Tabel de preempțiune. Metale active. Metodologia de realizare a experimentului
Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au
Cu cât un metal se află mai la stânga în seria potențialelor standard de electrod, cu atât agentul reducător este mai puternic, cel mai puternic agent reducător este litiu metal, aurul este cel mai slab și, invers, ionul de aur (III) este cel mai puternic oxidant; agent, litiul (I) este cel mai slab.
Fiecare metal este capabil să reducă din săruri în soluție acele metale care se află în seria de tensiuni după el, de exemplu, fierul poate înlocui cuprul din soluțiile sărurilor sale. Cu toate acestea, rețineți că metalele alcaline și alcalino-pământoase vor reacționa direct cu apa.
Metalele situate în seria de tensiune din stânga hidrogenului sunt capabile să-l înlocuiască din soluții de acizi diluați, în timp ce se dizolvă în ele.
Activitatea reducătoare a unui metal nu corespunde întotdeauna cu poziția sa în tabelul periodic, deoarece atunci când se determină locul unui metal într-o serie, se ia în considerare nu numai capacitatea sa de a dona electroni, ci și energia cheltuită pentru distrugerea metalului. rețeaua cristalină a metalului, precum și energia cheltuită pentru hidratarea ionilor.
Interacțiunea cu substanțe simple
CU oxigen Majoritatea metalelor formează oxizi - amfoteri și bazici:
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3.
Metalele alcaline, cu excepția litiului, formează peroxizi:
2Na + O 2 = Na 2 O 2.
CU halogeni metalele formează săruri ale acizilor hidrohalici, de exemplu,
Cu + Cl2 = CuCl2.
CU hidrogen cele mai active metale formează hidruri ionice - substanțe asemănătoare sărurilor în care hidrogenul are o stare de oxidare de -1.
2Na + H2 = 2NaH.
CU gri metalele formează sulfuri - săruri ale acidului hidrogen sulfurat:
CU azot Unele metale formează nitruri, reacția are loc aproape întotdeauna când sunt încălzite:
3Mg + N2 = Mg3N2.
CU carbon se formează carburi:
4Al + 3C = Al3C4.
CU fosfor – fosfuri:
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .
Metalele pot interacționa între ele, formându-se compuși intermetalici :
2Na + Sb = Na 2 Sb,
3Cu + Au = Cu 3 Au.
Metalele se pot dizolva unele în altele la temperaturi ridicate fără a reacţiona, formându-se aliaje.
Aliaje
Aliaje sistemele se numesc sisteme formate din două sau mai multe metale, precum și metale și nemetale care au proprietăți caracteristice inerente doar în starea metalică.
Proprietățile aliajelor sunt foarte diverse și diferă de proprietățile componentelor lor, de exemplu, pentru ca aurul să devină mai dur și mai potrivit pentru realizarea de bijuterii, i se adaugă argint și un aliaj care conține 40% cadmiu și 60% bismut. are un punct de topire de 144 °C, adică mult mai mic decât punctul de topire al componentelor sale (Cd 321 °C, Bi 271 °C).
Sunt posibile următoarele tipuri de aliaje:
Metalele topite sunt amestecate între ele în orice raport, dizolvându-se unele în altele la infinit, de exemplu, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni și altele. Aceste aliaje sunt omogene ca compoziție, au rezistență chimică ridicată și conductă curent electric;
Metalele îndreptate sunt amestecate între ele în orice raport, dar când sunt răcite se separă și se obține o masă formată din cristale individuale de componente, de exemplu, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb și altele.
Scopul lucrării: familiarizați-vă cu dependența proprietăților redox ale metalelor de poziția lor în seria tensiunii electrochimice.
Echipamente și reactivi: eprubete, suporturi pentru eprubete, lampă cu alcool, hârtie de filtru, pipete, 2n. solutii HCIŞi H2SO4, concentrat H2SO4, diluat și concentrat HNO3, 0,5 M solutii CuS04, Pb(N03)2 sau Pb(CH3COO)2; bucăți de metal aluminiu, zinc, fier, cupru, cositor, agrafe de fier, apă distilată.
Explicații teoretice
Caracterul chimic al oricărui metal este în mare măsură determinat de cât de ușor se oxidează, adică. cât de ușor se pot transforma atomii săi în starea de ioni pozitivi.
Metalele care prezintă o capacitate ușoară de a se oxida sunt numite metale de bază. Metalele care se oxidează cu mare dificultate sunt numite nobile.
Fiecare metal este caracterizat de o anumită valoare a potențialului electrodului standard. Pentru potenţialul standard j 0 a unui electrod metalic dat, se ia fem-ul unei celule galvanice compuse dintr-un electrod standard de hidrogen situat în stânga și o placă metalică plasată într-o soluție dintr-o sare a acestui metal și activitatea (în soluții diluate concentrația poate fi utilizat) a cationilor metalici din soluție trebuie să fie egal cu 1 mol/l; T=298 K; p=1 atm.(condiții standard). Dacă condițiile de reacție diferă de cele standard, este necesar să se țină cont de dependența potențialelor electrodului de concentrațiile (mai precis, activitățile) ionilor metalici în soluție și temperatură.
Dependența potențialelor electrodului de concentrație este exprimată prin ecuația Nernst, care, atunci când este aplicată sistemului:
Me n ++ n e -→eu
ÎN;
R- constanta de gaz, 
;
F – Constanta lui Faraday ("96500 C/mol);
n –
a Me n + - mol/l.
Luând sens T=298LA, primim
mol/l.
j 0 , corespunzând semireacției de reducere, se obțin un număr de tensiuni metalice (un număr de potențiale standard ale electrodului). Potențialul standard al electrodului de hidrogen, luat ca zero, pentru sistemul în care are loc procesul este plasat în același rând:
2Н + +2е - = Н 2
În același timp, potențialele standard ale electrodului metalelor de bază au valoare negativă, și nobil - pozitiv.
Seria de tensiune electrochimică a metalelor
Li; K; Ba; Sr; Ca; N / A; Mg; Al; Mn; Zn; Cr; Fe; CD; Co; Ni; Sn; Pb; ( H) ; Sb; Bi; Cu; Hg; Ag; Pd; Pt; Au
Această serie caracterizează capacitatea redox a sistemului „metal – ion metal” în soluții apoase în condiții standard. Cu cât metalul este mai la stânga în seria de tensiuni (cu atât este mai mic j 0), cu cât este un agent reducător mai puternic și cu atât este mai ușor pentru atomii de metal să renunțe la electroni, transformându-se în cationi, dar cationii acestui metal sunt mai greu de atașat electronii, transformându-se în atomi neutri.
Reacțiile redox care implică metale și cationii acestora se desfășoară în direcția în care metalul cu un potențial de electrod mai mic este un agent reducător (adică, oxidat), iar cationii metalici cu un potențial de electrod mai mare sunt agenți de oxidare (adică, redus). În acest sens, următoarele modele sunt caracteristice seriei de tensiune electrochimică a metalelor:
1. fiecare metal deplasează din soluția de sare toate celelalte metale care se află în dreapta acestuia în seria electrochimică a tensiunilor metalice.
2. toate metalele care se află în stânga hidrogenului din seria tensiunii electrochimice înlocuiesc hidrogenul din acizii diluați.
Metodologie experimentală
Experimentul 1: Interacțiunea metalelor cu acidul clorhidric.
Se toarnă 2 - 3 în patru eprubete ml acid clorhidricși puneți în ele o bucată de aluminiu, zinc, fier și cupru separat. Care dintre metalele luate înlocuiește hidrogenul din acid? Scrieți ecuațiile reacției.
Experimentul 2: Interacțiunea metalelor cu acidul sulfuric.
Puneți o bucată de fier într-o eprubetă și adăugați 1 ml 2n. acid sulfuric. Ce se observă? Repetați experimentul cu o bucată de cupru. Are loc reacția?
Verificați efectul acidului sulfuric concentrat asupra fierului și cuprului. Explicați observațiile. Scrieți toate ecuațiile de reacție.
Experimentul 3: Interacțiunea cuprului cu acidul azotic.
Puneți o bucată de cupru în două eprubete. Turnați 2 într-una dintre ele ml diluat acid azotic, în al doilea – concentrat. Dacă este necesar, încălziți conținutul eprubetelor într-o lampă cu alcool. Ce gaz se formează în prima eprubetă și care în a doua? Scrieți ecuațiile reacției.
Experimentul 4: Interacțiunea metalelor cu sărurile.
Se toarnă 2-3 în eprubetă ml soluție de sulfat de cupru (II) și coboară o bucată de sârmă de fier. Ce se întâmplă? Repetați experimentul, înlocuind firul de fier cu o bucată de zinc. Scrieți ecuațiile reacției. Se toarnă în eprubeta 2 ml soluție de acetat sau azotat de plumb (II) și picurați o bucată de zinc. Ce se întâmplă? Scrieți ecuația reacției. Specificați agentul oxidant și agentul reducător. Va avea loc reacția dacă zincul este înlocuit cu cupru? Dă o explicație.
11.3 Nivelul necesar de pregătire a elevilor
1. Cunoașteți conceptul de potențial electrod standard și aveți o idee despre măsurarea acestuia.
2. Să fiți capabil să utilizați ecuația Nernst pentru a determina potențialul electrodului în alte condiții decât cele standard.
3. Cunoașteți ce este o serie de tensiuni metalice și ce caracterizează aceasta.
4. Să fie capabil să utilizeze o serie de tensiuni metalice pentru a determina direcția reacțiilor redox care implică metale și cationii acestora, precum și metale și acizi.
Sarcini de autocontrol
1. Care este masa de fier tehnic care contine 18% impurități, necesare pentru a înlocui sulfatul de nichel din soluție (II) 7,42 g nichel?
2. O placă de cupru de cântărire 28 g. La sfârșitul reacției, placa a fost îndepărtată, spălată, uscată și cântărită. Masa sa s-a dovedit a fi 32,52 g. Ce masă de azotat de argint era în soluție?
3. Determinați valoarea potențialului de electrod al cuprului în care este scufundat 0,0005 M soluție de nitrat de cupru (II).
4. Potențialul electrod al zincului cufundat în 0,2 M soluţie ZnSO4, este egal 0,8 V. determina gradul aparent de disociere ZnSO4într-o soluție cu concentrația specificată.
5. Calculați potențialul electrodului de hidrogen dacă concentrația ionilor de hidrogen în soluție (H+) se ridică la 3,8 10 -3 mol/l.
6. Calculați potențialul unui electrod de fier scufundat într-o soluție care conține 0,0699 g FeCI2 în 0,5 l.
7. Cum se numește potențialul electrod standard al unui metal? Ce ecuație exprimă dependența potențialelor electrodului de concentrație?
Lucrări de laborator № 12
Subiect: Celulă galvanică
Scopul lucrării: familiarizarea cu principiile de funcționare a unei celule galvanice, stăpânirea metodelor de calcul EMF celule galvanice.
Echipamente și reactivi: plăci de cupru și zinc conectate la conductori, plăci de cupru și zinc conectate prin conductori la plăci de cupru, șmirghel, voltmetru, 3 pahare chimice pe 200-250 ml, cilindru gradat, suport cu un tub în formă de U fixat în el, punte de sare, 0,1 M soluții de sulfat de cupru, sulfat de zinc, sulfat de sodiu, 0,1 % soluție de fenolftaleină în 50% alcool etilic.
Explicații teoretice
O celulă galvanică este o sursă de curent chimic, adică un dispozitiv care produce energie electrică ca urmare a conversiei directe a energiei chimice dintr-o reacție de oxidare-reducere.
Curentul electric (mișcarea direcționată a particulelor încărcate) este transmis prin conductori de curent, care sunt împărțiți în conductori de primul și al doilea fel.
Conductorii de primul fel conduc curentul electric cu electronii lor (conductorii electronici). Acestea includ toate metalele și aliajele lor, grafitul, cărbunele și unii oxizi solizi. Conductivitatea electrică a acestor conductori variază de la 10 2 până la 10 6 Ohm -1 cm -1 (de exemplu, cărbune - 200 Ohm -1 cm -1, argint 6 10 5 Ohm -1 cm -1).
Conductorii de al doilea tip conduc curentul electric cu ionii lor (conductorii ionici). Se caracterizează prin conductivitate electrică scăzută (de exemplu, H 2 O – 4 10 -8 Ohm -1 cm -1).
Când conductoarele de primul și al doilea fel sunt combinate, se formează un electrod. Acesta este cel mai adesea un metal scufundat într-o soluție de sare proprie.
Când o placă de metal este scufundată în apă, atomii de metal aflați în stratul său de suprafață sunt hidratați sub influența moleculelor polare de apă. Ca urmare a hidratării și mișcării termice, legătura lor cu rețeaua cristalină este slăbită și un anumit număr de atomi trec sub formă de ioni hidratați în stratul de lichid adiacent suprafeței metalului. Placa de metal devine încărcată negativ:
Me + m H 2 O = Me n + n H 2 O + ne -
Unde Meh– atom de metal; Men + n H2O– ion metalic hidratat; e-– electroni, n– sarcina ionului metalic.
Starea de echilibru depinde de activitatea metalului și de concentrația ionilor acestuia în soluție. În cazul metalelor active ( Zn, Fe, Cd, Ni) interacțiunea cu moleculele polare de apă se încheie cu separarea ionilor metalici pozitivi de la suprafață și trecerea ionilor hidratați în soluție (Fig. 1). O). Acest proces este oxidativ. Pe măsură ce concentrația de cationi în apropierea suprafeței crește, viteza procesului invers - reducerea ionilor metalici - crește. În cele din urmă, ratele ambelor procese sunt egalizate, se stabilește un echilibru, în care se dublează strat electric cu o anumită valoare potenţială de metal.
| + + + + |
| – – – – |
Zn 0 + mH 2 O → Zn 2+ mH 2 O+2e - + + – – Cu 2+ nH2O+2e - → Cu0 + nH2O
+ + + – – –
Orez. 1. Schema apariției potențialului electrodului
Când un metal este scufundat nu în apă, ci într-o soluție de sare a acestui metal, echilibrul se deplasează spre stânga, adică spre tranziția ionilor de la soluție la suprafața metalului. În acest caz, se stabilește un nou echilibru la o valoare diferită a potențialului metalic.
Pentru metalele inactive, concentrația de echilibru a ionilor metalici în apă curată foarte mici. Dacă un astfel de metal este scufundat într-o soluție de sare, atunci cationii metalici vor fi eliberați din soluție cu o viteză mai rapidă decât rata de tranziție a ionilor din metal în soluție. În acest caz, suprafața metalică va primi o sarcină pozitivă, iar soluția va primi o sarcină negativă din cauza excesului de anioni de sare (Fig. 1. b).
Astfel, atunci când un metal este scufundat în apă sau într-o soluție care conține ioni ai unui metal dat, la interfața metal-soluție se formează un strat dublu electric, care are o anumită diferență de potențial. Potențialul electrodului depinde de natura metalului, de concentrația ionilor săi în soluție și de temperatură.
Valoarea absolută a potenţialului electrodului j un singur electrod nu poate fi determinat experimental. Cu toate acestea, este posibil să se măsoare diferența de potențial dintre doi electrozi diferiți din punct de vedere chimic.
Am convenit să luăm potențialul unui electrod standard de hidrogen egal cu zero. Un electrod standard de hidrogen este o placă de platină acoperită cu burete de platină, scufundată într-o soluție acidă cu o activitate ionică de hidrogen de 1. mol/l. Electrodul este spălat cu hidrogen gazos la o presiune de 1 ATM. si temperatura 298 K. Aceasta stabilește un echilibru:
2 N + + 2 e = N 2
Pentru potenţialul standard j 0 din acest electrod metalic este luat EMF o celulă galvanică compusă dintr-un electrod standard de hidrogen și o placă metalică plasată într-o soluție dintr-o sare a acestui metal, iar activitatea (în soluții diluate se poate folosi concentrația) a cationilor metalici din soluție trebuie să fie egală cu 1 mol/l; T=298 K; p=1 atm.(condiții standard). Valoarea potențialului standard al electrodului este întotdeauna denumită semireacție de reducere:
Me n + +n e - → Eu
Aranjarea metalelor în ordinea crescătoare a mărimii potenţialelor lor standard ale electrodului j 0 , corespunzând semireacției de reducere, se obțin un număr de tensiuni metalice (un număr de potențiale standard ale electrodului). Potențialul electrod standard al sistemului, luat ca zero, este plasat în același rând:
Н + +2е - → Н 2
Dependența potențialului electrodului metalic j asupra temperaturii și concentrației (activitatea) este determinată de ecuația Nernst, care, atunci când este aplicată sistemului:
Me n ++ n e -→eu
Se poate scrie sub următoarea formă:
unde este potențialul standard al electrodului, ÎN;
R- constanta de gaz, ;
F – Constanta lui Faraday ("96500 C/mol);
n – numărul de electroni implicați în proces;
a Me n + - activitatea ionilor metalici în soluție, mol/l.
Luând sens T=298LA, primim
Mai mult, activitatea în soluțiile diluate poate fi înlocuită cu concentrația ionică exprimată în mol/l.
EMF a oricărei celule galvanice poate fi definită ca diferența dintre potențialele electrodului catodului și anodului:
EMF = j catod -j anod
Polul negativ al elementului se numește anod, iar pe el are loc procesul de oxidare:
Eu - ne - → Me n +
Polul pozitiv se numește catod și pe el are loc procesul de reducere:
Eu n + + ne - → Eu
O celulă galvanică poate fi scrisă schematic, în timp ce sunt respectate anumite reguli:
1. Electrodul din stânga trebuie scris în secvența metal - ion. Electrodul din dreapta este scris în secvența ion - metal. (-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+)
2. Reacția care are loc la electrodul din stânga este înregistrată ca oxidativă, iar reacția de la electrodul din dreapta este înregistrată ca reducătoare.
3. Dacă EMF element > 0, atunci funcționarea celulei galvanice va fi spontană. Dacă EMF< 0, то самопроизвольно будет работать обратный гальванический элемент.
Metodologia de realizare a experimentului
Experiența 1: Compoziția celulei galvanice cupru-zinc
Obțineți echipamentul și reactivii necesari de la asistentul de laborator. Într-un pahar cu volum 200 ml se toarnă 100 ml 0,1 M soluție de sulfat de cupru (II)și coborâți placa de cupru conectată la conductor în ea. Turnați același volum în al doilea pahar 0,1 M soluție de sulfat de zinc și coborâți placa de zinc conectată la conductor în ea. Plăcile trebuie curățate mai întâi cu șmirghel. Luați o punte de sare de la asistentul de laborator și conectați cei doi electroliți cu el. O punte de sare este un tub de sticlă umplut cu gel (agar-agar), ambele capete sunt închise cu un tampon de bumbac. Puntea este păstrată într-o soluție apoasă saturată de sulfat de sodiu, ca urmare a căreia gelul se umflă și prezintă conductivitate ionică.
Cu ajutorul unui profesor, atașați un voltmetru la polii celulei galvanice rezultate și măsurați tensiunea (dacă măsurarea este efectuată cu un voltmetru cu o rezistență mică, atunci diferența dintre valoarea EMF iar tensiunea este scăzută). Folosind ecuația lui Nernst, calculați valoarea teoretică EMF celulă galvanică. Tensiunea este mai mică EMF celula galvanica datorita polarizarii electrozilor si pierderilor ohmice.
Experiența 2: Electroliza soluției de sulfat de sodiu
În experiment, folosind energia electrică generată de o celulă galvanică, se propune efectuarea electrolizei sulfatului de sodiu. Pentru a face acest lucru, turnați o soluție de sulfat de sodiu într-un tub în formă de U și puneți plăci de cupru în ambele coturi, șlefuite cu șmirghel și conectate la electrozii de cupru și zinc ai celulei galvanice, așa cum se arată în Fig. 2. Adăugați 2-3 picături de fenolftaleină în fiecare cot al tubului în formă de U. După ceva timp, soluția devine roz în spațiul catodic al electrolizorului din cauza formării de alcali în timpul reducerii catodice a apei. Aceasta indică faptul că celula galvanică funcționează ca sursă de curent.
Scrieți ecuațiile pentru procesele care au loc la catod și anod în timpul electrolizei soluție apoasă sulfat de sodiu.
(–) ANOD CATOD (+)
pod de sare
→ Zn2+ Cu2+→
ZnSO 4 Cu SO 4
ANOD (-) CATOD (+)
Zn – 2e - → Zn 2+ Сu 2+ + 2e - →Cu
oxidare-reducere
12.3 Nivelul necesar de pregătire a elevilor
1. Cunoașteți conceptele: conductori de primul și al doilea fel, dielectrici, electrod, celulă galvanică, anod și catod al unei celule galvanice, potențial electrod, potențial electrod standard. EMF celulă galvanică.
2. Aveți o idee despre motivele apariției potențialelor electrozilor și metodele de măsurare a acestora.
3. Aveți o idee despre principiile de funcționare a unei celule galvanice.
4. Să fiți capabil să utilizați ecuația Nernst pentru a calcula potențialele electrodului.
5. Să fie capabil să scrie diagrame ale celulelor galvanice, să poată calcula EMF celule galvanice.
Sarcini de autocontrol
1. Descrieți conductorii și dielectricii.
2. De ce anodul dintr-o celulă galvanică are sarcină negativă, dar în electrolizor o sarcină pozitivă?
3. Care sunt diferențele și asemănările dintre catozii dintr-un electrolizor și celulă galvanică?
4. O placă de magneziu a fost scufundată într-o soluție de sare. În acest caz, potențialul electrodului de magneziu sa dovedit a fi egal -2,41 V. Calculați concentrația ionilor de magneziu în mol/l. (4,17x10 -2).
5. La ce concentrație de ioni Zn 2+ (mol/l) potenţialul electrodului de zinc va deveni 0,015 V mai puțin decât electrodul său standard? (0,3 mol/l)
6. Electrozii de nichel și cobalt sunt coborâți în soluții, respectiv. Ni(NO3)2Şi Co(NO3)2. În ce raport ar trebui să fie concentrația de ioni ai acestor metale, astfel încât potențialele ambilor electrozi să fie aceleași? (CNi2+:CCo2+ = 1:0,117).
7. La ce concentrație de ioni Cu 2+ V mol/l potențialul electrodului de cupru devine egal cu potențialul standard al electrodului de hidrogen? (1,89x 10 -6 mol/l).
8. Realizați o diagramă, scrieți ecuații electronice ale proceselor electrozilor și calculați EMF celulă galvanică formată din plăci de cadmiu și magneziu scufundate în soluții ale sărurilor acestora cu o concentrație = = 1,0 mol/l. Se va schimba valoarea EMF, dacă concentrația fiecărui ion se reduce la 0,01 mol/l? (2.244 V).
Lucrare de laborator nr 13
Secțiuni: Chimie, Concurs „Prezentare pentru lecție”
Clasă: 11
Prezentare pentru lecție
Înapoi Înainte
Atenţie! Previzualizările diapozitivelor au doar scop informativ și este posibil să nu reprezinte toate caracteristicile prezentării. Daca esti interesat această lucrare, vă rugăm să descărcați versiunea completă.
Scopuri si obiective:
- Educațional: Luarea în considerare a activității chimice a metalelor pe baza poziției lor în tabel periodic DI. Mendeleev și în seria tensiunii electrochimice a metalelor.
- Dezvoltare: Pentru a promova dezvoltarea memoriei auditive, capacitatea de a compara informații, de a gândi logic și de a explica reacțiile chimice în curs.
- Educațional: Formarea unei abilități munca independenta, capacitatea de a-și exprima în mod rezonabil opinia și de a asculta colegii de clasă, cultivăm în copii un sentiment de patriotism și mândrie față de compatrioții lor.
Echipament: PC cu mediaproiector, laboratoare individuale cu set de reactivi chimici, modele rețele cristaline metale
Tipul de lecție: utilizarea tehnologiei pentru dezvoltarea gândirii critice.
Progresul lecției
eu. Etapa provocării.
Actualizarea cunoștințelor pe tema, trezirea activității cognitive.
Joc Bluff: „Crezi că...” (Diapozitivul 3)
- Metalele ocupă colțul din stânga sus în PSHE.
- În cristale, atomii de metal sunt legați prin legături metalice.
- Electronii de valență ai metalelor sunt strâns legați de nucleu.
- Metalele din subgrupele principale (A) au de obicei 2 electroni la nivelul lor exterior.
- În grupul de sus în jos există o creștere a proprietăților reducătoare ale metalelor.
- Pentru a evalua reactivitatea unui metal în soluții de acizi și săruri, este suficient să ne uităm la seria de tensiune electrochimică a metalelor.
- Pentru a evalua reactivitatea unui metal în soluții de acizi și săruri, trebuie doar să priviți tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev
Întrebare pentru clasă? Ce înseamnă intrarea? Eu 0 – ne —> Eu +n(Diapozitivul 4)
Răspuns: Me0 este un agent reducător, ceea ce înseamnă că interacționează cu agenții oxidanți. Următorii pot acționa ca agenți de oxidare:
- Substanțe simple (+O 2, Cl 2, S...)
- Substanțe complexe(H2O, acizi, soluții de sare...)
II. Înțelegerea informațiilor noi.
Ca tehnică metodologică, se propune întocmirea unei diagrame de referință.
Întrebare pentru clasă? Ce factori determină proprietățile reducătoare ale metalelor? (Diapozitivul 5)
Răspuns: Din poziția în tabelul periodic al lui D.I Mendeleev sau din poziția în seria electrochimică a tensiunii metalelor.
Profesorul introduce conceptele: activitatea chimică și activitatea electrochimică.
Înainte de a începe explicația, copiii sunt rugați să compare activitatea atomilor LAŞi Li pozitia in tabelul periodic D.I. Mendeleev și activitatea substanțelor simple formate de aceste elemente în funcție de poziția lor în seria tensiunii electrochimice a metalelor. (Diapozitivul 6)
Apare o contradicție:În conformitate cu poziția metalelor alcaline în PSCE și conform modelelor de modificări ale proprietăților elementelor din subgrup, activitatea potasiului este mai mare decât cea a litiului. După poziție în seria de tensiuni, litiul este cel mai activ.
Material nou. Profesorul explică diferența dintre activitatea chimică și cea electrochimică și explică că seria electrochimică de tensiuni reflectă capacitatea unui metal de a se transforma într-un ion hidratat, unde măsura activității metalului este energia, care constă din trei termeni (energie de atomizare, ionizare). energie și energie de hidratare). Notăm materialul într-un caiet. (Diapozitive 7-10)
Să-l notăm împreună într-un caiet. concluzie: Cu cât raza ionului este mai mică, cu atât este mai mare câmpul electric în jurul acestuia, cu atât se eliberează mai multă energie în timpul hidratării, de aici cu atât proprietățile reducătoare mai puternice ale acestui metal în reacții.
Informații istorice: discursul elevului despre crearea de către Beketov a unei serii de deplasare a metalelor. (Diapozitivul 11)
Acțiunea seriei de tensiune electrochimică a metalelor este limitată doar de reacțiile metalelor cu soluții de electroliți (acizi, săruri).
Notă:
- Proprietățile reducătoare ale metalelor scad în timpul reacțiilor în soluții apoase în condiții standard (250°C, 1 atm);
- Metalul din stânga deplasează metalul spre dreapta din sărurile lor în soluție;
- Metalele care stau înainte ca hidrogenul să îl înlocuiască din acizii în soluție (cu excepția: HNO3);
- Eu (către Al) + H20 -> alcali + H2
Alte Eu (până la H 2) + H 2 O -> oxid + H 2 (condiții dure)
Eu (după H 2) + H 2 O -> nu reacţionează
(Diapozitivul 12)
Băieților li se înmânează mementouri.
Lucrari practice:„Interacțiunea metalelor cu soluțiile sărate” (Diapozitivul 13)
Faceți tranziția:
- CuSO 4 —> FeSO 4
- CuSO 4 —> ZnSO 4
Demonstrarea experienței de interacțiune dintre soluția de cupru și azotat de mercur(II).
III. Reflecție, reflecție.
Repetăm: în ce caz folosim tabelul periodic și în ce caz este nevoie de o serie de tensiuni metalice? (Diapozitive 14-15).
Să revenim la întrebările inițiale ale lecției. Afișăm întrebările 6 și 7 pe ecran Analizăm care afirmație este incorectă. Există o cheie pe ecran (verificarea sarcinii 1). (Diapozitivul 16).
Să rezumam lecția:
- Ce nou ai invatat?
- În ce caz este posibil să se utilizeze seria de tensiune electrochimică a metalelor?
Teme pentru acasă: (Diapozitivul 17)
- Repetați conceptul de „POTENȚIAL” de la cursul de fizică;
- Completați ecuația reacției, scrieți ecuațiile echilibrului electronic: Сu + Hg(NO 3) 2 →
- Metalele sunt date ( Fe, Mg, Pb, Cu)– propune experimente care confirmă localizarea acestor metale în seria tensiunii electrochimice.
Evaluăm rezultatele pentru jocul cacealma, lucrul la tablă, răspunsurile orale, comunicarea și lucrările practice.
Literatura folosita:
- O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova, A.G. Vvedenskaya " Carte de bord pentru profesor. Chimie clasa a XI-a, partea a II-a” Editura Butarda.
- N.L. Glinka „Chimie generală”.
În multe reactii chimice participa substanțe simple, în special metale. Cu toate acestea, diferite metale prezintă activitate diferită în interacțiuni chimice, iar aceasta determină dacă reacția va continua sau nu.
Cu cât activitatea unui metal este mai mare, cu atât reacţionează mai puternic cu alte substanţe. În funcție de activitate, toate metalele pot fi aranjate într-o serie, care se numește seria de activitate a metalelor, sau seria de deplasare a metalelor, sau seria tensiunilor metalice, precum și seria electrochimică a tensiunilor metalice. Această serie a fost studiată pentru prima dată de remarcabilul om de știință ucrainean M.M. Beketov, prin urmare această serie este numită și seria Beketov.
Seria de activitate a metalelor Beketov are următoarea formă (se dau cele mai comune metale):
K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > > H 2 > Cu > Hg > Ag > Au.
În această serie, metalele sunt dispuse cu o scădere a activității lor. Dintre metalele date, cel mai activ este potasiul, iar cel mai puțin activ este aurul. Folosind această serie, puteți determina care metal este mai activ decât celălalt. Hidrogenul este prezent și în această serie. Desigur, hidrogenul nu este un metal, dar în această serie activitatea sa este luată ca punct de plecare (un fel de zero).
Interacțiunea metalelor cu apa
Metalele sunt capabile să înlocuiască hidrogenul nu numai din soluțiile acide, ci și din apă. La fel ca și în cazul acizilor, activitatea de interacțiune a metalelor cu apa crește de la stânga la dreapta.
Metalele din seria de activitate până la magneziu sunt capabile să reacționeze cu apa în condiții normale. Când aceste metale interacționează, se formează alcalii și hidrogenul, de exemplu:
Alte metale care vin înaintea hidrogenului în seria de activități pot interacționa și cu apa, dar acest lucru se întâmplă în condiții mai severe. Pentru a interacționa, vaporii de apă supraîncălziți sunt trecuți prin pilitură de metal fierbinte. În astfel de condiții, hidroxizii nu mai pot exista, astfel încât produșii de reacție sunt oxidul elementului metalic corespunzător și hidrogenul:
Dependența proprietăților chimice ale metalelor de locul lor în seria de activități
|
← activitatea metalelor crește |
||||||||||||||
|
Înlocuiește hidrogenul din acizi |
Nu înlocuiește hidrogenul din acizi |
|||||||||||||
|
Înlocuiește hidrogenul din apă, formând alcalii |
Înlocuiește hidrogenul din apă la temperaturi ridicate, formând oxizi |
3 nu interacționează cu apa |
||||||||||||
|
Este imposibil să înlocuiți sarea dintr-o soluție apoasă |
Poate fi obținut prin deplasarea unui metal mai activ dintr-o soluție de sare sau dintr-o topitură de oxid |
|||||||||||||
Interacțiunea metalelor cu sărurile
Dacă sarea este solubilă în apă, atunci atomul elementului metalic din ea poate fi înlocuit cu un atom al unui element mai activ. Dacă scufundați o placă de fier într-o soluție de sulfat de cupru (II), atunci după ceva timp cuprul va fi eliberat pe ea sub forma unui strat roșu:
Cuprum poate fi înlocuit cu orice metal care se află la stânga în rândul de activitate a metalului. Cu toate acestea, metalele care se află la începutul seriei sunt sodiul, potasiul etc. - nu sunt potrivite pentru asta, pentru ca sunt atat de active incat vor interactiona nu cu sarea, ci cu apa in care aceasta sare este dizolvata.
Deplasarea metalelor din săruri de către metale mai active este foarte utilizată în industrie pentru extracția metalelor.
Interacțiunea metalelor cu oxizii
Oxizii elementelor metalice sunt capabili să interacționeze cu metalele. Metalele mai active le înlocuiesc pe cele mai puțin active din oxizi:
Dar, spre deosebire de reacția metalelor cu sărurile, în acest caz oxizii trebuie topiți pentru ca reacția să aibă loc. Pentru a extrage metalul din oxid, puteți folosi orice metal care se află în rândul de activitate din stânga, chiar și cel mai activ sodiu și potasiu, deoarece oxidul topit nu conține apă.
Interacțiunea metalelor cu oxizii este utilizată în industrie pentru extragerea altor metale. Cel mai practic metal pentru această metodă este aluminiul. Este destul de răspândit în natură și ieftin de produs. De asemenea, puteți folosi mai multe metale active (calciu, sodiu, potasiu), dar, în primul rând, sunt mai scumpe decât aluminiul, iar în al doilea rând, datorită activității lor chimice ultra-înalte, sunt foarte greu de conservat în fabrici. Această metodă de extragere a metalelor folosind aluminiu se numește aluminotermie.
Căutare
Vă putem anunța despre articole noi,