доц. Гарибян Ирина Ивановна
Лекция
Тема: «МЕТАЛЛЫ И ИХ СВОЙСТВА. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ. УРАВНЕНИЕ НЕРНСТА»
План.
-
Положение металлов в Периодической системе элементов.
2.
Способы получения металлов
3.
Физические и химические свойства металлов
4.
Электродный потенциал металлов, нормальный водородный потенциал
5.
Гальванический элемент и электродвижущая сила
6.
Ряд напряжений металлов.
7.
Уравнение Нернста
Почти 80% элементов в Периодической системе Д.И Менделеева составляют металлы. Это s- элементы I и II группы, все d и f - элементы, а также - элементы главных подгрупп - III группы (все, кроме В), IV- Ge,Sn,Pb, V- Sb, VI- Po
Получение.
Металлы встречаются в природе как в свободном состоянии (самородки – золото и платина), так и в виде химических соединений. Наименее активные металлы, такие как, серебро, медь, ртуть и олово в природе находятся как в свободном, так и в виде соединений с другими химическими элементами. Активные (стоящие в ряду напряжения металлов до олова) – находятся только в соединениях с другими химическими элементами и входят в состав минералов и горных пород.
Физические свойства
Чистые металлы в твёрдом состоянии – это кристаллы, которых частицы вещества расположены в определённом геометрическом порядке, образуя кристаллическую решётку, в узлах которой находятся положительно заряженные ионы и нейтральные атомы, а между ними перемещаются электроны.
Все металлы, за исключением ртути, при обычных условиях, твёрдые вещества. Для металлов характерен металлический блеск.
Химические свойства.
Эти свойства металлов обусловлены характерным строением их внешних электронных оболочек.
Общим химическим свойством металлов является их способность только отдавать электроны, превращаясь в свободные положительно заряженные ионы:
[pic]
1. Взаимодействие металлов с неметаллами.
а) большинство металлов хорошо реагируют с кислородом, давая оксиды: 2Mg + O2 = 2MgO
б) легко соединяются с галогенами, образуя галогениды (с хлором – хлориды, со фтором –фториды, с бромом – бромиды, с йодом –иодиды):
2Fe + 3CI2 = 2FeCI3
в) с азотом металлы образуют нитриды:
3Ba + N2 = Ba3N2
г) при определённых условиях металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды:
2AI + 3S = AI2S3
д) соединения металлов с углеродом называются карбидами:
Ca + 2C = CaC2
е) соединения металлов с фосфором можно получить синтезом (при 6000С – 12000С) и называются они фосфидами:
3Li + P = Li3P
3Zn + 2P = Zn3P2
ж) с водородом взаимодействуют непосредственно только щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды:
2Li + H2 =LiH
Ca + H2 = CaH2
з) с кремнием металлы образуют - силициды:
2Mg + Si = Mg2Si
и) с бором металлы образуют - бориды – применяются в ядерной технике, радиоэлектронике.
Все металлы, стоящие до водорода, вытесняют его из разбавленных растворов кислот, (исключение представляет азотная кислота любой концентрации) свинец не растворяется в серной кислоте, т.к. образуется осадок сульфат свинца.
Ряд стандартных электродных потенциалов справедлив для окислительно-восстановительных процессов, происходящих только в водной среде.
2. Важные химические свойства металлов проявляются в их отношении к воде, растворам кислот, щелочам, солям.
а) Активные металлы (щелочные и щелочноземельные) вытесняют водород из воды с образованием гидроксидов (щёлочи), магний только из горячей воды.
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
Металлы, стоящие в ряду напряжений, между магнием и кадмием обычно не вытесняют водород из воды. На поверхности этих металлов образуются оксидные плёнки, обладающие защитным действием.
Некоторые тяжёлые металлы взаимодействуют с водой при нагревании с образованием оксида:
t
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
б) Металлы, гидроксиды которых амфотерны, взаимодействуют с растворами кислот и щелочей:
сплавление
[pic] 2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlO2 + H2
2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[AI(OH)4] + 3H2
Be + 2KOH + 2H2O K2[Be(OH)4] + H2
в) Более активные металлы вытесняют менее активные ихз растворов их солей: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
Устройства, в которых происходит такое превращение, называются химическими источниками электрической энергии. Они делятся на гальванические элементы (ГЭ) и аккумуляторы.
При действии гальванических элементов на электродах возникают электрические потенциалы. Величина этих потенциалов характеризует активность восстановителей и окислителей. Поэтому для её характеристики вместо отдельных потенциалов используется разность потенциалов в гальваническом элементе, образованном электродом, содержащим изучаемый восстановитель или окислитель, и стандартным электродом, потенциал которого условно принимается равным нулю. В качестве такого принимается электрод, образованный платиной, насыщенной водородом при давлении 1 атм. и погружённой в раствор кислоты, содержащей ионы водорода в активной концентрации 1 моль/л. Этот электрод называется нормальным водородным электродом. Водород хорошо растворяется в платине, при этом молекулы водорода распадаются на атомы. Платина не принимает участие в электродных реакциях, она только выполняет роль губки, пропитанной атомарным водородом.
Измеренная разность потенциалов в образованном гальваническом элементе называется электродным, или окислительно – восстановительным, потенциалом изучаемого восстановителя или окислителя.
Величина электродных потенциалов металлов зависит от свойств самих металлов и от активной концентрации их ионов в растворе.
Для определения потенциала того или иного металла, нужно составить ГЭ, одним электродом которого будет нормальный электрод, а другим – испытуемый металл, погружённый в раствор своей соли с концентрацией 1моль/л. Определяемые потенциалы называются стандартными (или нормальными) электродными потенциалами данного металла (табл.).
Если на металлическом электроде идёт процесс окисления, его электродный потенциал имеет отрицательное значение, а процесс восстановления – значение электродного потенциала положительно.
● Ряд металлов, расположенных по нарастанию алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, называется рядом напряжений металлов:
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd,Co, Ni, Sn, Pb,
(H), Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au
В этот ряд включён и водород, потенциал которого принимается равный нулю. Ряд напряжений металлов характеризует химические свойства металлов:
1. Чем левее расположен металл в ряду напряжений, тем сильнее его восстановительная способность и тем слабее окислительная способность его иона в растворе (т.е. тем легче он отдаёт электроны (окисляется) и тем труднее ионы присоединяют обратно электроны).
2. Каждый металл способен вытеснить из раствора солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений правее его, т.е. восстанавливает ионы последующих металлов в электронейтральные атомы, отдавая электроны и сам превращаясь в ионы.
3. Только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
● Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом (-)
● Электрод, на котором протекает восстановление, называется
катодом (+).
Действие любого гальванического элемента (ГЭ) основано на протекании в нём окислительно-восстановительной реакции. ГЭ состоит из двух пластин (электродов), изготовленных из различных металлов и погружённых в раствор электролита.
При схематическом изображении ГЭ граница раздела между металлом и раствором обозначается вертикальной чертой, а граница между растворами электролитов – двойной вертикальной чертой. Схема медно - цинкового гальванического элемента записывается в виде:
(–) анод Zn0 Zn2+||Cu2+Cu0 катод (+)
При работе ГЭ, т.е. при замкнутой внешней цепи, цинк окисляется на аноде и в форме ионов переходит в раствор, а на катоде восстанавливается медь:
Zn0 - 2ē Zn2+
Cu2+ + 2ē Cu0
Протекает окислительно-восстановительная реакция.
Таким образом, в растворе наблюдается направленное движение ионов. Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой элемента. Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.
[pic]
где [pic] - потенциал электрода -катода,
[pic] - потенциал электрода - анода,
Е - разность двух электродных потенциалов
Для рассматриваемой реакции можно записать: [pic]
Гальванический элемент может быть составлен не только из различных, но и из одинаковых электродов, погружённых в растворы одного и того же электролита, различающиеся только концентрацией.
Положение металла в ряду напряжений характеризует восстановительную активность его положительного иона. Чем меньше алгебраическая величина стандартного электродного потенциала, тем более активным восстановителем является атом этого металла и тем слабее проявляются окислительные свойства этих ионов в водных растворах. Зависимость электродного потенциала от концентрации веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры выражается уравнением Нернста:
[pic]
где: [pic] - стандартный электродный потенциал металла, В
R - универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/ (моль•К),
T - абсолютная температура, К
F - постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль,
z - число электронов, участвующих в электродном процессе.
Заменяя 2,3• R•T/(z•F) = 2,3• 8,31•273/(96500•z) = 0,059/z, получим:
[pic]
Контрольные вопросы:
