Написать уравнение протекающей реакции с металлами

Написать уравнение протекающей реакции с металлами

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ

Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H 2 SO 4 , соляная HCl и азотная HNO 3 . Далее рассмотрим отношение различных металлов к перечисленным кислотам.

Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl . Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация соляной кислоты при обычных условиях не превышает 38%. Поэтому независимо от концентрации соляной кислоты процесс диссоциации ее молекул в водном растворе протекает активно:

HCl H + + Cl —

Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя, окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. Взаимодействие протекает по схеме:

Me + HCl соль + H 2

При этом соль представляет собой хлорид металла ( NiCl 2 , CaCl 2 , AlCl 3 ), в котором число хлорид-ионов соответствует степени окисления металла.

Соляная кислота является слабым окислителем, поэтому металлы с переменной валентностью окисляются ей до низших положительных степеней окисления:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0 – 3 e — → Al 3+ — окисление

3│2 H + + 2 e — → H 2 – восстановление

Соляная кислота пассивирует свинец ( Pb ). Пассивация свинца обусловлена образованием на его поверхности трудно растворимого в воде хлорида свинца ( II ), который защищает металл от дальнейшего воздействия кислоты:

В промышленности получают серную кислоту очень высокой концентрации (до 98%). Следует учитывать различие окислительных свойств разбавленного раствора и концентрированной серной кислоты по отношению к металлам.

Разбавленная серная кислота

В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:

H2SO4 H + + HSO4

HSO4H + + SO4 2-

Образующиеся ионы Н + выполняют функцию окислителя.

Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными и средней активности (расположенными в ряду активности до водорода).

Химическая реакция протекает по схеме:

1│2Al 0 – 6e — → 2Al 3+ — окисление

3│2 H + + 2 e — → H 2 – восстановление

Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:

Свинец ( Pb ) не растворяется в серной кислоте (если ее концентрация ниже 80%) , так как образующаяся соль PbSO 4 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.

Концентрированная серная кислота

В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера, находящаяся в высшей степени окисления ( S +6 ). Концентрированная H 2 SO 4 окисляет все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше потенциала окислителя – сульфат-иона SO 4 2- (0,36 В). В связи с этим, с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы.

Процесс взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой в большинстве случаев протекает по схеме:

Me + H 2 SO 4 (конц.) соль + вода + продукт восстановления H 2 SO 4

Продуктами восстановления серной кислоты могут быть следующие соединения серы:

Практика показала, что при взаимодействии металла с концентрированной серной кислотой выделяется смесь продуктов восстановления, состоящая из H 2 S , S и SO 2. Однако, один из этих продуктов образуется в преобладающем количестве. Природа основного продукта определяется активностью металла: чем выше активность, тем глубже процесс восстановления серы в серной кислоте.

Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:

Алюминий ( Al ) и железо ( Fe ) не реагируют с холодной концентрированной H 2 SO 4 , покрываясь плотными оксидными пленками, однако при нагревании реакция протекает.

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, поэтому при взаимодействии с ней металлов, обладающих переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты:

Читайте также:  Металл рамный анкер 10 72

Источник

Презентация «Составление уравнений реакций, решение задач по теме «Химические свойства металлов»

Онлайн-конференция

«Современная профориентация педагогов
и родителей, перспективы рынка труда
и особенности личности подростка»

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Описание презентации по отдельным слайдам:

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ, РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ» Учитель химии МБОУ г.Иркутска СОШ №17 Е.С. Степук

Инструкция по использованию обучающей программы Ребята, с помощью этой программы Вы можете самостоятельно учиться составлять уравнения химических реакций, решать задачи, и повторить одну из тем курса 8-го класса «Химические свойства металлов». Пользуясь гиперссылками на слайде «Генетическая связь между классами неорганических соединений», повторите материал темы. Выполните задания, которые Вам предложены. Решение выполните в рабочей тетради. Условия заданий можно не переписывать, достаточно указать номер задания. Пытайтесь все задания сделать самостоятельно, затем можно просмотреть ответы, варианты решения задач. Дополнительные задания выполняются по желанию. Желаю всем удачи!

Цели работы по данной обучающей программе Необходимо знать: классы неорганических соединений, с которыми металлы вступают в химические реакции; продукты, которые получаются при протекании химической реакции; вклад каких процессов, протекающих с выделением или поглощением энергии, определяет положение каждого элемента в электрохимическом ряду напряжений металлов Необходимо уметь: составлять молекулярные формы уравнений химических реакций, полную и краткую ионные формы уравнений реакций, протекающих в растворах; определять окислитель, восстановитель в окислительно-восстановительных уравнениях реакций; подбирать коэффициенты в уравнениях реакций методом электронного баланса; выполнять расчеты по уравнениям химических реакций.

Классификация химических реакций Химическая форма движения материи сложна, поэтому не существует единой классификации химических реакций. Реакции подразделяют на группы по различным признакам. В данном случае мы остановимся на классификации химических реакций, когда основанием классификации будут являться следующие признаки: количество исходных веществ и продуктов реакции, состав веществ; изменяются или остаются постоянными степени окисления элементов.

Классификация химических реакций Если основание классификации «количество исходных веществ и продуктов реакции, состав веществ», то выделяют следующие типы химических реакций: реакции соединения – это такие реакции, в результате которых из одного или нескольких исходных веществ образутся одно сложное вещество 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 реакции разложения – это такие реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется два и более новых веществ 2Fe(ОН)3 = Fe2О3 + 3Н2О

Классификация химических реакций реакции замещения – это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из химических элементов в сложном веществе Zn + Н2О = ZnО + Н2 ↑ реакции обмена – это реакции, в результате которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями FeCl2 + 2AgNO3 = Fe(NO3)2 + 2AgCl↓

Классификация химических реакций Если основание классификации «значение степени окисления элементов», то реакции бывают окислительно-восстановительные – реакции в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества Zn + 2HCl = ZnCl2 +H2↑ 0 0 Zn + 2H+ = Zn2+ + H2 ↑ не окислительно-восстановительные (например, реакции ионного обмена)

Алгоритм подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных уравнениях реакций Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, или молекулами. Степень окисления при этом понижается. +2 0 +2 Сu + 2e → Сu Сu — окислитель Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями. Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами. 0 +2 0 Сu — 2e → Сu Сu — восстановитель Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называют восстановителями.

Алгоритм подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных уравнениях реакций В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления. Например, реакцию алюминия с хлоридом меди (II) описывают схемой: +2 -1 0 +3 -1 0 Cu Cl2 + Al → AlCl3 + Cu а электронные уравнения будут иметь вид: +2 восстановление 0 Cu + 2e → Cu 3 окислитель 0 окисление +3 Al -3e → Al 2 восстановитель Молекулярное уравнение этой реакции написать уже несложно, так как коэффициенты для него будут взяты из электронных уравнений: 3Cu Cl2 + 2Al → 2AlCl3 + 3Cu

Читайте также:  Можно ли сдать смеситель на металлолом

Алгоритм решения задач При решении задач следует соблюдать следующий порядок действий: прочитать условие задачи; записать данные задачи в тетрадь; составить уравнение реакции, по которому необходимо провести расчет; если в условии задачи дана масса вещества, или объем, то необходимо найти соответствующие значения количества вещества; над уравнением реакции над соответствующим веществом поставить значение количества вещества и x (неизвестное) над веществом, для которого необходимо определить неизвестную величину; под уравнением реакции под соответствующим веществом поставить значение количества вещества в соответствии с коэффициентом реакции и под веществом, для которого необходимо определить неизвестную величину, также поставить количество вещества в соответствии с коэффициентом реакции; составить пропорцию; определить неизвестное количество вещества x ; найти необходимую величину.

Основные формулы для определения количества вещества n – количество вещества (моль); m – масса (г); M – молярная масса (г/моль); N – число молекул; NA= 6*10231/моль – постоянная Авогадро V – объем (л) VM= 22,4 л/моль (при нормальных условиях) –молярный объем газа n= m / M n= N / NA n= V / VM

Пример решения задачи Задача. Определите объем водорода, который выделится при взаимодействии 0,23 г натрия с водой. Дано: Решение: m(Na)=0,23 г 0,01 моль х V(Н2) = ? 2Na + 2Н2О = 2NaОН + Н2 2 моль 1 моль n= m / M; М (Na) = 23 г/моль; n(Na) = 0,23г / 23 г/моль = 0,01 моль; V = VM * n; V (Н2) = 22,4 л/моль * 0,01 моль = 0,224 л Ответ: V (Н2) = 0,224 л

Строение атомов металлов. Металлическая связь. Металлическая кристаллическая решетка Если в периодической системе мысленно провести диагональ от водорода к астату, то левее и ниже окажутся элементы главных подгрупп, у которых преобладают металлические свойства. Металлические свойства характерны также для всех элементов побочных подгрупп. К металлам принадлежат почти все s- элементы, многие p-элементы, все d- и f-элементы. Общим для строения атомов металлов является наличие на наружном энергетическом уровне электронной оболочки небольшого числа электронов (1-3), слабо связанных с ядром. Металлическая химическая связь осуществляется за счет взаимного притяжения положительно заряженных атом-ионов и отрицательно заряженных свободно движущихся электронов. Упаковка атом-ионов в кристалле может быть разной: плотнейшую гексогональную кристаллическую решетку имеют бериллий, магний, цинк; плотную кубическую гранецентрированную имеют алюминий, медь, серебро, свинец, золото; кубическую объемноцентрированную имеют натрий, железо, ванадий. Общность в физических свойствах связана с наличием в кристаллах свободно движущихся электронов.

Общие химические свойства металлов На внешнем энергетическом уровне атомов металлов находится от одного до трех электронов, которые атомы металлов отдают в ходе протекания химических реакций и превращаться в положительно заряженные ионы, т.е. металлы в реакциях являются восстановителями. Ме – ne → Меn+

Схема генетической связи между классами неорганических соединений МЕТАЛЛЫ ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ ОСНОВАНИЯ НЕМЕТАЛЛЫ КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ КИСЛОТЫ Н2О АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ СОЛИ

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с неметаллами Наиболее энергично металлы реагируют с галогенами, кислородом и серой, электроотрицательность которых велика: 0 +2 Са + Cl2 = CaCl2 хлорид кальция 0 +2 2Mg + O2 = 2MgO оксид магния 0 +1 2Na + S = Na2S сульфид натрия При определенных условиях протекают реакции металлов с азотом, фосфором, углеродом, водородом 3Mg + N2 = Mg3N2 нитрид магния 4Al + 3C = Al4C3 карбид алюминия 2Na + H2 = 2NaH гидрид натрия В приведенных выше примерах степень окисления атомов определяется по периодической таблице химических элементов.

Взаимодействие с неметаллами Другое дело, если металл проявляет разные степени окисления. В этом случае образование определенного продукта реакции будет зависеть от окислительных свойств неметалла, например, железо с хлором образует хлорид железа (III), так как хлор – сильный окислитель, а вот с серой – только сульфид железа (II), ибо сера уже менее сильный окислитель: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3; Fe + S = FeS Нужно помнить, что иногда в результате горения могут образоваться смешанные оксиды и пероксиды, например: 2Na + O2 =Na2 O2 пероксид натрия (Na – О – О — Na) 3Fe + 2 O2 = FeО · Fe2О3 смешанный оксид железа (II,III ) ИНТЕРЕСНО Na2 O2 можно использовать как регенератор кислорода на подводных лодках: 2 Na2 O2 + СО2 = Na2 СО3 + O2

Читайте также:  Что объединяет группу щелочных металлов

Взаимодействие с неметаллами Другое дело, если металл проявляет разные степени окисления. В этом случае образование определенного продукта реакции будет зависеть от окислительных свойств неметалла, например, железо с хлором образует хлорид железа (III), так как хлор – сильный окислитель, а вот с серой – только сульфид железа (II), ибо сера уже менее сильный окислитель: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3; Fe + S = FeS Нужно помнить, что иногда в результате горения могут образоваться смешанные оксиды и пероксиды, например: 2Na + O2 =Na2 O2 пероксид натрия (Na – О – О — Na) 3Fe + 2 O2 = FeО · Fe2О3 смешанный оксид железа (II,III ) ИНТЕРЕСНО Na2 O2 можно использовать как регенератор кислорода на подводных лодках: 2 Na2 O2 + СО2 = Na2 СО3 + O2

Задания для которых приведен вариант решения №1. Напишите уравнения реакций взаимодействия магния с фтором, серой, фосфором. Назовите продукты реакции. Определите тип химической реакции.

Задания для которых приведен вариант решения №2. Решите задачу. Какова масса образца калия, содержащего столько атомов калия, сколько атомов меди содержится в образце меди массой 320 г?

Решение заданий №1. Mg + F2 = MgF2 фторид магния Mg + S = MgS сульфид магния 3Mg + 2P = Mg3P2 фосфид магния Все реакции относятся к реакциям соединения.

Решение заданий №2. Если число атомов калия равно числу атомов меди, то значит количество вещества калия равно количеству вещества меди. n(K) = n(Cu) n(Cu) = m(Cu) / M(Cu) n(Cu) = 320г / 64г/моль = 5моль m(К) = M(K)*n(K) m(К) = 59 г/моль*5моль = 295 г Ответ: m(К) = 295 г

Задания для самостоятельного выполнения №3. Решите задачу. Натрий массой 4,6 г взаимодействует с кислородом. Определите массу израсходованного кислорода и массу образовавшегося пероксида натрия.

Дополнительные задания №4. Дана следующая цепочка превращений: Fe → FeCl3 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe Cоставьте уравнения соответствующих реакций. Укажите тип реакции Вернуться к слайду «генетическая …»

Источник

Урок №48. Химические свойства кислот

Химические свойства кислот

Универсальная индикаторная бумага

» jsaction=»rcuQ6b:WYd;»>

2.Реагируют с металлами в ряду активности до H 2 (искл. HNO 3 –азотная кислота)

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H 2 (р. замещения)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена)

КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O ( р. обмена)

H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот — если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

2 NaCl (тв.) + H 2 SO 4 (конц.) = Na 2 SO 4 + 2HCl↑ ( р. обмена)

Сила кислот убывает в ряду:

HI > HClO 4 > HBr > HCl > H 2 SO 4 > HNO 3 > HMnO 4 > H 2 SO 3 > H 3 PO 4 > HF > HNO 2 >H 2 CO 3 > H 2 S > H 2 SiO 3 .

Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую

6. Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании ( искл. H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 )

КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения )

Запомните! Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду :

Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа:

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Составьте уравнения реакций:

Назовите продукты реакции.

№2. Составьте уравнения реакций, назовите продукты:

№3. Составьте уравнения реакций взаимодействия кислот с основаниями и солями:

Источник

Поделиться с друзьями
Металл
Adblock
detector