Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

2) Восстановление:

Окисление, восстановление

В ОВР электроны от одних атомов, м-л или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоед. электроны явл.окислителями, а кот. отдают электроны — восстановителями.

Вопрос 27

Электролиз-физ.-хим. процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворенных в-в, являющихся рез-том вторичн. реакций на электродах, кот. возникает при прохождении эл.тока через р-р либо расплав электролита .Упорядочен.движение ионов в проводящих жидкостях происх.в эл. поле, которое создается электродами-проводниками, соединенными с полосами источника электр. энергии. Анодом при электролизе назыв. положит. электрод, катодом – отрицат.. Положит. ионы-катионы(ионы металлов, водородн. ионы, ионы аммония и тп.)-движутся к катоду. Отрицат. -анионы(ионы кислотн. остатков и гидроксильной группы)-движутся к аноду. Явление электролиза широко примен. в современ. промышленности. Электролиз явл. одним из способов промышлен.получения алюминия, водорода, а так же гидроксида натрия, хлора, хлорорганич. соединений. Большое кол-во металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза. Электролиз находит применение в очистке сточных вод.

Первый закон Фарадея. В 1832 году Фарадей установил, что масса М в-ва, выделившегося на электроде, прямо пропорц. электрич. заряду Q, прошедшему через электролит:

M=k*Q=k*I*t, если через электролит пропускается в течении времени t пост. ток с силой тока I. Коэф-т пропорциональности называется электрохим. эквивалентом в-ва. Он численно равен массе в-ва, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрич.заряда, и зависит от хим.природы в-ва.

Второй закон Фарадея: Электрохим. эквиваленты различных в-в относятся, как их хим. эквиваленты. Хим. эквивалентом иона назыв.отношение молярной массы А иона к его валентности Z.Поэтому, электрохим. эквивалент .

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:

где — M молярн. масса данного в-ва, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в рез-те электролиза, г/моль; I — сила тока, пропущенного через в-во или смесь в-в (р-р, расплав), А; — время, в течение кот.проводился электролиз, с; — постоянная Фарадея, Кл·моль−1; — число участвующих в процессе электронов, кот.при достаточно больших значениях силы тока равно абсол. величине заряда иона, принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). Однако это не всегда так; напр., при электролизе р-ра соли меди(II) может образовываться не только свободн. медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).

-Расплавы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K"катод"(-): Na⁺ + 1e = Na⁰

A"анод"(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl2

Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl2

2.Соль активного металла и кислородосодержащей кислоты

Na2SO4↔2Na⁺+SO4²⁻

K(-): 2Na+ +2e =2Na⁰

A(+): 2SO4²⁻ −4e =2SO3+O2

Вывод: 2Na2SO4 → (электролиз) 4Na + 2SO3 + O2

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): Na⁺ +1e =Na⁰

A(+): 4OH⁻ −4e =2H2O + O2

Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H2O + O2

2) Менее активные металлы

3) Неактивные металлы

-Растворы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K"катод"(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH⁻

A"анод"(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl2

Вывод: 2NaCl + 2H2O(электролиз) → H2 + Cl2 +2NaOH

2.Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты

Na2SO4↔2Na⁺+SO4²⁻

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH⁻

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4H⁺

Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH⁻

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н⁺

Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2

2) Менее активные металлы

1.Соль менее активного металла и бескислородной кислоты

ZnCl2 ↔ Zn²⁺ + 2Cl⁻

K"катод"(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A"анод"(+): 2Cl⁻ — 2e = 2Cl⁰

Вывод: ZnCl2 (электролиз) → Zn + Cl2

2.Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты

ZnSO4 ↔ Zn²⁺+SO4²⁻

K(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н⁺

Вывод: 2ZnSO4 + 2H2O(электролиз) → 2Zn + 2H2SO4 + O2

3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

3) Неактивные металлы

Комплексные соед-я

Комплексныесоед-я - соединения высшего порядка,кот. образуются из прост. соединений и при образовании ко. не происходит возникновения нов. электронных пар.

NH3+HCl=[NH4]Cl

В комплексных соединениях всегда есть хотя бы одна комплексная связь.

Теория комплексных соединений была разработана швейцарским химиком Вернером в 1893г и получила название «координационная теория». Согласно это теории центральный ион к.с. называется комплексо-образователем. Обычно комплексо-образователем считают положит. заряженные ионы металлов. Хорошие комплексо-образователи-катионы d и f элементов.

I2+KI=K[I2]-комплексо-образователь (I-это йод)

Вокруг комплексо-образователя вне посредственной близости около него нах-ся противоположнозаряжен. ионы или нейтральные м-лы. Их назыв. лигандами. Комплексо-образователь и лиганды образуют внутренню сферу,кот. заключается в []. Ионы,кот. не вошли во внутр.координационную сферу и нах-ся на некот.удалении от комплексо-образователя образуют внеш. координационную сферу.

K4[Fe(CN)6]-гексоциано-2-феррат калия

Fe-комплексо-образователь,6СN-лиганды,K4-внешнаяя коорд. сфера,[]-внутренняя

Количество лигандов опред. координацион. числом(к.ч.) комплексо-образователя

К.ч. имеет такое же значение для комплексных соединений,как и валентность для простых. К.ч. зависит от ряда факторов:от размера комплексо-образователя и лигандов,от заряда комплексо-образователя и лиганд,от взаимн. поляризующей спос-ти.

Заряд внутрен. сферы равен сумме зарядов комплексо-образователя и лигандов.

Заряд внутр.сферы равен заряду внеш.,взятой с противопол.знаком.

Заряд комплексо-образователя равен разности зарядов внутр. сферы и лигандов.

В водном р-ре комплексные соед-я диссоциируют как сильный электролит,т.е. полностью,на внутр. и внешн. сферы.

K4[Fe(CN)6] K4+[Fe(CN)6]

Внутр. сфера диссоциирует как слабый электролит,т.е. незначит..При этом устанавлив. динамич. равновесие между прост. и комплексными ионами.

[Fe(CN)6]== Fe+6(CN)

Можно применить ЗДМ и написать Кр,которая называется константой нестойкости(Кнест)

Кр=[Fe][CN]^6/[[Fe(CN)6]]

Чем меньше Кнест,тем прочнее комплексное соединение.

К комплексным соединениям относят кристаллогидраты и двойные соли.

CrCl3 *6H2o=>[Сr(H₂O)₆]Cl3

KAl(SO₄)₂ = К⁺ + Al³⁺ + 2SO₄²⁻

Двойные соли можно рассматривать,как комплексные соединения с большой Кнест,т.е. внутр. сфера у них неустойчива. В водн. р-ре двойные соли диссоциируют на все составляющие.

Типы комплексных соединений:

1) Аммиакаты — комплексы, в кот.лигандами служат молекулы аммиака, например: [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Co(NH₃)₆]Cl₃, [Pt(NH₃)₆]Cl₄ и др.

2) Аквакомплексы — в кот.лигандом выступает вода: [Co(H₂O)₆]Cl₂, [Al(H₂O)₆]Cl₃ и др.

3) Карбонилы — комплексные соединения, в кот.лигандами явл. молекулы оксида углерода(II): [Fe(CO)₅], [Ni(CO)₄].

4) Ацидокомплексы — комплексы, в кот.лигандами явл. кислотные остатки. К ним относятся комплексные соли: K₂[PtCl₄], комплексные к-ты: H₂[CoCl₄], H₂[SiF₆].

5) Гидроксокомплексы — комплексные соединения, в кот.в кач-ве лигандов выступают гидроксид-ионы: Na₂[Zn(OH)₄], Na₂[Sn(OH)₆] и др.

Комплексные соединения можно классифицировать по заряду иона:

-катионные-комплексные ион-катион

Сульфат гексоаллюмин никеля(2) [Ni(NH₄)₆]SO₄

-анионные

Тетра йодо 2 меркуриат калия K2[HgI₂]

Вопрос 29

Металлы- группа эл-тов, обладающая характерными метал. св-вами, такими как высокая тепло- и электропроводность, положит. температурный коэф-т сопротивления, высокая пластичность и метал.блеск.

В периодической системе Д. И. Менделеева из 110 элементов 87 являются металлами. Если в период.таблице эл-тов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться эл-ты-металлы (к ним же относятся эл-ты побочных подгрупп), а справа вверху – эл-ты-неметаллы. Эл-ты, расположенные вблизи диагонали (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным х-ром.

К элементам-металлам относятся s-эл-ты I и II групп, все d- и f – эл-ты, а также p- эл-ты главн. подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb,Bi) и VI (Po). Наиболее типичные эл-т –металлы расположены в начале периодов (начиная со второго). Особенностью строения атомов металлов явл.небольш. число е во внешнем энергетич. ур-не, не превышающее 3. Атомы металлов имеют, как прав., большие атомн. радиусы. В периодах наибольш. атомные радиусы у щелочных металлов. Они наиб.хим. активны, т.е. атомы металлов легко отдают е и явл. хорошими восстановителями. Лучшие восстановители — металлы I и II групп главн. подгрупп. В соединениях металлы всегда проявл. положит.степень окисления, обычно от +1 до +4. В соединениях с неметаллами типичные металлы образуют хим. связь ионного х-ра. В виде прост.в-ва атомы металлов связаны между собой так назыв. металлической связью.Металлич. связь — особый вид связи, присущий исключит.металлам. Сущность ее в том, что от атомов металла постоянно отрываются е, кот.перемещаются по всей массе куска металла. Характерн.св-ва металлов: Метал. блеск , хорошая электропроводность, возможность лёгкой механ. обработки, высокая плотность , высокая t плавления и кипения, большая теплопроводность, пластичность, твердость.

Существуют несколько основных способов получения металлов:

-Восстановление:

— из их оксидов углем или оксидом углерода (II)

ZnО + С = Zn + СО

Fе2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО₂

— водородом

WO3 + 3H2 =W + 3H2O

СоО + Н2 = Со + Н2О

— алюминотермия (способ получения металлов, неметаллов (а также сплавов) восстановлением их оксидов металлическим алюминием)

4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМn

-Обжигомсульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем)

2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО₂

ZnО + С = СО + Zn

-Электролизом расплавов солей

СuСl2 — Сu²⁺ 2Сl

Катод (восстановление): Анод (окисление):

Сu²⁺ 2е- = Сu⁰ 2Cl - 2е^- = Сl°₂

Сплав — материалы, имеющ. метал.св-ва и состоящие из 2 или большего числа хим. эл-тов, из кот. хотя бы один является металлом. Многие металлические сплавы имеют один металл в кач-ве основы с малыми добавками др. эл-тов. Самый распространенный способ получения сплавов - затвердевание однородной смеси их расплавленных компонентов. В тверд. агрегатном состоянии сплав может быть гомогенным (однородным,однофазным) и гетерогенным (неоднородным, многофазным). Св-ва металлов и сплавов полностью определяются их структурой. Сплавы проявл. метал.св-ва, напр.: электропроводность и теплопроводность, отражательную способность (метал. блеск) и пластичность. Важнейшей характеристикой сплавов явл. свариваемость.

Интерметал.соединения –соединения,образованные металлами. Соединения с переменным составом. Они названы бертоллидами.

Примеры: Сталь. Сплавы железа с углеродом, содержащие его до 2%, называются сталями. Чугун. Чугуном называется сплав железа с 2-4% углерода. Важным компонентом чугуна является также кремний. Сплавы на основе меди. В основном это латуни, т.е. медные сплавы, содержащие от 5 до 45% цинка,. Так же свинцовые, алюминиевые, титановые и др.

Интерметалли́д (интерметаллическое соединение) — хим. соединение из 2 или более металлов. Интерметаллиды образуются в рез-те взаимод. компонентов при сплавлении, конденсации из пара, а также при р-циях в твердом состоянии вследствие взаимной диффузии, при распаде пересыщенного твердого р-ра одного металла в другом. Для интерметаллидов характерны преим. металлич. тип хим. связи и специфич. металлич. св-ва. Интерметаллиды обладают, как правило, высокой твёрдостью и высокой хим.стойкостью. Некот. из них имеют полупроводниковые св-ва. Примеры интерметаллидов: Фазы Лавеса;

Магниевые интерметаллиды: MgB2;MgZn;Натрий-оловянные интерметаллиды: NaSn3; NaSn2; и другие: GaAs (арсенид галлия), Au4Al.

Металлы подгруппы цинка

Подгру́ппа ци́нка — хим. эл-ты 12-й группы периодич.табл. хим. эл-тов . В группу входят цинк Zn, кадмий Cd и ртуть Hg.

Все эл-ты этой группы являются металлами. Близость метал.радиусов кадмия и ртути обусловлена косвен. влиянием лантаноидного сжатия. Все 3 металла имеют сравнительно низкие t плавления и кипения, что говорит о том, что метал. связь относит.слабая, с относит. небольш. перекрытием между валентн.зоной и зоной проводимости. Таким образом, цинк близок к границе между металлами и металлоидами, кот.обычно помещ. междугаллием и германием, хотя галлий присутств. в полупроводниках, таких как арсенид галлия.

Цинк явл. наиб. электроположит.эл-том в группе, следовательно, он явл. хорошим восстановителем. Окислительно-восстановительный статус группы равен +2, причём ионы имеют достаточно стабильную электронную конфигурацию, с заполненными подуровнями. Однако, ртуть легко переходит к статусу +1. Кадмий может также формировать связи, такие как [Cd₂Cl₆]⁴⁻, в которых окислительно-восстановительный статус металла равен +1. Так же как и для ртути, в рез-тате формир. связь металл-металл в виде диамагнитного соединения, в кот.нет непарных электронов, делающих соединение сильно химическим.

Ковалентный х-р достигается за счет использования 4d или 5d-орбиталей соответственно, формируя sp³d² гибридные орбитали. Ртуть, однако, редко превышает КЧ 4. Когда это происходит, должны быть вовлечены 5f-орбитали. Известны также КЧ 2, 3, 5, 7 и 8.

Эл-ты группы цинка как прав., считаются d-блок эл-тами, но не переходными металлами, у кот. s-оболочка заполнена.

Из кадмия изготовляют стержни для регулирования цепной реакции в атомн. реакторах,т.к. ядра изотопа кадмия поглощают нейтроны. Хлорид цинка ZnCl₂используют при паянии, применяют при переработке древесины. Сульфат цинка (цинковый купорос) – основной компонент р-ров для электролитич.цинкования. Цинк – один из с/х микроэл-тов. Подкормка цинковыми удобрениями устраняет заболевания растений,благоприятствует их росту. Оксид цинка входит в состав мазей для лечения ожогов и язв.

Вопрос41

Алюминий

Получение

Оксид алюминия не проводит электрический ток, поэтому электролизу подвергают раcплавленную смесь,содержащую 6-8%Al2O3 и 92-94% криолита Na₃[AlF₆].

Катод: Alᶾ⁺ +3é→Al

Анод: угольный анод изнашивается в ходе электролиза

C+O=CO; 2CO+O₂=2CO₂

Физические свойства: серебристо-белый металл, твердый, прочный, легкий, имеет высокую электро- и теплопроводность, пластичный, легкоплавкий.

Химические свойства: активный металл, восстановитель,активность снижена из-за плотной,прочной оксидной пленки Al₂O₃

· С растворами кислот

6HCl+2Al=2AlCl₃+3H₂↑

· Растворяется в щелочах

2Al+2NaOH+6H₂O=2Na[Al(OH)₄]+3H₂↑(натриятетрагидроксо-алюминат)

Оксид алюминия(Al2O3)	Гидроксид алюминия Al(OH)₃
химические	свойства
· Реагирует с кислотами Al2O3+6HCl=AlCl3+3H₂O · Реагирует с щелочами Al2O3+2NaOH+3H₂O=2Na[Al(OH)₄] (в растворе) · Al2O3+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O (в расплаве)	· Растворяется в кислотах Al(OH)₃+3HCl=AlCl₃+3H₂O · Реагирует со щелочами Al(OH)₃+2NaOH=Na[Al(OH)₄] (в растворе) Al(OH)₃+NaOH=NaAlO₂+2H₂O(металлюминат натрия) (в расплаве)