Metālu sprieguma sērijas noteikumi. Mūsdienu materiālu pasaule ir elektroķīmiska metāla spriegumu sērija. Metālu mijiedarbība ar sāļu ūdens šķīdumiem

Sadaļas: ķīmija, Konkurss "Prezentācija nodarbībai"

Klase: 11

Prezentācija nodarbībai



















Atpakaļ uz priekšu

Uzmanību! Slaida priekšskatījums ir paredzēts tikai informatīviem nolūkiem, un tas var neatspoguļot visu prezentācijas apjomu. Ja jūs interesē šis darbs, lūdzu, lejupielādējiet pilno versiju.

Mērķi un mērķi:

  • Apmācība: Metālu ķīmiskās aktivitātes apsvēršana, pamatojoties uz pozīciju periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs un metālu elektroķīmiskā sprieguma sērijā.
  • Attīstās: Veicināt dzirdes atmiņas attīstību, spēju salīdzināt informāciju, loģiski domāt un izskaidrot notiekošās ķīmiskās reakcijas.
  • Izglītības: Prasmes veidošana patstāvīgs darbs, prasmi pamatoti paust savu viedokli un uzklausīt klasesbiedrus, ieaudzinām bērnos patriotisma sajūtu un lepnumu par tautiešiem.

Aprīkojums: Dators ar mediju projektoru, individuālas laboratorijas ar ķīmisko reaģentu komplektu, metālu kristālrežģu modeļi.

Nodarbības veids: tehnoloģiju izmantošana kritiskās domāšanas attīstībai.

Nodarbību laikā

es Izaicinājuma posms.

Zināšanu aktualizēšana par tēmu, izziņas darbības pamošanās.

Blefa spēle: "Vai jūs ticat, ka ...". (3. slaids)

  1. PSCE augšējo kreiso stūri aizņem metāli.
  2. Kristālos metāla atomi ir saistīti ar metālisku saiti.
  3. Metālu valences elektroni ir cieši saistīti ar kodolu.
  4. Galveno apakšgrupu metāliem (A) ārējā līmenī parasti ir 2 elektroni.
  5. Grupā no augšas uz leju ir vērojams metālu reducējošo īpašību pieaugums.
  6. Lai novērtētu metāla reaktivitāti skābju un sāļu šķīdumos, pietiek aplūkot metālu spriegumu elektroķīmiskās rindas.
  7. Lai novērtētu metāla reaktivitāti skābju un sāļu šķīdumos, pietiek aplūkot D.I. periodisko tabulu. Mendeļejevs

Jautājums klasei? Ko nozīmē ieraksts? Es 0 - nē -\u003e Es + n(4. slaids)

Atbilde: Me0 - ir reducētājs, kas nozīmē, ka tas mijiedarbojas ar oksidētājiem. Kā oksidētāji var darboties šādi:

  1. Vienkāršas vielas (+ O 2, Cl 2, S ...)
  2. Sarežģītas vielas (H2O, skābes, sāls šķīdumi...)

II. Jaunas informācijas izpratne.

Kā metodiskais paņēmiens tiek piedāvāts izveidot atsauces shēmu.

Jautājums klasei? Kādi faktori ietekmē metālu reducējošās īpašības? (5. slaids)

Atbilde: No pozīcijas D.I.Mendeļejeva periodiskajā tabulā vai no pozīcijas metālu sprieguma elektroķīmiskajā rindā.

Skolotājs iepazīstina ar jēdzieniem: ķīmiskā aktivitāte un elektroķīmiskā aktivitāte.

Pirms skaidrošanas uzsākšanas bērni tiek aicināti salīdzināt atomu darbību UZ un Li pozīcija periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs un vienkāršo vielu aktivitāte, ko veido šie elementi atbilstoši to novietojumam metāla spriegumu elektroķīmiskajā rindā. (6. slaids)

Pastāv pretruna:Saskaņā ar nolikumu sārmu metāli PSCE un atbilstoši apakšgrupas elementu īpašību izmaiņu modeļiem kālija aktivitāte ir lielāka nekā litija aktivitāte. Runājot par pozīciju sprieguma sērijā, litijs ir visaktīvākais.

Jauns materiāls. Skolotājs skaidro atšķirību starp ķīmisko un elektroķīmisko aktivitāti un skaidro, ka elektroķīmiskā spriegumu virkne atspoguļo metāla spēju pārveidoties par hidratētu jonu, kur metāla aktivitātes mēraukla ir enerģija, kas sastāv no trim terminiem (atomizācijas enerģija, jonizācija). enerģija un hidratācijas enerģija). Materiālu pierakstām piezīmju grāmatiņā. (7.–10. slaidi)

Kopīga rakstīšana piezīmju grāmatiņā secinājums: Jo mazāks ir jona rādiuss, jo lielāks elektriskais lauks ap to tiek izveidots, jo vairāk enerģijas izdalās hidratācijas laikā, līdz ar to ir spēcīgākas šī metāla reducējošās īpašības reakcijās.

Vēstures atsauce: studenta prezentācija par Beketova metālu pārvietošanas sērijas izveidi. (11. slaids)

Metālu elektroķīmiskās sprieguma sērijas darbību ierobežo tikai metālu reakcijas ar elektrolītu šķīdumiem (skābēm, sāļiem).

Atgādinājums:

  1. Reakcijās ūdens šķīdumos standarta apstākļos (250°C, 1 atm.) samazinās metālu reducējošās īpašības;
  2. Metāls pa kreisi izspiež metālu pa labi no to sāļiem šķīdumā;
  3. Metāli, kas stāv pretī ūdeņradim, to izspiež no šķīdumā esošajām skābēm (izņemot: HNO3);
  4. Es (Al) + H2O -> sārms + H2
    Cits Es (līdz H 2) + H 2 O -> oksīds + H 2 (skarbi apstākļi)
    Es (pēc H 2) + H 2 O -> nereaģēt

(12. slaids)

Bērniem tiek dotas piezīmes.

Praktiskais darbs:"Metālu mijiedarbība ar sāls šķīdumiem" (13. slaids)

Veiciet pāreju:

  • CuSO4 —> FeSO4
  • CuSO4 —> ZnSO4

Vara un dzīvsudraba (II) nitrāta šķīduma mijiedarbības pieredzes demonstrēšana.

III. Pārdomas, apcere.

Mēs atkārtojam: šajā gadījumā mēs izmantojam periodisko tabulu, un šajā gadījumā ir nepieciešama metāla spriegumu sērija. (14.–15. slaidi).

Atgriežamies pie nodarbības sākotnējiem jautājumiem. Mēs uz ekrāna iezīmējam jautājumus 6 un 7. Mēs analizējam, kurš apgalvojums nav pareizs. Ekrānā - taustiņš (pārbaudiet 1. uzdevumu). (16. slaids).

Apkopojot stundu:

  • Ko tu esi iemācījies?
  • Kādā gadījumā ir iespējams izmantot metālu elektroķīmisko sprieguma sēriju?

Mājasdarbs: (17. slaids)

  1. Atkārtot jēdzienu "POTENCIĀLS" no fizikas kursa;
  2. Pabeidziet reakcijas vienādojumu, uzrakstiet elektronisko bilances vienādojumus: Cu + Hg (NO 3) 2 →
  3. Dotie metāli ( Fe, Mg, Pb, Cu)- piedāvāt eksperimentus, kas apstiprina šo metālu atrašanās vietu elektroķīmiskajā sprieguma virknē.

Vērtējam rezultātus blefa spēlei, darbs pie galda, mutiskās atbildes, komunikācija, praktiskie darbi.

Lietotas grāmatas:

  1. O.S. Gabrieljans, G.G. Lisova, A.G. Vvedenskaja "Rokasgrāmata skolotājam. Ķīmija 11. klase, II daļa "Izdevniecība Drofa.
  2. N.L. Glinka vispārējā ķīmija.

Ja no visas standarta elektrodu potenciālu sērijas mēs izdalām tikai tos elektrodu procesus, kas atbilst vispārējam vienādojumam

tad iegūstam virkni metālu spriegumu. Papildus metāliem šajā sērijā vienmēr ir iekļauts ūdeņradis, kas ļauj redzēt, kuri metāli spēj izspiest ūdeņradi no skābju ūdens šķīdumiem.

19. tabula

Vairāki spriegumi svarīgākajiem metāliem ir norādīti tabulā. 19. Konkrēta metāla pozīcija spriegumu virknē raksturo tā spēju redoksēt mijiedarbību ūdens šķīdumos standarta apstākļos. Metālu joni ir oksidētāji, un metāli vienkāršu vielu veidā ir reducētāji. Tajā pašā laikā, jo tālāk metāls atrodas spriegumu virknē, jo spēcīgāks ir oksidētājs ūdens šķīdumā, un otrādi, jo tuvāk metāls atrodas sērijas sākumam, jo ​​spēcīgāks ir reducētājs. īpašības uzrāda vienkārša viela - metāls.

Elektrodu procesa potenciāls

v neitrāla vide vienāds ar B (sk. 273. lpp.). Aktīvie metāli sērijas sākumā, kuru potenciāls ir daudz negatīvāks par -0,41 V, izspiež ūdeņradi no ūdens. Magnijs izspiež ūdeņradi tikai no karsts ūdens. Metāli, kas atrodas starp magniju un kadmiju, parasti neizspiež ūdeņradi no ūdens. Uz šo metālu virsmas veidojas oksīda plēves, kurām ir aizsargājoša darbība.

Metāli, kas atrodas starp magniju un ūdeņradi, izspiež ūdeņradi no skābes šķīdumiem. Tajā pašā laikā uz dažu metālu virsmas veidojas arī aizsargplēves, kas kavē reakciju. Tādējādi oksīda plēve uz alumīnija padara šo metālu izturīgu ne tikai ūdenī, bet arī noteiktu skābju šķīdumos. Svins nešķīst sērskābē koncentrācijā, kas zemāka par , jo sāls, kas veidojas svina mijiedarbības laikā ar sērskābi, ir nešķīstošs un rada aizsargplēvi uz metāla virsmas. Metāla oksidācijas dziļas inhibīcijas fenomenu, ko izraisa aizsargājošu oksīdu vai sāls plēvju klātbūtne uz tā virsmas, sauc par pasivitāti, un metāla stāvokli šajā gadījumā sauc par pasīvo stāvokli.

Metāli spēj izspiest viens otru no sāls šķīdumiem. Reakcijas virzienu šajā gadījumā nosaka to savstarpējais novietojums spriegumu virknē. Ņemot vērā konkrētus šādu reakciju gadījumus, jāatceras, ka aktīvie metāli izspiež ūdeņradi ne tikai no ūdens, bet arī no jebkura ūdens šķīduma. Līdz ar to metālu savstarpēja pārvietošanās no to sāļu šķīdumiem praktiski notiek tikai tiem metāliem, kas atrodas rindā aiz magnija.

Beketovs vispirms detalizēti pētīja metālu pārvietošanu no to savienojumiem ar citiem metāliem. Sava darba rezultātā viņš sakārtoja metālus atbilstoši to ķīmiskajai aktivitātei pārvietošanās virknē, kas ir metāla spriegumu sērijas prototips.

Dažu metālu savstarpējais novietojums spriegumu virknē un iekšā periodiska sistēma no pirmā acu uzmetiena tie neatbilst viens otram. Piemēram, saskaņā ar stāvokli periodiskajā sistēmā kālija reaktivitātei jābūt lielākai par nātriju, un nātrijam jābūt lielākai par litiju. Sprieguma sērijā litijs ir visaktīvākais, un kālijs ieņem vidējo pozīciju starp litiju un nātriju. Cinkam un varam pēc to novietojuma periodiskajā sistēmā vajadzētu būt aptuveni vienādai ķīmiskajai aktivitātei, bet spriegumu virknē cinks atrodas daudz agrāk nekā varš. Šāda veida nekonsekvences iemesls ir šāds.

Salīdzinot metālus, kas periodiskā sistēmā ieņem noteiktu vietu, par brīvo atomu jonizācijas enerģijas vērtību tiek ņemts to ķīmiskās aktivitātes mērs - reducēšanas spēja. Patiešām, ejot, piemēram, no augšas uz leju gar periodiskās sistēmas I grupas galveno apakšgrupu, atomu jonizācijas enerģija samazinās, kas ir saistīts ar to rādiusu palielināšanos (ti, ar lielu ārējo elektronu attālumu). no kodola) un pieaugot skrīningam pozitīvs lādiņš kodoli ar starpposma elektronu slāņiem (sk. § 31). Tāpēc kālija atomiem ir lielāka ķīmiskā aktivitāte - tiem ir spēcīgākas reducējošās īpašības - nekā nātrija atomiem, un nātrija atomi ir aktīvāki nekā litija atomi.

Salīdzinot metālus virknē spriegumu, ķīmiskās aktivitātes mērījums tiek uzskatīts par darbu, kas cietā stāvoklī metālu pārvērš hidratētos jonos ūdens šķīdumā. Šo darbu var attēlot kā trīs terminu summu: atomizācijas enerģija - metāla kristāla pārvēršanās izolētos atomos, brīvo metālu atomu jonizācijas enerģija un izveidoto jonu hidratācijas enerģija. Izsmidzināšanas enerģija raksturo dotā metāla kristāliskā režģa stiprumu. Atomu jonizācijas enerģiju - valences elektronu atslāņošanos no tiem - tieši nosaka metāla stāvoklis periodiskajā sistēmā. Enerģija, kas izdalās hidratācijas laikā, ir atkarīga no jona elektroniskās struktūras, tā lādiņa un rādiusa.

Litija un kālija joni ar vienādu lādiņu, bet atšķirīgiem rādiusiem radīs nevienlīdzīgus elektriskie lauki. Lauks, kas rodas pie maziem litija joniem, būs spēcīgāks nekā lauks pie lieliem kālija joniem. No tā ir skaidrs, ka litija joni hidratēsies, izdalot vairāk enerģijas nekā kālija joni.

Tādējādi aplūkojamās transformācijas gaitā enerģija tiek tērēta atomizācijai un jonizācijai, un enerģija tiek atbrīvota hidratācijas laikā. Jo mazāks kopējais enerģijas patēriņš, jo vieglāk noritēs viss process un jo tuvāk spriegumu sērijas sākumam atradīsies dotais metāls. Bet no trim kopējā enerģijas bilances terminiem tikai vienu - jonizācijas enerģiju - tieši nosaka metāla stāvoklis periodiskajā sistēmā. Līdz ar to nav pamata cerēt, ka atsevišķu metālu savstarpējais novietojums spriegumu virknē vienmēr atbildīs to novietojumam periodiskajā sistēmā. Tātad litijam kopējais enerģijas patēriņš ir mazāks nekā kālijam, saskaņā ar kuru litijs atrodas spriegumu virknē pirms kālija.

Vara un cinka enerģijas patēriņš brīvo atomu jonizācijai un tā palielinājums jonu hidratācijas laikā ir tuvu. Bet metāliskais varš veido spēcīgāku kristāla režģi nekā cinks, ko var redzēt, salīdzinot šo metālu kušanas punktus: cinks kūst pie , bet varš tikai pie . Tāpēc šo metālu izsmidzināšanai patērētā enerģija ir būtiski atšķirīga, kā rezultātā kopējās enerģijas izmaksas visam procesam vara gadījumā ir daudz lielākas nekā cinka gadījumā, kas izskaidro šo metālu relatīvo stāvokli. metāli sprieguma sērijā.

Pārejot no ūdens uz neūdens šķīdinātājiem, metālu savstarpējais stāvoklis virknē spriegumu var mainīties. Iemesls tam ir fakts, ka dažādu metālu jonu šķīdināšanas enerģija dažādos veidos mainās, pārejot no viena šķīdinātāja uz citu.

Jo īpaši vara jons ir ļoti enerģiski solvatēts dažos organiskos šķīdinātājos; tas noved pie tā, ka šādos šķīdinātājos varš atrodas virknē spriegumu līdz ūdeņradim un izspiež to no skābes šķīdumiem.

Tādējādi atšķirībā no elementu periodiskās sistēmas spriegumu virkne metālos nav vispārējās Likumības atspoguļojums, uz kura pamata var sniegt daudzpusīgu metālu ķīmisko īpašību raksturojumu. Spriegumu sērija Raksturo tikai elektroķīmiskās sistēmas "metāls - metāla jons" redoksspēju stingri noteiktos apstākļos: tajā norādītās vērtības attiecas uz ūdens šķīdumu, temperatūru un metāla vienības koncentrāciju (aktivitāti). joni.


Kādu informāciju var iegūt no virknes spriegumu?

Vairāki metālu spriegumi tiek plaši izmantoti neorganiskajā ķīmijā. Jo īpaši daudzu reakciju rezultāti un pat to īstenošanas iespēja ir atkarīgi no kāda metāla stāvokļa NRN. Apspriedīsim šo jautājumu sīkāk.

Metālu mijiedarbība ar skābēm

Metāli, kas atrodas spriegumu virknē pa kreisi no ūdeņraža, reaģē ar skābēm - neoksidējošām vielām. Metāli, kas atrodas ERN pa labi no H, mijiedarbojas tikai ar skābēm - oksidētājiem (jo īpaši ar HNO 3 un koncentrētu H 2 SO 4).

1. piemērs. Cinks atrodas NER pa kreisi no ūdeņraža, tāpēc tas spēj reaģēt gandrīz ar visām skābēm:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

2. piemērs. Vara atrodas ERN pa labi no H; šis metāls nereaģē ar "parastajām" skābēm (HCl, H 3 PO 4 , HBr, organiskajām skābēm), taču mijiedarbojas ar oksidējošām skābēm (slāpekļskābe, koncentrēts sērskābe):

Cu + 4HNO 3 (konc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Es vēršu jūsu uzmanību uz svarīgu punktu: metāliem mijiedarbojoties ar oksidējošām skābēm, izdalās nevis ūdeņradis, bet daži citi savienojumi. Jūs varat lasīt vairāk par šo!

Metālu mijiedarbība ar ūdeni

Metāli, kas atrodas sprieguma virknē pa kreisi no Mg, viegli reaģē ar ūdeni jau plkst telpas temperatūra ar ūdeņraža izdalīšanos un sārma šķīduma veidošanos.

3. piemērs. Nātrijs, kālijs, kalcijs viegli izšķīst ūdenī, veidojot sārma šķīdumu:

2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2

2K + 2H2O = 2KOH + H2

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

Metāli, kas atrodas sprieguma diapazonā no ūdeņraža līdz magnijam (ieskaitot), dažos gadījumos mijiedarbojas ar ūdeni, bet reakcijām ir nepieciešami īpaši apstākļi. Piemēram, alumīnijs un magnijs sāk mijiedarboties ar H 2 O tikai pēc oksīda plēves noņemšanas no metāla virsmas. Dzelzs nereaģē ar ūdeni istabas temperatūrā, bet mijiedarbojas ar ūdens tvaikiem. Kobalts, niķelis, alva, svins praktiski nesadarbojas ar H 2 O ne tikai istabas temperatūrā, bet arī sildot.

Metāli, kas atrodas ERN labajā pusē (sudrabs, zelts, platīns), nekādā gadījumā nereaģē ar ūdeni.

Metālu mijiedarbība ar sāļu ūdens šķīdumiem

Mēs runāsim par šādiem reakciju veidiem:

metāls (*) + metāla sāls (**) = metāls (**) + metāla sāls (*)

Vēlos uzsvērt, ka zvaigznītes šajā gadījumā nenorāda uz oksidācijas pakāpi, nevis metāla valenci, bet vienkārši ļauj atšķirt metālu Nr.1 ​​un metālu Nr.2.

Lai šāda reakcija notiktu, vienlaikus ir jāievēro trīs nosacījumi:

  1. procesā iesaistītajiem sāļiem jābūt ūdenī šķīstošiem (to ir viegli pārbaudīt, izmantojot šķīdības tabulu);
  2. metālam (*) jāatrodas spriegumu virknē pa kreisi no metāla (**);
  3. metālam (*) nevajadzētu reaģēt ar ūdeni (to arī ERN viegli pārbauda).

4. piemērs. Apskatīsim dažas reakcijas:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Pirmo reakciju ir viegli īstenot, visi iepriekš minētie nosacījumi ir izpildīti: vara sulfāts šķīst ūdenī, cinks atrodas ERN pa kreisi no vara, Zn nereaģē ar ūdeni.

Otrā reakcija nav iespējama, jo nav izpildīts pirmais nosacījums (vara (II) sulfīds ūdenī praktiski nešķīst). Trešā reakcija nav iespējama, jo svins ir mazāk aktīvs metāls nekā dzelzs (kas atrodas NRN labajā pusē). Visbeidzot, ceturtais process NEIZRAISĪS niķeļa nogulsnēšanos, jo kālijs reaģē ar ūdeni; iegūtais kālija hidroksīds var reaģēt ar sāls šķīdumu, taču tas ir pavisam cits process.

Nitrātu termiskās sadalīšanās process

Atgādināšu, ka nitrāti ir slāpekļskābes sāļi. Visi nitrāti karsējot sadalās, bet sadalīšanās produktu sastāvs var būt atšķirīgs. Sastāvu nosaka metāla stāvoklis spriegumu virknē.

Metālu nitrāti, kas atrodas NER pa kreisi no magnija, karsējot veido atbilstošo nitrītu un skābekli:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Metālu nitrātu termiskās sadalīšanās laikā, kas atrodas virknē spriegumu no Mg līdz Cu, ieskaitot, veidojas metāla oksīds, NO 2 un skābeklis:

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

Visbeidzot, sadaloties vismazāk aktīvo metālu nitrātiem (kas atrodas NER pa labi no vara), veidojas metāls, slāpekļa dioksīds un skābeklis.

Metālu elektroķīmisko aktivitāšu sērijas (sprieguma diapazons, standarta elektrodu potenciālu diapazons) - secība, kādā metāli ir sakārtoti to standarta elektroķīmisko potenciālu φ 0 pieauguma secībā, kas atbilst metāla katjonu reducēšanas pusreakcijai Me n+ : Me n+ + nē → Me

Vairāki spriegumi raksturo metālu salīdzinošo aktivitāti redoksreakcijās ūdens šķīdumos.

Stāsts

Metālu izkārtojuma secība to ķīmiskās aktivitātes izmaiņu secībā vispārīgi jau bija zināma alķīmiķiem. Par elementu transmutācijas izpausmi tika uzskatīti metālu savstarpējās izspiešanas procesi no šķīdumiem un to virsmas nogulsnēšanās (piemēram, sudraba un vara pārvietošana no to sāļu šķīdumiem ar dzelzi).

Vēlāk alķīmiķi tuvojās izpratnei par metālu savstarpējās izgulsnēšanās ķīmisko pusi no to šķīdumiem. Tātad Angelus Sala savā darbā "Anatomija Vitrioli" (1613) nonāca pie secinājuma, ka ķīmisko reakciju produkti sastāv no tiem pašiem "komponentiem", kas bija sākotnējās vielās. Pēc tam Roberts Boils izvirzīja hipotēzi par iemesliem, kāpēc viens metāls izspiež citu no šķīduma, pamatojoties uz korpuskulāriem attēlojumiem.

Klasiskās ķīmijas veidošanās laikmetā elementu spēja izspiest viens otru no savienojumiem kļuva par svarīgu reaktivitātes izpratnes aspektu. J. Berzēliuss, pamatojoties uz afinitātes elektroķīmisko teoriju, izveidoja elementu klasifikāciju, sadalot tos "metaloīdos" (tagad tiek lietots termins "nemetāli") un "metālos" un starp tiem ievietojot ūdeņradi.

Ķīmiķiem sen zināmo metālu secību pēc to spējas izspiest viens otru īpaši rūpīgi un vispusīgi pētīja un papildināja N. N. Beketovs 1860. gados un turpmākajos gados. Jau 1859. gadā viņš Parīzē sagatavoja ziņojumu par tēmu "Pētījumi par parādībām, kad daži elementi tiek pārvietoti ar citiem". Šajā darbā Beketovs iekļāva vairākus vispārinājumus par saistību starp elementu savstarpējo pārvietošanos un to atomu svaru, saistot šos procesus ar " elementu sākotnējās ķīmiskās īpašības – to sauc par ķīmisko afinitāti» . Beketova atklājums par metālu pārvietošanu no to sāļu šķīdumiem ar ūdeņradi zem spiediena un alumīnija, magnija un cinka reducējošās aktivitātes izpēte augstās temperatūrās (metallotermija) ļāva viņam izvirzīt hipotēzi par saistību starp dažu sāļu spēju. elementus, lai ar to blīvumu izspiestu citus no savienojumiem: vieglākas vienkāršās vielas spēj izspiest smagākas (tāpēc šo sēriju bieži sauc arī Beketova pārvietošanās sērija vai vienkārši Beketova sērija).

Nenoliedzot Beketova būtiskos nopelnus mūsdienu priekšstatu izstrādē par metālu aktivitātes skaitu, jāuzskata par kļūdainu, kas dominē pašmāju populārajā un izglītojoša literatūra ideja par viņu kā vienīgo šīs sērijas veidotāju. Daudzi eksperimentālie dati iegūti XIX beigas gadsimtā, atspēkoja Beketova hipotēzi. Tādējādi Viljams Odlings aprakstīja daudzus "aktivitātes maiņas" gadījumus. Piemēram, varš izspiež alvu no koncentrēta paskābināta SnCl 2 šķīduma un svinu no skāba PbCl 2 šķīduma; tas spēj arī izšķīst koncentrētā sālsskābē, atbrīvojot ūdeņradi. Varš, alva un svins atrodas rindā pa labi no kadmija, tomēr tie var to izspiest no verdoša nedaudz paskābināta CdCl 2 šķīduma.

Teorētiskās un eksperimentālās fizikālās ķīmijas straujā attīstība norādīja uz vēl vienu iemeslu metālu ķīmiskās aktivitātes atšķirībām. Attīstoties mūsdienu elektroķīmijas koncepcijām (galvenokārt Valtera Nernsta darbos), kļuva skaidrs, ka šī secība atbilst "spriegumu virknei" - metālu izvietojumam atbilstoši standarta elektrodu potenciālu vērtībai. Tādējādi kvalitatīvā raksturlieluma - metāla un tā jona "tendence" uz noteiktām reakcijām - vietā Nersts ieviesa precīzu kvantitatīvu vērtību, kas raksturo katra metāla spēju nonākt šķīdumā jonu veidā, kā arī samazināties no. jonus uz metālu uz elektroda, un tika nosaukta atbilstošā sērija vairāki standarta elektrodu potenciāli.

Teorētiskā bāze

Elektroķīmisko potenciālu vērtības ir daudzu mainīgo lielumu funkcija un tāpēc parāda sarežģītu atkarību no metālu stāvokļa periodiskajā sistēmā. Tātad, oksidācijas potenciāls katjonu daudzums palielinās, palielinoties metāla atomizācijas enerģijai, palielinoties tā atomu kopējam jonizācijas potenciālam un samazinoties tā katjonu hidratācijas enerģijai.

Vispārīgākajā formā ir skaidrs, ka metāliem periodu sākumā ir raksturīgas zemas elektroķīmisko potenciālu vērtības un tie ieņem vietas sprieguma sērijas kreisajā pusē. Tajā pašā laikā sārmu un sārmzemju metālu maiņa atspoguļo diagonālās līdzības fenomenu. Metālus, kas atrodas tuvāk periodu vidum, raksturo lielas vērtības potenciālus un ieņem vietas rindas labajā pusē. Pastāvīgs elektroķīmiskā potenciāla pieaugums (no -3,395 V pārim Eu 2+ /Eu [ ] līdz +1,691 V Au + /Au pārim) atspoguļo metālu reducējošās aktivitātes samazināšanos (spēju ziedot elektronus) un to katjonu oksidēšanas spēju palielināšanos (spēju piesaistīt elektronus). Tādējādi spēcīgākais reducētājs ir eiropija metāls, bet spēcīgākais oksidētājs ir zelta katjoni Au+.

Ūdeņradis tradicionāli tiek iekļauts sprieguma sērijās, jo metālu elektroķīmisko potenciālu praktiskie mērījumi tiek veikti, izmantojot standarta ūdeņraža elektrodu.

Sprieguma diapazona praktiska izmantošana

Metālu ķīmiskās aktivitātes salīdzinošai [relatīvai] novērtēšanai reakcijās ar sāļu un skābju ūdens šķīdumiem un katodisko un anodisko procesu novērtēšanai elektrolīzes laikā praksē tiek izmantoti vairāki spriegumi:

  • Metāli pa kreisi no ūdeņraža ir spēcīgāki reducētāji nekā metāli pa labi: tie izspiež pēdējo no sāls šķīdumiem. Piemēram, mijiedarbība Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu iespējama tikai virzienā uz priekšu.
  • Metāli rindā pa kreisi no ūdeņraža, mijiedarbojoties ar neoksidējošu skābju ūdens šķīdumiem, izspiež ūdeņradi; aktīvākie metāli (līdz alumīnijam ieskaitot) - un mijiedarbojoties ar ūdeni.
  • Metāli rindā pa labi no ūdeņraža normālos apstākļos nesadarbojas ar neoksidējošu skābju ūdens šķīdumiem.
  • Elektrolīzes laikā pie katoda izdalās metāli pa labi no ūdeņraža; mērenas aktivitātes metālu samazināšanos pavada ūdeņraža izdalīšanās; aktīvākos metālus (līdz alumīnijam) normālos apstākļos nevar izolēt no sāļu ūdens šķīdumiem.

Metālu elektroķīmisko potenciālu tabula

Metāls Katjons φ 0, V Reaktivitāte Elektrolīze (pie katoda):
Li + -3,0401 reaģē ar ūdeni izdalās ūdeņradis
Cs+ -3,026
Rb+ -2,98
K+ -2,931
F+ -2,92
Ra2+ -2,912
Ba 2+ -2,905
Sr2+ -2,899
Ca2+ -2,868
ES 2+ -2,812
Na+ -2,71
Sm 2+ -2,68
Md2+ -2,40 reaģē ar skābju ūdens šķīdumiem
La 3+ -2,379
Y 3+ -2,372
Mg2+ -2,372
Ce 3+ -2,336
Pr 3+ -2,353
Nd 3+ -2,323
Er 3+ -2,331
Ho 3+ -2,33
Tm3+ -2,319
Sm 3+ -2,304
Pm 3+ -2,30
Fm 2+ -2,30
Dy 3+ -2,295
Lu 3+ -2,28
Tb 3+ -2,28
Gd 3+ -2,279
Es 2+ -2,23
AC 3+ -2,20
Dy 2+ -2,2
Pm 2+ -2,2
cf2+ -2,12
Sc 3+ -2,077
Esmu 3+ -2,048
cm 3+ -2,04
Pu3+ -2,031
Er 2+ -2,0
Pr 2+ -2,0
ES 3+ -1,991
Lr 3+ -1,96
sk. 3+ -1,94
Es 3+ -1,91
Th4+ -1,899
Fm 3+ -1,89
Np 3+ -1,856
Esi 2+ -1,847
U 3+ -1,798
Al 3+ -1,700
Md 3+ -1,65
Ti 2+ -1,63 konkurējošas reakcijas: gan ūdeņraža evolūcija, gan tīra metāla evolūcija
hf 4+ -1,55
Zr4+ -1,53
Pa 3+ -1,34
Ti 3+ -1,208
Yb 3+ -1,205
nē 3+ -1,20
Ti 4+ -1,19
Mn2+ -1,185
V2+ -1,175
Nb 3+ -1,1
Nb 5+ -0,96
V 3+ -0,87
Cr2+ -0,852
Zn2+ -0,763
Cr3+ -0,74
Ga3+ -0,560

Metāli iekšā ķīmiskās reakcijas vienmēr restauratori. Metāla reducējošā aktivitāte atspoguļo tā stāvokli elektroķīmiskajā spriegumu sērijā.

Pamatojoties uz sēriju, var izdarīt šādus secinājumus:

1. Jo tālāk pa kreisi metāls atrodas šajā rindā, jo stiprāks tas ir kā reducētājs.

2. Katrs metāls spēj izspiest no šķīdumā esošajiem sāļiem tos metālus, kas atrodas pa labi.

2Fe + 3CuSO 4 → 3Cu + Fe 2 (SO 4) 3

3. Metāli, kas atrodas spriegumu virknē pa kreisi no ūdeņraža, spēj to izspiest no skābēm.

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2

4. Metāli, kas ir spēcīgākie reducētāji (sārmzemju un sārmzemju) jebkuros ūdens šķīdumos, vispirms reaģē ar ūdeni.

Metāla reducējošā spēja, ko nosaka elektroķīmiskās sērijas, ne vienmēr atbilst tā pozīcijai periodiskajā sistēmā, jo sprieguma sērijā tiek ņemts vērā ne tikai atoma rādiuss, bet arī elektronu atslāņošanās enerģija.

Aldehīdi, to struktūra un īpašības. Skudrskābes un etiķskābes aldehīdu iegūšana, pielietošana.

Aldehīdi ir organiskie savienojumi, kura molekula satur karbonilgrupu, kas savienota ar ūdeņradi un ogļūdeņraža radikāli.

Metanāls (formaldehīds)

Fizikālās īpašības

Metāls - gāzveida viela, ūdens šķīdums - formalīns

Ķīmiskās īpašības


Aldehīdu reaģents ir Cu (OH) 2

Pieteikums

Visplašāk izmantotie ir metanols un etanāls. Fenola-formaldehīda sveķu ražošanai tiek izmantots liels daudzums metanola, ko iegūst, metanālam reaģējot ar fenolu. Šie sveķi ir būtiski dažādu plastmasu ražošanai. Plastmasas, kas izgatavotas no fenola-formaldehīda sveķiem, kas apvienotas ar dažādām pildvielām, sauc par fenoliem. Izšķīdinot fenola-formaldehīda sveķus acetonā vai spirtā, tiek iegūtas dažādas lakas. Metanālam mijiedarbojoties ar karbamīdu CO (NH 2) 2, tiek iegūti karbīda sveķi un no tiem iegūta aminoplastmasa. No šīm plastmasām tiek izgatavoti mikroporaini materiāli elektrotehnikas vajadzībām Metanālu izmanto arī noteiktu ārstniecisko vielu un krāsvielu ražošanā. Plaši izmantots ūdens šķīdums, kas satur masas daļas 40% metāna. To sauc par formalīnu. Tās lietošana ir balstīta uz spēju salocīt proteīnu.



Kvīts

Aldehīdus iegūst, oksidējot alkānus un spirtus. Etanālu ražo etīna hidratācijas un etēna oksidācijas rezultātā.

Biļetes numurs 12

Augstāki oksīdi ķīmiskie elementi trešais periods. Modeļi to īpašību mērīšanā saistībā ar ķīmisko elementu stāvokli periodiskajā sistēmā. raksturīgs Ķīmiskās īpašības oksīdi: bāzisks, amfotērisks, skābs.

oksīdi- tās ir sarežģītas vielas, kas sastāv no diviem ķīmiskiem elementiem, no kuriem viens ir skābeklis ar oksidācijas pakāpi "-2"

Trešā perioda oksīdi ietver:
Na 2 O, MgO, Al 2 O 3, SiO 2, P 2 O 5, SO 3, Cl 2 O 7.

Palielinoties elementu oksidācijas pakāpei, skābes īpašības oksīdi.

Na 2 O, MgO - bāziskie oksīdi

Al 2 O 3 - amfoteriskais oksīds

SiO 2, P 2 O 5, SO 3, Cl 2 O 7 ir skābes oksīdi.

Bāzes oksīdi reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni.

MgO + 2CH 3 COOH → (CH 3 COO) 2 Hg + H 2 O

Sārmu un sārmzemju metālu oksīdi reaģē ar ūdeni, veidojot sārmu.

Na 2 O + HOH → 2NaOH

Bāzes oksīdi reaģē ar skābiem oksīdiem, veidojot sāli.
Na 2 O + SO 2 → Na 2 SO 3
Skābes oksīdi reaģē ar sārmiem, veidojot sāli un ūdeni

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

Reaģē ar ūdeni, veidojot skābi

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Amfoteriskie oksīdi reaģē ar skābēm un sārmiem

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Ar sārmu

Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O

Tauki, to īpašības un sastāvs. Tauki dabā, tauku transformācija organismā. Tauku tehniskās pārstrādes produkti, sintētisko mazgāšanas līdzekļu jēdziens. Dabas aizsardzība no SMS piesārņojuma.

Tauki ir glicerīna un karbonskābju esteri.

Vispārējā formula tauki:

Cietos taukus veido galvenokārt augstāka ierobežojuma karbonskābes - stearīnskābe C 17 H 35 COOH, palmitīnskābe C 15 H 31 COOH un dažas citas. Šķidros taukus veido galvenokārt augstākās nepiesātinātās karbonskābes – oleīns C17H33COOH, lenolskābe C 17 H 31 COOH

Tauki kopā ar ogļhidrātiem un olbaltumvielām ir daļa no dzīvnieku un augu organismiem. Tie ir svarīga cilvēku un dzīvnieku barības sastāvdaļa. Kad tauki tiek oksidēti organismā, tiek atbrīvota enerģija. Tauki, nonākot gremošanas orgānos, fermentu ietekmē tiek hidrolizēti par glicerīnu un atbilstošajām skābēm.

Hidrolīzes produktus uzsūc zarnu bārkstiņas, un tad tiek sintezēti tauki, bet jau organismam raksturīgi. Asinsrite nogādā taukus uz citiem ķermeņa orgāniem un audiem, kur tie atkal uzkrājas vai hidrolizējas un pakāpeniski oksidējas par oglekļa monoksīdu (IV) un ūdeni.

fizikālās īpašības.

Dzīvnieku tauki pārsvarā ir cieti, bet ir arī šķidrie (zivju eļļa). Augu tauki visbiežāk ir šķidras vielas – eļļas; zināmi un cietie augu tauki – kokosriekstu eļļa.

Ķīmiskās īpašības.

Dzīvnieku organismu tauki tiek hidrolizēti fermentu klātbūtnē. Papildus reakcijām ar ūdeni tauki mijiedarbojas ar sārmiem.

Augu eļļu sastāvā ir nepiesātināto karbonskābju esteri, tās var pakļaut hidrogenēšanai. Tie pārvēršas par robežsavienojumiem
Piemērs: Margarīnu komerciāli ražo no augu eļļas.

Pieteikums.
Tauki galvenokārt tiek izmantoti kā pārtikas produkts. Iepriekš tauki tika izmantoti ziepju pagatavošanai
Sintētiskie mazgāšanas līdzekļi.

Sintētiskie mazgāšanas līdzekļi ir kaitīgi vide, jo tie ir stabili un grūti salaužami.