котлов тепловых электростанции и в двигателях внутреннего сгорания, являются примерами технически важных окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительные реакции можно наблюдать в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и кругооборота элементов в природе. С их помощью получают многие ценные продукты (аммиак, щелочи, азотную, соляную, серную кислоты и т. д.). Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую в гальванических элементах и аккумуляторах. Они же лежат в основе мероприятий по охране природы. Исследование космоса стало возможным вследствие использования реакций между такими сильными восстановителями, как водород, гидразин и керосин, и окислителями - кислородом и оксидами азота.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ:

а) все реакции замещения:

Zn⁰+H₂¹⁺SO₄ = Zn²⁺SO₄+H₂⁰ ;



б) реакции соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество:

Fe⁰+S⁰ = Fe²⁺S^2-,

2 FeCl₂+Cl₂ = 2 FeCl₃ ;

в) реакции разложения, когда требуется хотя бы одно простое вещество:

2Ag⁺₂O = 4Ag+O₂

Изменение степени окисления связано с потерей или приобретением электронов. Поэтому реакции данного типа называются электронно-динамическими.

Современная классификация - по донорно-акцепторному механизму:

а) электрон-донорно-акцепторные - это окислительно-восстанови-тельные реакции;

б) протон-донорно-акцепторные - кислотно-основное взаимодействие по Бренстеду-Лоури;

в) партикуло-донорно-акцепторные - реакции комлексообразования

1.2 ОВ двойственность. Реакции диспропорционирования. Примеры

Окислительно-восстановительная двойственность - это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует. (Подробнее об окислителях, восстановителях, промежуточной степени окисления можно узнать в предыдущем разделе). Например, окислительно-восстановительную двойственность проявляют все неметаллы (кроме фтора и кислорода), нитриты, сульфиты, некоторые сложные вещества:

3S + 2Al (t) = Al2S3

S + O2 = SO2

PbO + CO = Pb + CO2

2PbO + O2 = 2PbO2

Диспропорционимрование (дисмутация) -- химическая реакция, в которой один и тот же элемент выступает и в качестве окислителя, и в качестве восстановителя, причём в результате реакции образуются соединения, которые содержат один и тот же элемент в разных степенях окисления.

HNO2=HNO3+NO+H2O

1.3 Внутримолекулярные ОВР. Примеры

Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования) - реакции, которые идут с изменением степени окисления одинаковых атомов в молекуле одного и того же вещества, т.е. функцию окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент. Эти реакции возможны для веществ, которые содержат атомы в промежуточной степени окисления:

Cl2 + Н2О = НСlO (HCl + O*) + HCl

Существуют вещества, которые в одних реакциях проявляют свойства окислителя, в других - восстановителя. Окислительно-восстановительная двойственность характерна для а) атомов и молекул неметаллов IVA-VIIA подгрупп, а также бора и водорода; б) атомов элементов с переменной валентностью (S, Cl,Br); в) пероксидные соединения (Н2О2, ВаО2 и др.).

S2- - восстановитель > So - S4+ <S6+ - окислитель

Диспропорционимрование (дисмутация) -- химическая реакция, в которой один и тот же элемент выступает и в качестве окислителя, и в качестве восстановителя, причём в результате реакции образуются соединения, которые содержат один и тот же элемент в разныхстепенях окисления.

Примером может служить реакция взаимодействия оксида азота(IV)с водой: 2no2/4->hno3/5+hno2/3 или разложение хлората калия: 4kclo3/5->(t)kcl/-1+3kclo4/7. Некоторые реакции диспропорционирования идут только при определенном рН среды. Например, иод диспропорционирует только в щелочной среде:

3i2+6oh/- ->5i/-+io3/5+3h2o

Реакция диспропорционирования обратна реакции конпропорционирования. Чтобы понять, при каких условиях возможна реакция диспропорционирования, можно использовать диаграмму Фроста, диаграмму Пурбе или таблицу окислительно-восстановительных потенциалов.

1.4 Электродные (ОВ) потенциалы и их измерение. Нормальный водородный электрод. Уравнение Нернста

Разность потенциалов, возникающую между металлом и окружающей его водной средой, называют электродным потенциалом. При погружении металла в раствор соли этого металла равновесие смещается. Повышение концентрации ионов данного металла в растворе облегчает процесс перехода ионов из раствора в металл. Металлы, ионы которых обладают значительной способностью к переходу в раствор, будут заряжаться и в таком растворе положительно, но в меньшей степени, чем в чистой воде. Для неактивных металлов равновесная концентрация ионов металла в растворе очень мала. Если такой металл погрузить в раствор соли этого металла, то положительно заряженные ионы выделяются на металле с большей скоростью, чем происходит переход ионов из металла в раствор. Поверхность металла получит положительный заряд, а раствор отрицательный из-за избытка анионов соли. И в этом случае на границе металл - раствор возникает двойной электрический слой, следовательно, определенная разность потенциалов (рис. в). В рассмотренном случае электродный потенциал положительный. Уравнение Нернста справедливо для гальванических элементов, составленных из двух металлических электродов. Таким образом, уравнение Нернста может быть использовано для расчёта ЭДС гальванических элементов с учётом активности потенциалопределяющих ионов в цепи. Если активность ионов металла в растворе не равна единице, то электродный потенциал металла не является стандартным. Зависимость электродного потенциала металла от активности потенциалопределяющих ионов в растворе дается уравнением электродного потенциала Нернста: ф(Me/z+|=ф0Me/z+|Me+(b/z)*lgaMe/z+

Стандартный водоромдный электрод -- электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используютплатину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода.



1.5 Критерий направленности ОВР

Протекание окислительно-восстановительных реакций зависит от природы взаимодействующих веществ и от условий проведения реакций. 1. От концентрации реагента

Zn+h2so4/1(razb)=znso4/2+h2 (OxH/+)

Zn+2h2so4/6(konc)=Znso4/2+s+2h2o (OxS/6)

2. Температуры реакции

Cl2+2koh=kcl/-1+kclo/-1+h2o (cold)

3Cl2+6koh=5kcl/-1+kclo3/+5+3h20 (hot)

3. Наличия катализатора.

4nh3/-3+3o2=2n2+6h2o/-2 (bez)

4nh3/-3+5o2=4no/2+6h2o/-2 (c)

4. Влияние характера среды - окислительно-восстановительные реакции протекают в разных средах.

2kmno4/7+5na2so3/4+3h2so4=2mnso4/2+5na2so4/6+k2so4+3h20 (kisl)

2kmno4/7+3na2so3/4+h2o=2mno2/4+3na2so4/6+2koh (neu)

2kmno4/7+na2so3/4+2koh=2k2mno4/6+na2so4/6+h2o (shel)

Окислительно-восстановительные реакции самопроизвольно протекают всегда в сторону превращения сильного окислителя в слабый сопряженный восстановитель или сильного восстановителя в слабый сопряженный окислитель. Прогнозировать направление окислительно-восстановительной реакции можно с помощью анализа значений окислительно-восстановительных потенциалов сопряженных пар.

1.6 Необратимые источники постоянного тока. Примеры

К химическим источникам тока, в которых происходит прямое преобразование химической энергии В электрическую, относят гальванические элементы. Гальванические элементы -- это первичные химические источники тока, в которых химические реакции необратимы. В простейшем виде элемент представляет собой два электрода из разных металлов, погруженных в раствор электролита. При этом на одном из электродов (катоде) идет реакция растворения материала электрода - или окисления, при которой электрод теряет электроны, отдавая их во внешнюю электрическую цепь. На другом электроде (аноде) идет реакция восстановления-- нейтрализации ионов материала, окружающего электрод, за счет электронов, поступающих с катода по внешней цепи. Разность потенциалов (электродвижущая сила) для различных элементов находится в пределах от 0,85 до 6 В. В наиболее широко применяемых гальванических элементах (для питания радиоприемников, карманных фонарей и т. д.) положительный электрод представляет собой угольный стержень и массу из активированного угля или смеси двуокиси марганца с графитом, а отрицательный -- цинковую обкладку 3 в виде стаканчика или чашечки. В качестве электролита чаще всего используется раствор нашатыря. Галетному элементу придана плоская форма, удобная для соединения в батарею. На наружную сторону цинкового электрода нанесен специальный электропроводный слой, не пропускающий электролит. Собранный элемент покрывают тонкой хлорвиниловой пленкой. Такое устройство имеет, например, батарея «Крона». Пленочное покрытие изолирует отдельные элементы с боков, препятствует вытеканию электролита, но легко пропускает газы, образующиеся внутри элемента. Масса из активированного угля несколько выступает из галеты для удобного контакта с другой галетой. В этих батареях активный материал используется лучше и полнее, чем у стаканчиковых батарей. Сухие гальванические элементы поступают потребителю в готовом виде; водоналивные перед употреблением необходимо залить чистой водой. Напряжение гальванического элемента всегда меньше, чем развиваемая им э.д.с, во-первых, вследствие падения напряжения внутри элемента на его внутреннем сопротивлении, во-вторых, из-за явления поляризации электродов в результате электрохимических реакций, происходящих на поверхности электродов под влиянием проходящего в цепи тока. Например, выделение водорода на катоде и кислорода на аноде сопровождается возникновением потенциалов поляризации, которые направлены навстречу электродным потенциалам и снижают их. Чтобы уменьшить влияние поляризации на работу элемента, применяют деполяризаторы -- вещества, которые принимают на себя водород или кислород, вступают с ними в реакцию и таким образом способствуют снижению потенциала поляризации. В гальванических элементах с угольным электродом в качестве деполяризатора используется двуокись марганца. Чтобы в электрической цепи получить напряжение, превышающее напряжение одного элемента, элементы соединяют в батарею, включая их последовательно, то есть положительный полюс каждого предыдущего элемента соединяют с отрицательным полюсом последующего (рис. 3.3, а). Общая электродвижущая сила батареи в этом случае равна сумме электродвижущих сил отдельных элементов:

E_об = Е₁ +Е₂ + Е₃ + ... + Е_n.

Когда элементы одинаковы и их э.д.с. равны, э.д.с. батареи, состоящей из п элементов,

Е_об = n* Е_эл.

Гальванические элементы необходимо защищать от коротких замыканий и не рекомендуется проверять «на искру». Напряжение их следует измерять под нагрузкой. При отсутствии нагрузки вольтметр покажет э.д.с., которая не характеризует степени использования батареи.

1.7 Обратимые источники постоянного тока (аккумуляторы). Примеры

Аккумуляторы -- вторичные химические источники электрической энергии -- обладают способностью накапливать (аккумулировать) химическую энергию под действием электрического тока и затем, по мере надобности, отдавать ее в виде электрической энергии во внешнюю цепь. При правильной эксплуатации аккумуляторы выдерживают до 500 и более циклов заряд -- разряд. В буферном режиме, когда аккумулятор включен параллельно с генератором постоянного тока и служит главным образом для сглаживания колебаний напряжения последнего, срокслужбы и счисляется годами. В настоящее время широкое применение находят кислотные (свинцовые), щелочные (кадмиево-никелевые, железоникелевые, серебряно-цинковые) аккумуляторы. В серебряно-цинковых аккумуляторах в качестве активных материалов участвуют серебро и окись цинка. Электролитом служит раствор едкого калия. Эти батареи в 6 раз легче и в 5 раз меньше по размерам, чем свинцово-кислотные того же заряда. Они используются в ответственных электроустановках. В свинцовых аккумуляторах в качестве активного вещества на положительном электроде служит двуокись свинца Рb0₂.на отрицательном электроде -- губчатый металлический свинец Рb. Электролит -- раствор серной кислоты H₂S0₄ плотностью 1,18...1,29 г/см3. При разряде свинцового аккумулятора происходит химический процесс, описываемый уравнением Pb0₂ + Pb + 2H₂S0₄ - 2PbS0₄ + 2Н₂0. При заряде процесс идет в обратном направлении. В кадмиево-никелевых аккумуляторах активными веществами положительного электрода являются окислы никеля, смешанные для увеличения электропроводности с графитом, а отрицательного электрода -- губчатый металлический кадмий в смеси с губчатым железом. Электролитом служит раствор едкого кали или едкого натра, иногда с добавлением едкого лития. В железоникелевых аккумуляторах вместо кадмия использован мелкий порошок железа, поэтому их стоимость значительно ниже. Недостаток железоникелевых аккумуляторов -- значительный саморазряд. В обозначении аккумуляторов первое число показывает, сколько аккумуляторных банок в батарее, последнее -- каков электрический заряд* батареи в ампер-часах или кулонах: 1 А * ч = 3,6 кКл. Основной характеристикой аккумуляторов является их электрический заряд измеряемый в ампер-часах. Его вычисляют как произведение силы тока при разряде на продолжительность этого режима. Так, если электрический заряд равен 100 Ач, то при силе тока 10 А обеспечивается работа токоприемника в течение 10 ч, при силе тока 5 А -- в течение 20 ч и т. д. Электрический заряд зависит от конструкции аккумулятора, от качества его зарядки, а также от силы разрядного тока.

1.8 Электролиз расплавов и растворов. Примеры. Закон электролиза

Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор.

Различают электролиз растворов и электролиз расплавов. Оба эти процесса существенно отличаются друг от друга. Отличие - в наличии растворителя. При электролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов - только ионы самого вещества.

Электролиз расплавов

При электролизе расплавов в процессе участвуют только ионы вещества, которое подвергается электролизу. Например, если подвергнуть электролизу расплав поваренной соли (NaCl), то на аноде будет выделяться тот же газ - хлор, а вот на катоде вместо водорода будет восстанавливаться чистый металл - натрий (Na). Именно таком способом в промышленности получают металлический натрий и другие щелочные и щелочноземельные металлы. Таким же образом получают другие щелочные металлы (калий (K), литий (Li), кальций (Ca)), проводя ток через расплавы их солей.

Электрод, заряженный положительно - анод. Электрод, заряженный отрицательно - катод. При электролизе происходит окисление анода (он растворяется) и восстановление катода. Именно поэтому анод следует брать таким, чтобы его растворение не повлияло на химический процесс, протекающий в растворе или расплаве. Такой анод называют инертным электродом

1.9 Электрохимическая коррозия металлов и защита от нее. Электролиз с растворимым анодом

В качестве растворимых анодов могут быть Сu, Ni, Cd, AI и другие металлы. При этом виде электролиза анод - металл окисляется (растворяется), образующиеся катионы металла перемещаются к катоду и на нем восстанавливается до металла. Т.о. металл растворимого анода осаждается на катоде.

Электролиз с растворимым анодом имеет важное техническое значение, например он широко применяется для очистки металлов - электрорафинирования.При прохождении тока в электролизере идут следующие электродные полупроцессы.

Окисление на аноде Сu (черновая) - 2е > Сu²⁺

Восстановление на катоде Сu²⁺ + 2е > Сu (особо чистая)

При электролизе с растворимым анодом на аноде не выделяется газообразный кислород.

На основании экспериментальных данных в 1833-1834г.г. Фарадей установил соотношение между количеством электричества, прошедшего через раствор, и количеством вещества, прореагировавшего при этом на электродах:

1 закон Фарадея - количество вещества, прореагировавшего при электролизе на электродах, прямо пропорционально количеству электричества, прошедшего через раствор.

m = KQ = KIф, где: ( 6.15)

т - масса прореагировавшего на электродах вещества, кг

Q- количество электричества, прошедшего через раствор, Кл

I- сила тока, А

ф - продолжительность процесса электролиза, с

Коэффициент К в 6.15 - это электрохимический эквивалент вещества, равный количеству прореагировавшего на электродах вещества под действием 1кл электричества.



2. Элементы главных подгрупп 7-5гр

2.1 Водород и его соединения. Получение водорода и его применение

Водород имеет простейшую структуру и состоит из одного протона. Элемент I группы периодической системы. Атомный номер 1. Существует в виде Н2. В большинстве соединений Впроявляет степень окисления +1. В гидридах металлов -- -1. Восстанавливает металлы из их оксидов. образует гидриды. H2O2 Переоксид водорода Получение:

а) Конверсия с водяным паром при 1000 °C CH4 + H20 <> CO + 3H2

б) Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C H20 + C <> CO + H2

в) Действие разбавленных кислот на металлы Zn + H2SO4 > ZnSO4 +H2

г)гидролиз гидридов NaH + H2O > NaOH + H2

2.2 Общие свойства галогенов. Получение простых веществ и их свойства

Хим. элементы главной подгруппы VII гр. периодич. системы: фтор, хлор, бром, иод и астат. Молекулы двухатомны. Внеш. электронная оболочка атомов имеет конфигурацию s2p5. Сродство атомов галогенов к электрону и энергия диссоциации молекул возрастают от F к Cl, а затем уменьшаются к I. Степени окисления галогенов: -- -1 (наиб. характерная); + 1 (НОF, НХО и др.); + 3 у Сl и Вr (НХО2, XF3); + 4 у Сl, Вr, I (ХO2); + 5 (НХO3, XF5 и др.); + 6 у Сl (Сl2О6); + 7 у Сl, Вr и I (HC1O4, Cl2O7, НВrO4, IF7 и др.). При обычных условиях F2 и Сl2-газы, Вr2-жидкость, I2 и At2- твердые в-ва. С увеличением ат. массы окраска галогенов становится более интенсивной - от бледно-желтой у F до темно-красной у Br и темно-фиолетовой у I Все галогены, кроме F, раств. в воде; I раств. хуже, чем Cl и Br; F2 окисляет воду до О2, О3 и OF2 (фторид кислорода). В водных р-рах Сl2 и Вr2 образуют гидраты Х2*nН2О. Галогены-сильные окислители. наиб. активен F, образующий соед. со всеми хим. элементами, кроме Не, Ne и Аr. Реакц. способность галогенов убывает с увеличением ат. массы и обычно возрастает в присут. влаги и других галогенов. Получение

а) 2K2MnF6 + 4SbF5 = 4KSbF6 + 2MnF3 + F2

б)Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха.

4HCl + O2 > 2H2O + 2Cl2

в) Cl2 + 2Br/- > 2Cl/- + Br2

г) Бром и йод получают действием окислителя на бромиды или йодиды в кислой среде:

MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = Br2 + MnSO4 + K2SO4 + 2H2O;

2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + 2NaHSO4 + 2H2O

2.3 Окисление галогенами простых и сложных веществ. Примеры. Взаимодействие хлора с раствором щелочи

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. F -- самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения.

2Al + 3F2 = 2AlF3

Взаимодействие F со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2^ + 4HF + Н2О2.

Свободный Сд также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у F. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением O, N и благородных газов.

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

Cl вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами: СН3-СН3 + Cl2 > СН3-СН2Cl + HCl, Химическая активность Br меньше, чем у F и Cl, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис-пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж, Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой: Н2 + I2 = 2HI

Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами

2Li + At2 = 2LiAt

В результате взаимодействия хлора с раствором щелочи получается, смесь солей хлорноватистой и соляной кислот. Образующийся раствор («жавелевая вода») обладает сильными окислительными свойствами и широко применяется для отбелки тканей и бумаги.

K2CO3 + Cl2 = KClO + KCl + CO2

2.4 Галогеноводороды. Получение, химический свойства и их применение

Галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. Высокая растворимость в воде позволяет получать концентрированные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. Фтороводородная кислота относится к числу слабых, остальные галогеноводородные кислоты - сильные. Сила кислот в ряду HF - HCl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в этом же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота. Водным растворам галогеноводородов присущи все свойства сильных кислот. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты и их соли выступают в качестве восстановителей.

2.5 Кислородные соединения галогенов и их химические свойства

Все кислородсодержащие соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, меньше - оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Больше всего устойчивых соединений образует хлор. Из соединений кислорода с фтором существует только фторид кислорода OF2. Хлор образует четыре оксида, степень окисления хлора +1, +3, +4, +7; бром - один, степень окисления брома +4, и большое число неустойчивых оксидов; йод - один, степень окисления йода +5. Все оксиды неустойчивы, разлагаются с большим выделением тепла.

2.6 Кислород. Простые вещества, их получение и свойства

На внешнем энергетическом уровне атома кислорода содержится 6 электронов, которые имеют электронную конфигурацию 2s(2)2p(4) Кислород всегда имеет степень окисления -2, кроме соединений с фтором, в них он проявляет положительные степени окисления +1 и +2. Кислород - типичный неметалл. По значению электроотрицательности кислород уступает лишь фтору, поэтому со всеми остальными элементами он проявляет окислительные свойства. Известны три аллотропные модификации кислорода - кислород О2, озон О3 и крайне неустойчивый тетракислород О4. Получение:

а) Электролизом воды:

2H2O = 2H2 + O2

б) Электролизом водного раствора гидроксида натрия (электроды никелевые):

2H2O = 2H2 + O2.

в) Кислород атмосферы имеет биологическое происхождение и образуется в зеленых растениях из воды при фотосинтезе с участием хлорофилла и энзимов:

12Н2О + 6СО2 = 6О2 + С6Н12О6 + 6Н2О.



2.7 Оксиды, пероксиды, супероксиды и озониды. Получение и свойства

Оксиды (хим.соед.с О): При взаимодействии кислотного оксида с основным образуется соль. Оксиды взаимодействуют с водой, если образуется растворимая кислота или растворимое основание. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, а кислотные с основаниями. Получение: Взаимодействие простых веществ (2Н2+О2=2Н2О), горение, термическое разложение солей (СаСО3=СфО+СО2), термическое разложение оснований/кислот (4HNO3=4NO2+O2+2H2O), окисление, взаимодействие некоторых металлов с водой, с кислотами-окислителями, при действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли, взаимодействие слабых неустойчивых кислот с более сильными. Пероксиды(вещества, где О соед. друг с другом): Пероксиды легко выделяют кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид, для органических веществ и сегодня в русском языке часто используют термин перекись. Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны (пероксид ацетона), в частности, они легко образуются фотохимически при длительном освещении эфиров в присутствии кислорода. Поэтому перед перегонкой многие эфиры (диэтиловый эфир, тетрагидрофуран) требуют проверки на отсутствие пероксидов. Пероксиды замедляют синтез белка в клетке. В зависимости от структуры различают собственно пероксиды, надпероксиды, неорганические озониды. Получение: например электролиз серной кислоты или раствора сульфата аммония в серной кислоте, в ходе которо образуется надсерная кислота с послед.гидролизом последней до пероксида и серной кислоты

h2s2o8+2h2o=h2o2+2h2so4

так же BaO2+H2SO4=BaSO4+H2O2

2BaO+O2=2BaO2).

2.8 Сера. Нахождение в природе, получение и применение. Химические свойства серы

Хим. элемент VI гр. На внешнем энергетическом уровне атома серы содержится 6 электронов, которые имеют электронную конфигурацию 3s(2)3p(4). В соединениях с металлами сера проявляет отрицательную степень окисления элементов -2, в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами - положительные +2, +4, +6. Сера - типичный неметалл, в зависимости от типа превращения может быть окислителем и восстановителем. Её содержание в земной коре составляет 0,0048 мас. %. Значительная часть серы встречается в самородном состоянии.Также сера встречается в форме сульфидов: пирит, халькопирит и сульфатов: гипс, целестин и барит.Много соединений серы содержится в нефти (тиофен C4H4S, органические сульфиды) и нефтяных газах (сероводород). При комнатной температуре сера вступает в реакции только с ртутью. С повышением температуры её активность значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем. Взаимодействие с металлами Сера проявляет окислительные свойства, в результате взаимодействия образуются сульфиды:

Cu + S = CuS.

Взаимодействие с водородом происходит при 150-200 °С:

H2 + S = H2S.

Взаимодействие с кислородом Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:

S + O2 = SO2; 2S + 3O2 = 2SO3.

Взаимодействие со сложными веществами При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя как восстановитель:

S + 2HNO3 = 2NO + H2SO4.

Получение:

а)Из самородных руд

б)При нагревании пирита без доступа воздуха FeS2 = FeS + S.

в)Окислением сероводорода при недостатке кислорода 2H2S + O2 = 2S + 2H2O.

г)Из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при нагревании в присутствии катализатора H2S + SO2 = 2H2O + 3S.

2.9 Сероводороды и сульфиды

Водородное соединение серы - сероводород H2S. Сероводород - ковалентное соединение. Строение молекулы аналогично строению молекулы воды, атом серы находится в состоянии sp3-гибридизации, однако в отличие от воды молекулы сероводорода не образуют между собой водородных связей.

а)В водном растворе сероводород обладает свойствами слабой двухосновной кислоты:

H2S = HS- + H+; HS- = S2- + H+.

б)Сероводород горит в воздухе голубым пламенем. При ограниченном доступе воздуха образуется свободная сера:



2H2S + O2 = 2H2O + 2S.

в)Сероводород обладает восстановительными свойствами. В зависимости от условий сероводород может окисляться в водном растворе до серы, сернистого газа и серной кислоты. Например, он обесцвечивает бромную воду: H2S + Br2 = 2HBr + S.

г)взаимодействует с хлорной водой:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.

д)Взаимодействие сероводорода с сернистым газом используется для получения серы из отходящих газов металлургического и сернокислого производства:

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O.

С этим процессом связано образование самородной серы при вулканических процессах. Г)При одновременном пропускании сернистого газа и сероводорода через раствор щелочи образуется тиосульфат:

4SO2 + 2H2S + 6NaOH = 3Na2S2O3 + 5H2O.

Сероводородной кислоте присущи все свойства слабых кислот. Она реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями. Как двухосновная, кислота образует два типа солей - сульфиды и гидросульфиды. сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также, сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы.

А)Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованны, имеют щелочную среду:



Na2S + H2O = NaHS + NaOH; S2- + H2O = HS- + OH-.

Б)Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями:

2KMnO4 + 3K2S + 4H2O = 3S + 2MnO2 + 8KOH.

2.10 Диоксид серы. Сернистая кислота и ее соли.

При обычных условиях диоксид серы или сернистый газ - бесцветный газ с резким удушливым запахом, температура плавления -75 °С, температура кипения -10 °С. Хорошо растворим в воде, при 20 °С в 1 объеме воды растворяется 40 объемов сернистого газа. Токсичный газ. Сернистый газ обладает высокой реакционной способностью. Диоксид серы - кислотный оксид. Он довольно хорошо растворим в воде с образованием гидратов. Также он частично взаимодействует с водой, образуя слабую сернистую кислоту, которая не выделена в индивидуальном виде:

SO2 + H2O = H2SO3 = H+ + HSO3- = 2H+ + SO3(2)-.

В результате диссоциации образуются протоны, поэтому раствор имеет кислую среду. Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями: Сернистая кислота и её соли проявляют ярко выраженные восстановительные свойства :

Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O = 2FeSO4 + 2H2SO4;



2.11 Триоксид серы. Серная кислота и ее соли. Получение серной кислоты

При обычных условиях триоксид серы - бесцветная жидкость. Проявляет свойства типичного кислотного оксида :

SO3 + CaO = CaSO4;

Серный ангидрит - одно из самых реакционноспособных соединений. Он проявляет только окислительные свойства, например:

2SO3 + C = 2SO2 + CO2;

Получение: получают термическим разложением некоторых сульфатов:

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3.

2.12 Взаимодействие серной кислоты с металлами и неметаллами

Разб. H2SO4 взаимод. со всеми металлами, находящимися в электрохим. ряду напряжений левее водорода, с выделением Н2.

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

1. Концентрированная HNO3 при взаимодействии с наиболее активными металлами (до Al в ряду напряжений) восстанавливается до N2O.

10HNO3 конц. + 4Ca = 4Ca(NO3)2 + N2O^ + 5H2O

Концентрированная HNO3 при взаимодействии с менее активными металлами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO2

4HNO3 конц. + Cu = Cu(NO3)2 + 2NO2^ + 2H2O

Но: конц. азотная кислота не взаимодействует с Fe, Al, Cr !

С неметаллами: неметалл при взаимодействии с конц. азотной кислотой окисляется до оксокислоты

5HNO3 конц. + P = HPO3 + 5NO2^ + 2H2O

Разбавленная HNO3 реагирует с наиболее активными металлами (до алюминия) с образованием аммиак NH3 или нитрата аммония NH4NO3

10HNO3 + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с менее активными металлами образуется оксид азота (II) NO:

8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO^ + 4H2O

Таким же образом разб. азотная кислота взаимодействует с некоторыми неметаллами

2HNO3 + S = H2SO4 + 2NO^

2. Разбавленная серная кислота реагирует с активными металлами с образованием соли (сульфатов) и водорода.

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2^



Металлы, которые находятся в электрохимическом ряду после водорода с разбавленной серной кислотой не взаимодействуют. Что касается концентрированной серной кислоты, то в зависимости от ее концентрированности могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты - S, SO2, H2S:

Zn + 2H2SO4 конц. = ZnSO4 + SO2^ + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 конц. = 3ZnSO4 + Sv + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 конц. = 4ZnSO4 + H2S^ + 4H2O

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод например), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO2

S + 2H2SO4 конц. = 3SO2^ + 2H2O

C + 2H2SO4 конц. = 2SO2^ + CO2^ + 2H2O

2.13 ОВ свойства серы и ее соединений

Сера является окислителем. Образует соединения со всеми металлами (кроме золота, платины и иридия). Соли - сульфиды. Для получения солей требуется нагревание. Со ртутью сера соединяется сразу при соприкосновении в обычных условиях.

Hg+S=Hg(+2)S(-2)

S(0)+2e=S(-2) окислитель

Hg(0)-2e=Hg(+2) восстановитель

В реакции с водородом сера является окислителем:

H2+S=H2S

S(0) + 2e=S(-2)

S- Окислитель H2(0) - 2*1e=2H(+)

H2-Восстановитель

Вместе с тем, если сера вступает в реакцию с более сильным окислителем, например кислородом, она ведет себя как восстановитель:

S+O2=SO2

S(0) - 4e=S(+4)

O2(0) + 2*2e=2O(-2)

S0-Восстановитель O2-Окислитель Таким образом, сера по своим свойствам может быть как окислителем, так и восстановителем. SO3(+6) Оксид серы (VI) SO2(+4) Оксид серы(IV) H2S(-2) Сероводород

Степень окисления +6 может только уменьшаться. Значит, все соединения, где сера проявляет степень окисления +6, будут окислителями, так как понижение степени окисления происходит за счет принятия электронов. Например, H2SO4-серная кислота, K2SO4-сульфат калия и т.д. Соединения, в которых сера проявляет степень окисления +4 (H2SO3-сернистая кислота, соли-сульфиты), в химических реакциях выступают как окислители:

SO2+2H2S<=>3S+2H2O

Или как восстановители (что более характерно): SO2+O2<=>2SO3 Соединения, в которых сера проявляет степень окисления -2 (соли называются сульфидами), могут быть восстановителями:

2H2S+3O2=2H2O+2SO2

S(-2) -6e=S(+4)

2H2S+O2=2H2O+2S

S(-2) -2e=S(0)

2.14 Диоксид и триоксид серы. Электронное строение молекул SO2 и SO3

В газовой фазе триоксид серы существует в виде мономерных молекул. Атом серы находится в состоянии sp2-гибридизации, форма молекулы - правильный треугольник. Длина связи S - O равна 0,142 нм, валентный угол составляет 120°. Кратность связи S - O равна 2. Рисунок: в середине S, к ней 3 О, по 2 связи от каждого к S. Строение молекулы SO2 аналогично строению молекулы озона. Атом серы находится в состоянии sp2-гибридизации, форма расположения орбиталей - правильный треугольник, форма молекулы - угловая. На атоме серы имеется неподеленная электронная пара. Длина связи S - O равна 0,143 нм, валентный угол составляет 119,5°. Рисунок: S, к ней два О от которых к S по одной связи прямой линией и одной пунктирной, от S две точки.

2.15 Соединения азота с водородом. Аммиак, его получение, свойства и применение. Восстановительные свойства аммиака

Азот образует несколько водородных соединений - это гидразин N2H4, степень окисления азота -2, гидроксиламин NH2OH, степень окисления азота -1, и важнейшее водородное соединение азота нитрид водорода, или аммиак NH3, степень окисления азота -3. Аммиак прекрасно растворим в воде, плотность растворов при повышении концентрации аммиака понижается. Восстановительные свойства Фтор мгновенно окисляет аммиак до трифторида:

2NH3 + 3F2 = 2NF3 + 3H2;

хлор реагирует в зависимости от кислотности среды:

при рН=3: 2NH3 + 3Cl2 = 2NCl3 + 3H2 (трихлорид азота),

при рН = 5-6: 2NH3 + 2Cl2 = 2NНCl2 + 2H2 (дихлорамин),

при рН>8: 2NH3 + Cl2 = 2NН2Cl + H2 (хлорамин);

бром окисляет аммиак до свободного азота:

8NH3 + 3Br2 = N2 + 6NH4Br.

В смеси с кислородом горит зеленовото-желтым пламенем:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O;

в присутствии катализатора (платины), при высокой температуре:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Энергично восстанавливает некоторые металлы их и оксидов:

2NH3 + 3CuO = N2 + 3Cu + 3H2O.

В основном используется для производства азотных удобрений взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды. В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом



2.16 Соединения азота с кислородом, их получение, свойства и применение

В отличие от других элементов азот образует большое число оксидов: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. Оксид азота (I) получают термическим разложением нитрата аммония при температуре около 200 °С:

NH4NO3 = N2O + 2H2O,

Оксид азота (II) получают действием на медь разбавленной азотной кислоты:

3Cu + 8HNO3 = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O.

Оксид азота (Ш)

а)Образуется при охлаждении до -36 °С смеси оксидов азота (II) и (IV):

NO + NO2 = N2O3.

Б)При взаимодействии 50 %-ной азотной кислоты с оксидом мышьяка (III) при низкой температуре:

2HNO3 + As2O3 + 2H2O = 2H2AsO4 + N2O3

Оксид азота (IV) окисление оксида азота (II) кислородом:

2NO + O2 = 2NO2

Оксид азота (V) Образуется при пропускании азотной кислоты через колонку с оксидом фосфора (V):

2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3

В медицине N2O применяют как слабое средство для наркоза, токсичен. Также N2O называют закисью азота. Закись азота иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания. NO2 В производстве серной и азотной кислот, в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах.

2.17 Азотная кислота, ее получение и свойства. Взаимодействие с металлами и неметаллами. «Царская водка»

Сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO3 = H+ + NO3-

Проявляет свойства кислот, реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объемном соотношении 1 : 3 обладает еще большей окислительной активностью, они могут растворять даже золото и платину:

HNO3 + 4HCl + Au = H[AuCl4] + NO + 2H2O;

4HNO3 + 18HCl + Pt = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O.

Получение: получают действием на твердый нитрат калия концентрированной серной кислоты:

KNO3 + H2SO4(конц) = KHSO4 + HNO3



2.18 Азотная и азотистая кислоты, их роль в ОВР. Соли, их свойства, применение

Азотистая кислота в чистом виде не выделена, существует только в разбавленных водных растворах, в растворе имеет голубую окраску, устойчива при 0 °С. Является слабой кислотой. Окислительные свойства Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями):

2НNO2 + 2KI + H2SO4 = K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O.

Восстановительные свойства Сильный восстановитель:

HNO2 + Cl2 + H2O = HNO3 + 2HCl.

Нитраты получают действием азотной кислоты HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды, соли. Практически все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитраты являются достаточно сильными окислителями в твёрдом состоянии (обычно в виде расплава), но практически не обладают окислительными свойствами в растворе, в отличие от азотной кислоты.

OH + HNO3(разб. ) = KNO3 + H2O

Нитриты -- соли азотистой кислоты HNO2



3. Общая характеристика металлов

3.1 Общие способы получения металлов

Восстановление металлов из оксидов углем или угарным газом

Mе_xO_y + C = CO₂ + Me, Mе_xO_y + C = CO + Me, Mе_xO_y + CO = CO₂ + Me

ZnO_y+ C ^t= CO + Zn Fe₃O₄+ 4CO ^t= 4CO₂ + 3Fe MgO + C ^t= Mg + CO

Обжиг сульфидов с последующим восстановлением (если металл находится в руде в виде соли или основания, то последние предварительно переводят в оксид)

1 стадия - Mе_xS_y+O₂=Mе_xO_y+SO₂

2 стадия - Mе_xO_y + C = CO₂ + Me или Mе_xO_y + CO = CO₂ + Me

Например, 2ZnS + 3O₂ ^t= 2ZnO + 2SO₂^

MgCO₃ ^t= MgO + CO₂^

Алюмотермия (в тех случаях, когда нельзя восстановить углём или угарным газом из-за образования карбида или гидрида)

Mе_xO_y + Al = Al₂O₃ + Me

Например, 4SrO + 2Al ^t= Sr(AlO₂)₂ + 3Sr

3MnO₂ + 4Al ^t= 3Mn + 2Al₂O₃

2Al + 3BaO ^t= 3Ba + Al₂O₃ (получают барий высокой чистоты)

Водородотермия - для получения металлов особой чистоты

Mе_xO_y + H₂ = H₂O + Me

Например, WO₃ + 3H₂ ^t= W + 3H₂O^

MoO₃ + 3H₂ ^t= Mo + 3H₂O^

Восстановление металлов электрическим током (электролиз)

А) Щелочные и щелочноземельные металлы получают в промышленности электролизом расплавов солей (хлоридов):

2NaCl -^{расплав, электр. ток.} > 2 Na + Cl₂^

CaCl₂ -^{расплав, электр. ток.}> Ca + Cl₂^

расплавов гидроксидов: 4NaOH -^{расплав, электр. ток.}> 4Na + O₂^ + 2H₂O (используют изредка для Na)

Б) Алюминий в промышленности получают в результате электролиза расплава оксида алюминия в криолите Na₃AlF₆ (из бокситов):

2Al₂O₃ -^{расплав в криолите, электр. ток.}> 4Al + 3 O₂^

В) Электролиз водных растворов солей используют для получения металлов средней активности и неактивных:

2CuSO₄+2H₂O -^{раствор, электр. ток.} > 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

3.2 Взаимодействие металлов с кислотами

Активные металлы вытесняют водород из кислот.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Cu, Hg, Ag, Au не реагирует с кислотой: в ряду напряжений Cu, Hg, Ag, Au - правее водорода.



2 Al + 6 HCl > 2 AlCl3 + 3 H2

h2so4(konc)+(Me(avt)->h2s+salt+h2o)/+(Me(mid act)->s+salt+h2o)/+(Me(malo act)->NO+salt+h2o)

hno3(razb)+(Me(act)->NH4NO3+salt+h2o)/+(Me(mid act)->N2(or NO2)+salt+h2o)/+(Me(malo act)->NO+salt+h2o)

8 Al + 15 H2SO4(конц.)>4Al2(SO4)3 + 12H2O + 3H2S

3.3 Взаимодействие железа с серной и азотной кислотами

Безводная серная и азотная кислоты пассивируют железо, не реагируют с ним. Однако концентрированные растворы этих кислот растворяют железо.

Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2^ + 3H2O

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2^ + 6H2O

3.4 Взаимодействие металлов с водой

С водой реагируют при обычной температуре только щелочные и щелочно-земельные металлы, при этом выделяется водород и образуется основание:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

Многие металлы взаимодействуют с водой при нагревании:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2.

А также магний, марганец, цинк, железо, никель. Олово, свинец, медь, ртуть, золото, платина, серебро не реагируют с водой.



3.5 Взаимодействие металлов с растворами щелочей. Примеры

Амфотерные металлы взаимодействуют с растворами щелочей, образуя при этом гидроксокомплекс и выделяя водород:

Zn + 2NaOH +2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2.

Металлы могут взаимодействовать с растворами солей, при этом более активный металл вытесняет из раствора соли менее активный металл:

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2.

Реакция протекает только в том случае, когда образующаяся соль растворима, иначе металл покрывается пленкой соли и реакция прекращается.

3.6 Взаимодействие металлов с растворами солей. Примеры

Причины разрушения металлов (окисления, химической коррозии) в растворах солей могут быть различными в зависимости от состава конкретной системы, с которой контактирует металл. Чаще всего встречаются следующие случаи. 1.Металл + раствор соли менее активного металла с большим по величине СЭПОТ:

Zn +2AgNO₃ = Zn(NO₃ )₂+2 Ag

E^o(Zn²⁺/Zn^o) = -0,76B (более акт.металл);

E^o(Ag⁺/Ag^o) = +0,8B

DЕ^о = 0,8 - (-0,76) = 1,56В.

Более активный металл - цинк вытесняет менее активный металл - серебро из раствора соли. При этом более активный цинк окисляется катионами менее активного металла Ag⁺. Вывод: любой металл в ряду стандартных электродных потенциалов обладает способностью вытеснять все нижестоящие за ним металлы из растворов их солей. Однако это не означает, что вытеснение обязательно происходит во всех случаях. Например, алюминий вытесняет медь из раствора хлорида меди (II) СuСl₂, но практически не вытесняет ее из раствора сульфата меди (II) CuS0₄. Это объясняется тем, что хлорид-ион Сl^- быстро разрушает защитную поверхностную пленку на алюминии, а сульфат-ион SO₄^2-практически не разрушает ее.

2.Металл + раствор соли более активного металла с меньшим по величине СЭПОТ.

Примеры:

а) Fe + Mg(NO₃)₂ + H₂O = E^o(Fe²⁺/Fe^o) = - 0,44B E^o(Mg²⁺/Mg^o) = -2,37B DЕ^о = -2,37 - (-0,44) < 0 - реакция т/д невозможна. Однако, нитрат магния подвергается гидролизу (в состав соли входит катион слабого основания и сильной кислоты), и реакции среды будет кислая. Запишем уравнение гидролиза той ступени, которая практически идет:

Mg(NO₃)₂ + H₂O = MgOHNO₃ + HNO₃ /х4 среда кислая рН < 7

Образующаяся кислота взаимодействует с железом:

Fe + 4НNO₃ (разб.) = Fe(NO₃)₃ + 2Н₂О + NО

Складываем эти два уравнения, умножая первое на 4, с учетом 4-х молей кислоты. т.к. вся образующаяся кислота расходуется на окисление железа:

Fe + 4Mg(NO₃)₂ + 2H₂O = Fe(NO₃)₃ + NО + 4MgOHNO₃

В данном растворе железо окисляется разбавленной азотной кислотой, образующейся при гидролизе нитрата магния.

б) Al + K₂S + H₂O =-1,66B -2,9B DЕ^о = -2,9 - (-1,66) < 0 - реакция т/д невозможна. Вторая возможность протекания реакция - за счет гидролиза. Рассмотрим по стадиям эту реакцию, начиная с гидролиза соли и учитывая оксидную пленку на металле:

1) K₂S + H₂O = КОН + КНS / x 2 рН > 7,

среда щелочная. Далее протекает взаимодействие алюминия с раствором щелочи. Поскольку оксид алюминия, покрывающий поверхность металла, обладает амфотерными свойствами, он легко растворяется в щелочной среде и металл будет окисляться водой, как показано ниже.

Al₂O₃ + 2KOH + 3H₂O = 2K[Cr(OH)₄]

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃Ї + 3H₂

Al(OH)₃Ї + KOH = K[Al(OH)₄] /x2

Складывая два последних уравнения реакций, получаем:

2) 2Al + 2KOH + 6H₂O = 2K[Al(OH)₄] +3H₂

Для написания окончательного уравнения реакции (б), протекающей в данной системе, необходимо суммировать уравнения 2 и 3:

2Al + 2K₂S + 8H₂O = 2K[Al(OH)₄] + 2KHS + 3H₂

Вывод: При взаимодействии менее активного металла причиной его окисления является взаимодействие с продуктами гидролиза соли - кислотой или щелочью. Возможны другие виды взаимодействия металлов с раствором соли. Все зависит от конкретной системы, например:

Fe + 2FeCl₃ + (H₂O) = 3FeCl₃

Если активности металла близки, то возможно одновременное вытеснение металла из состава соли и взаимодействие окисляющегося металла с продуктами гидролиза соли.



4.

4.1 S-элементы 1 группы. Свойства простых веществ и их соединений. Применение

У элементов Ia группы на внешнем уровне их атомов имеется по 1 электрону Li - 2s1; Na - 3s1; K - 4s1 и т.д. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления +1. Литий, натрий, калий, рубидий в свободном состоянии серебристо-белые металлы, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу. Все металлы очень активны, поэтому их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина. Все щелочные металлы чрезвычайно активны, во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают свой единственный валентный электрон, превращаясь в положительно заряженный катион. Щелочные металлы легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:

...