Впереди стоящий металл вытесняет

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительную активность металла отображает его положение в электрохимическом ряду напряжений.

На основании ряда можно сделать следующие выводы:

1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.

2. Каждый металл способен вытеснять из солей в растворе те металлы, которые стоят правее

2Fe + 3CuSO4 → 3Cu + Fe2 (SO4)3

3. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода способны вытеснять его из кислот.

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

4. Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные) в любых водных растворах прежде сего реагируют с водой.

Восстановительная способность металла, определённая по электрохимическому ряду не всегда соответствует его положению в периодической системе т.к в ряду напряжений учитывается не только радиус атома, но и энергия отрыва электронов.

Альдегиды, их строение и свойства. Получение, применение муравьиного и уксусного альдегидов.

Альдегиды – это органические соединения, в состав молекулы которых входит карбонильная группа, соединённая с водородом и углеводородным радикалом.

• Физические свойства
• Метаналь – газообразное вещество, водный раствор – формалинь
• Химические свойства
• + H2 = CH3OH
• Реактивом на альдегиды является Cu(OH)2
• Применение

Наибольшее применение имеют метаналь и этаналь. Большое количество метаналя используется для получения фенолформальдегидной смолы, которую получают при взаимодействии метаналя с фенолом. Эта смола необходима для производства различных пластмасс.

Пластмассы изготовлены для из фенолформальдегидной смолы в сочетании с различными наполнителями, называются фенопластами. При растворении фенолформальдегидной смолы в ацетоне или спирту получают различные лаки.

При взаимодействии метаналя с карбамидом CO(NH2)2 получают карбидную смолу, а из нее – аминопласты. Из этих пластмасс изготавливают микропористые материалы для нужд электротехники.Метаналь идёт так же на производство некоторых лекарственных веществ и красителей.

Широко применяется водный раствор, содержащий в массовых долях 40% метаналя. Он называетсяформалином. Его использование основано на свойстве свёртывать белок.

Получение

Альдегиды получают окислением алканов и спиртов. Этаналь получают гидротациейэтина и окислением этена.

Билет №12

Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в измерении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.

1. Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых является кислород со степенью окисления «-2»
2. К оксидам третьего периода относятся: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7.
3. С увеличением степени окисления элементов, увеличиваются кислотные свойства оксидов.
4. Na2O, MgO – основные оксиды
5. Al2O3 – амфотерный оксид
6. SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 – кислотные оксиды.
7. Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.
8. MgO + 2CH3COOH → (CH3COO)2Hg + H2O
9. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой с образованием щёлочи.
10. Na2O + HOH → 2NaOH
11. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием соли. Na2O + SO2 → Na2SO3 Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды
12. 2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O
13. Реагирует с водой, с образованием кислоты
14. SO3 + H2O → H2SO4
15. Амфотерные оксиды реагируют с кислотами и щелочами
16. Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
17. Со щёлочью
18. Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

Жиры, их свойства и состав. Жиры в природе, превращение жиров в организме. Продукты технической переработки жиров, понятие о синтетических моющих средствах. Защита природы от загрязнения СМС.

Жиры – это сложные эфиры глицерина и карбоновых кислот.

Общая формула жиров:

Твёрдые жиры образованы преимущественно высщими предельными карбоновыми кислотами – стеариновой C17H35COOH, пальмитиновой C15H31COOH и некоторыми другими. Жидкие жиры образованы главным образом высшими непредельными карбоновыми кислотами – олеиновойC17H33COOH, ленолевойC17H31COOH

Жиры наряду с углеводородами и белками входят в состав организмов животных и растений. Они являются важной составной частью пищи человека и животных. При окислении жиров в организме выделяется энергия. Когда в органы пищеварения поступают жиры, то под влиянием ферментов они гидролизуются на глицерин и соответствующие кислоты.

Продукты гидролиза всасываются ворсинками кишечника, а затем синтезируется жир, но уже свойственный организм. Потоком крови жиры переносятся в другие органы и ткани организма, где накапливаются или снова гидролизуются и постепенно окисляются до оксида углерода (IV) и воды.

Физические свойства.

Животные жиры в большинстве случаев твёрдые вещества, но встречаются и жидкие (рыбий жир). Растительные жиры чаше всего жидкие вещества – масла; известны и твёрдые растительные жиры – кокосовое масло.

Химические свойства.

Жиры в животных организмах в присутствии ферментов гидролизуются. Кроме реакций с водой, жиры взаимодействуют со щелочами.

В состав растительных масел входят сложные эфиры непредельных карбоновых кислот, то их можно подвергнуть гидрированию. Они превращаются в предельные соединения Пример: Из растительного масла в промышленности получают маргарин.

Применение. Жиры в основном применяют в качестве пищевого продукта. Раньше жиры использовали для получения мыла

Синтетические моющие средства.

Синтетические моющие средства оказывают вредное действие на окружающую среду, т.к. они устойчивы и с трудом подвергаются разрушению.

Билет №13

Что такое соли

Таблица растворимости солей…

Любую соль можно рассматривать как продукт реакции между кислотой и основанием.

Соли диссоциируют в воде на катионы металлов (или катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков (см. Диссоциация солей):

KNO3 ↔ K+ + NO3- NH4Cl ↔ NH4+ + Cl-

• средние (нормальные) соли (K2SiO3, K3PO4, Na2SO4) — состоят из катионов металла (или аммония) и анионов кислотного остатка, являются продуктами полного замещения атомов водорода в кислоте химическим элементом металлом: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
• кислые соли (K2HPO4, NaH2PO4, NaHSO4) — у этих солей в анион кислотного остатка входит водород, являются продуктами неполного замещения атомов водорода в кислоте химическим элементом металлом: NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
• основные соли (Mg(OH)Cl, CuOHCl) — являются производными оснований, в которых произошло неполное замещения гидроксильных групп кислотными остатками: Mg(OH)2 + HCl = Mg(OH)Cl + H2O
• двойные соли содержат два катиона, состоят из ионов разных металлов и одинаковых кислотных остатков: Al(OH)3 + KOH + 2H2SO4 = KAl(SO4)2 + 4H2O
• смешанные соли содержат два аниона, состоят из анионов одного металла и различных кислотных остатков: Ca(OH)2 + HCl + HBr = CaClBr + 2H2O
• комплексные соли представляют собой соединения, в состав которых входят сложные ионы или молекулы: K3[Fe(CN)6], [Cr(H2O)6]Cl3, Na[Al(OH)4]

Химические свойства солей

• реагируют с металлами (более активный металл вытесняет из соли менее активный), которые в ряду стандартных электронных потенциалов стоят впереди металла, входящего в состав соли: Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
• реагируют с водорастворимыми основаниями (более сильные основания вытесняют из соли более слабые), при этом в реакцию вступают только соли, дающие нерастворимые гидроксиды при действии щелочей: MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2↓ + 2NaCl; NH4Cl + KOH = NH3↑ + H2O + KCl
• реагируют с кислотами (реакция идет до конца, если один из продуктов выделяется в виде газа или выпадает в осадок): Na2CO3 + 2HBr = 2NaBr + H2O + CO2↑; BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
• соли могут вступать в реакцию друг с другом (обменные реакции), образуя при этом труднорастворимые соли: CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
• гидрокарбонаты, карбонаты и нитраты при нагревании разлагаются:
  • гидрокарбонаты превращаются в карбонаты при легком нагревании: Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2↑ + H2O
  • при более высоких температурах карбонаты разлагаются до оксида и углекислого газа (температура разложения растет с активностью металла): CaCO3 → CaO + CO2↑
  • карбонаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются
  • продукты разложения нитратов при нагревании зависят от активности металла, который входит в состав соли (см. таблицу электрохимического ряда напряжений металлов, расположенную ниже):
    • для металлов, стоящих левее магния: 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2↑
    • для металлов, стоящих между магнием и медью: 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑ + O2↑
    • для металлов, стоящих правее меди: 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑ + O2↑

Рис. Таблица электрохимического ряда напряжений металлов.

Получение солей

• в результате взаимодействия кислот с:
  • металлами (до H): Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
  • основными оксидами: CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
  • основаниями: HCl + NaOH = NaCl + H2O
  • солями: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
• в результате взаимодействия оснований с:
  • неметаллами: 6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
  • кислотными оксидами: CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O
  • солями: FeCl2 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + 2KCl
• в результате взаимодействия металлов с неметаллами: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
• кислотных и основных оксидов: SO3 + Na2O = Na2SO4
• соли с металлом: Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu
• двух солей: CuSO4 + BaCl2 = CuCl2 + BaSO4↓

Далее см. Гидролиз солей…

3) Каждый левостоящий металл (в ряду напряжений) может вытеснять

3) Каждый левостоящий металл (в ряду напряжений) может вытеснять правостоящий из раствора его соли. Продолжение.

Картинка 23 из презентации «Получение солей» к урокам химии на тему «Соли»

Размеры: 720 х 540 пикселей, формат: jpg. Чтобы бесплатно скачать картинку для урока химии, щёлкните по изображению правой кнопкой мышки и нажмите «Сохранить изображение как…». Для показа картинок на уроке Вы также можете бесплатно скачать презентацию «Получение солей.ppt» целиком со всеми картинками в zip-архиве. Размер архива — 48 КБ.

Скачать презентацию

краткое содержание других презентаций о солях

«Серная кислота» — Относительно смешивания серной кислоты с водой с давних пор существует строгое правило. Сульфат никеля. Взаимодействие кислоты с сахарозой. S+6O3 — бесцветная жидкость. Разбавление серной кислоты. Получение серной кислоты: S+6O3 + Н2О =Н2 S+6O4 серная кислота. Серная кислота. Свойства серной кислоты.

«Уксусная и стеариновая кислоты» — Понятие о карбоновых кислотах. Д/з: §36. Соли стеариновой кислоты называются стеаратами. 3. Стеариновая кислота. Примеры химических реакций: 1. Понятие о карбоновых кислотах. Структурная формула карбоксильной группы имеет вид: О С О Н. Что называется карбоновыми кислотами? В.1. Вопросы и упражнения.

«Теории кислот и оснований» — В настоящее время кислоты Льюиса называют электрофилами, а основаниями Льюиса — нуклеофилами. H-, H2N-, HO-, RO-, RS-, RCOO-, Hal-, HSO3-, -CN, RC?C-, -CH(COOEt)2, Теория кислот и оснований имеет свою историю. Классификация органических реакций. 1. Реакции замещения. Поэтому основность увеличивается в следующем ряду аминов:

«Соли, кислоты и основания» — 8. Щелочь+соль. По растворимости в воде. 2.Соль средняя+кислота ?кислая соль. Химические свойства средних солей. Осуществить цепочку превращений. 3. Металл+соль. 7. Основание+кислота. Na2SiO3+HCl ?…; Na2CO3+ H2SO4 ?…; CuS+ H2SO4(p)?… CuSO4+Zn ?…; Hg(NO3)2+Cu ?… Каждый левостоящий металл вытесняет из соли правостоящий.

«Взаимодействие карбоновых кислот» — Физические и химические свойства. Гербициды. Парфюмерия, косметика. 4. Гидролиз сложных эфиров: 5. Гидролиз ангидридов кислот: Специфические способы получения. Состав предельных одноосновных карбоновых кислот соответствует общей формуле О R – C OH. Низшие карбоновые кислоты — жидкости с острым запахом, хорошо растворимые в воде.

«Карбоновые кислоты» — Все карбоновые кислоты имеют функциональную группу. Молекулы карбоновых кислот образуют димеры. Номенклатура сложных эфиров. Строение карбоксильной группы. Реакция с галогенами. Сложные эфиры в природе. Задание для самоконтроля. Ацетат меди. Физические свойства предельных карбоновых кислот. Номенклатура карбоновых кислот.

Всего в теме «Соли» 22 презентации

Презентация на тему: ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА

1

Первый слайд презентации: ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА

Изображение слайда

2

Слайд 2

Электрохимические процессы – это частный случай окислительно-восстановительных р — ций.

ОВР можно осуществлять двумя способами:
при прямом контакте окислителя и восстановителя, когда электроны переходят от восстановителя к окислителю непосредственно.

при пространственном разделении окислителя и восстановителя, когда электроны переходят по проводнику электрического тока — по внешней цепи.

Изображение слайда

3

Слайд 3

CuSO 4
Zn
Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4
Zn 0 + Cu 2+ + SO 4 2- = Cu 0 + Zn 2+ SO 4 2-
Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0
Zn 0 (металл) — 2е — = Zn 2+ (раствор)
Cu 2+ (раствор) + 2е — = Cu 0 (металл)
Zn 2+
Cu 2+
Первый способ проведения ОВР

Изображение слайда

4

Слайд 4

Устройства, в к — рых энергия химической р — ции непосредственного преобразуется в электри — ческую энергию, называются химическими источниками электрической энергии или химическими источниками тока (ХИТ).

В технике ХИТы, в которых протекают необратимые реакции принято называть гальваническими элементами : их нельзя перезаряжать и можно использовать однократно.

ХИТы, в которых протекают обратимые реакции, называют аккумуляторами : их можно перезаряжать и использовать многократно.

Изображение слайда

5

Слайд 5: Схема гальванического элемента Даниэля-Якоби

Катод
Восстановление
Cu 2+ + 2e → Cu
Анод
Окисление
Zn — 2e → Zn 2+
(-) Zn │Zn 2+ ││Cu 2+ │Cu (+)

Изображение слайда

6

Слайд 6: Двойной электрический слой. Электродный потенциал

Zn 2+ + 2e ↔ Zn 0
электрический потенциал электрода, на котором одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция восстановления окисленной формы и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы
Электродный потенциал зависит от:
1. Природы металла (он различен, например, у меди и железа);
2. Концентрации ионов металла в растворе
3. Температуры
Zn
Cu

Изображение слайда

7

Слайд 7: Гальваническая цепь для измерения стандартного электродного потенциала. Водородный электрод

Стандартный электродный потенциал E 0 – разность потенциалов между системой металл/раствор соли металла и стандартным водородным электродом, измеренная в стандартных условиях (р = 1 атм, Т = 25 о С, активности всех ионов 1 М )
Платиновый электрод, покрытый платиновым
порошком, в водном растворе кислоты с
а (Н + ) = 1 моль/л и омываемый
газообразным водородом ( р = 1 атм)
при 298 К
2 H + H 2
+ 2e –
– 2e –
φ ° ( H + /H 2 ) = 0 В (условно!)
(-) Pt │H 2, 2H + ││M n+ │M (+)

Изображение слайда

8

Слайд 8: Электрохимический ряд напряжений металлов

Аноды
Восстанавливают водород
2Н + + 2е = Н 2
Zn – 2e = Zn 2+
Катоды
Окисляют водород
Н 2 – 2е = 2Н +
Cu 2+ + 2e = Cu
M n + + ne  M
Каждый впереди стоящий металл вытесняет все последующие металлы из растворов и расплавов их солей
Будет ли взаимодействовать Mg с раствором NiSO 4 ?

Изображение слайда

9

Слайд 9: Критерий протекания ОВР в стандартных условиях

ОВР протекает в прямом направлении в стандартных условиях, если
Δ Е ° = Е ° (Ок) – Е ° (Вс) > 0 В
ОВР протекает в обратном направлении в стандартных условиях, если
Δ Е ° = Е ° (Ок) – Е ° (Вс) < 0 В

Изображение слайда

10

Слайд 10

при р = const и Т = const ∆G = ∆ H – T · ∆ S,
где ∆Н = ∆ U + p ∆ V, а ∆ U = Q p – A (A = p ∆ V + A эл + …)
подставим ∆G = Q p + p ∆ V – p ∆ V – А эл – T · ∆ S
для обратимых процессов Q p = T · ∆ S, следовательно
∆G = – А эл = – q ∆ E < 0 q = n F, где F = е – N A = 96500 Кл (А·сек) = 26,8 А·час ∆G = – А эл = – n F ∆ E < 0 значит ∆ E > 0
поскольку ∆ E – разность потенциалов м. в-лем и ок-лем, то
96500 Кл/моль

Изображение слайда

11

Слайд 11: Уравнение Нернста

При изучении потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от трех факторов:
от природы веществ — участников электродного процесса,
от соотношения между концентрациями этих веществ и
от температуры системы.
Эту зав-сть выражает уравнение Нернста (В. Нернст, 1889 г.):

Изображение слайда

12

Слайд 12: Замечания

Уравнение Нернста отдельного электрода условились писать для процесса восстановления независимо от того, в какую сторону сдвинуто равновесие, то есть под знаком логарифма в уравнении Нернста в числителе стоит окисленная форма реагента, в знаменателе – восстановленная;
В дробном индексе Е и Е º над чертой ставится окисленная форма полуэлемента, под чертой – восстановленная;
Активности твердых веществ в уравнение Нернста не входят.

Изображение слайда

13

Слайд 13: Электроды

Электродом    в электрохимии   называют   такую
систему, в которой токопроводящее вещество
помещено в раствор или расплав электролита либо в газ.
В качестве   токопроводящего  материала   может
быть  использован твердый или жидкий металл,
различные соединения (оксиды, карбиды и др.),
неметаллические материалы (уголь, графит и др.),
полупроводники.

Изображение слайда

14

Слайд 14: Классификация электродов

Изображение слайда

15

Слайд 15: Электроды первого рода: Red-Ox электроды

Окислитель и восстановитель, как правило, находятся в растворе, а фаза проводника первого рода выполнена из инертного материала (например, Pt ), которая выступает в качестве контакта и не участвует в электрохимической реакции.
Пример: Pt│Fe 3+, Fe 2+
хингидронный электрод
С 6 Н 4 (ОН) 2            С 6 Н 4 О 2 + 2Н + + 2е

Изображение слайда

16

Слайд 16

Изображение слайда

17

Слайд 17: Электроды второго рода

Электродами второго рода являются электроды, в которых металл покрыт малорастворимой солью этого металла и находится в растворе, содержащем другую растворимую соль с тем же анионом.

Электроды этого типа обратимы относительно аниона (т. е. его потенциал зависит от концентрации этого аниона).

Пример: серебро, покрытое пленкой хлорида серебра AgCl и помещенное в раствор хлорида калия ( хлорсеребряный электрод )

Изображение слайда

18

Слайд 18: Стеклянный электрод

H + ( aq ) | стекло | HCl ( aq ) | Ag Cl | Ag
На использовании стеклянного электрода основан метод pH -метрии

Изображение слайда

19

Последний слайд презентации: ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА: Биологические окислительно-восстановительные системы

Изображение слайда

Электрохимический ряд напряжений металлов

1. Электрохимический ряд напряжений металлов

2. Электрохимический ряд напряжений металлов Уменьшение восстановительных свойств Усиление окислительных свойств Металлы Соединения металлов Внешний вид и условия хранения Оксиды Нахождение в природе Гидроксиды Получение металлов Соли Проверь себя Химические свойства металлов

3. Внешний вид и условия хранения Sr Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Ni Mn Co Cr Fe Cd Sn Pb Cu Hg Ag Pt Au

4. Внешний вид и условия хранения • Какова роль керосина при хранении активных Ме? • Что произойдет, если оставить кусочек лития на воздухе? • Осуществите превращения: • Li Li2O LiOH Li2CO3 • Объясните процессы, происходящие с литием. Хранят только в плотно закрытых сосудах под керосином Au Na Ag Хранят в любых сосудах Cu Al Zn Хранят в плотно закрытых сосудах Главная

5. Главная Нахождение в природе Li K BaSr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg Ag Pt Au Благородные Активные Средней активности Сильвинит Галит Барит Магнезит Кальцит Хризоберилл Самородные серебро, платина, золото Флюорит Боксит Фосфорит Медный колчедан CuFeS2 Целестит Стронциат Найдите одинаковые руды Корунд Каковы химические формулы руд активных Ме? Гипс Сапфир Рубин

6. Получение металлов Уменьшение восстановительных свойств Усиление окислительных свойств Металлургия – это наука о промышленных способах получения металлов из руд и одновременно – это отрасль промышленности Любой металлургический процесс – это процесс восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей Ca2+ +2e = Ca0 Цветная Черная Производство Fe и его сплавов Производство всех остальных Ме и сплавов

7. Получение металлов Li K BaSr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg Ag Pt Au Активныеполучают пироэлектрометаллургическим способом Средней активности Благородные получение Электрометаллургия– это способ получения металлов с помощью электрического тока – электролиза.

   Так получают в основном активные металлы из расплавов оксидов, гидроксидов, солей.

   Электролиз расплава соли Cl- Cl- Cl- Cl- Получение Na, K Электролиз расплава 2NaCl = 2Na + Cl2 2NaCl → 2Na + Cl2 NaCl → Na+ + Cl- Интерактивная схема электролиза взята из презентации Гальцевой О.Н., учителя химии МОУ «Аннинская СОШ №1», пос.

   Анна, Воронежской обл. Na+ Na+ Na+ Na+

8. Получение металлов Li K BaSr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg Ag Pt Au Активныеполучают пироэлектрометаллургическим способом Средней активности Благородные Электрометаллургия–это способ получения металлов с помощью электрического тока – электролиза.

   Так получают в основном активные металлы из расплавов оксидов, гидроксидов, солей.

   Получение Аl электролизом Аl2O3 T 950°C, Al2O3в расплаве криолита (Na3AlF6); на катоде: Al3+ + 3e = Al0 На угольном аноде (расходуется в процессе электролиза): O2— 2e = O0; C + O = CO↑; 2CO + O2 = 2CO2↑; Электролизер для получения Аl

9. Получение металлов Li K BaSr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg Ag Pt Au Средней активности получают пиро- или гидрометаллургическим способом Благородные добывают Активные Пирометаллургия – это восстановление металлов из руд при высоких температурах с помощью различных восстановителей Получение оксидов с последующим восстановлением 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2↑(t°) CuO + C = Cu + CO↑ (t°) CuO + CO = Cu + CO2 ↑(t°) Получение стали в кислородном конвертере Доменный процесс Металлотермия (Al, Mg, Ca, Li) Металлотермия (Al, Mg, Ca, Li) Водородотермия (Н2 приt°) t° WO3 + 3H2 = W + 3H2O

10. Получение металлов Главная Li K BaSr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg Ag Pt Au Средней активности получают пиро- или гидрометаллургическим способом Благородные добывают Активные Гидрометаллургия– это получение металлов из растворов их солей электролизом или вытеснение более активным металлом.

11. Химические свойства металлов При комн. t°окисл. только с поверх.

    Окисляются при комнатной температуре При t° не окисляются Окисляются только при нагревании При обычных условиях взаимодействуют с водой с образованием щелочи и Н2↑ С водой взаимодействуют только при нагревании с образованием оксида и Н2↑ Помни! 2Al + 6HOH → 2Al(OH)3 + 3H2↑ (если снять оксидную пленку) С водой не взаимодействуют Коррозионная устойчивость чистых металлов усиливается Из растворов кислот вытесняют водород (исключение HNO3) Помни! Щелочные и щелочноземельные металлы в водных растворах взаимодействуют прежде всего с Н2О Из растворов кислот не вытесняют водород Взаимодействуют с серной кислотой (конц.). В зависимости от условий и восстановительных свойств Ме образуются SO2, S, H2S (Fe, Ni и некоторые металлы в H2SO4(конц.) на холоду пассивируются). Не взаимодействуют

12. Химические свойства металлов Главная Взаимодействуют с разбавленной и концентрированной азотной кислотой и в зависимости от условий, восстановительных свойств металлов, концентрации кислоты образуются N2, N2O, NO, N2O3, NO2 u NH3 (NH4NO3).

    Al, Fe, Cr в концентрированной азотной кислоте пассивируются.

    С HNO3не реагируют С раствором H2SO4не реагируют С разбавленной H2SO4взаимодействуют с образованием Н2 C HClне реагируют С HClвзаимодействуют с образованием Н2 Каждый впереди стоящий металл вытесняет все последующие металлы из растворов и расплавов их солей При электролизе сначала изменяется тот катион, металл которого находится правее в электрохимическом ряду напряжений металлов Примечание: среди закономерностей, связывающих ряд напряжений металлов и химические свойства Ме и их соединений, есть исключения из правил. Будьте внимательны, обратитесь к теории!

13. Соединения металлов Главная Растворяются в Н2О с образованием щелочей Оксиды Оксиды не растворяются в воде При нагревании оксиды не разлагаются При t°разлагаются Гидроксиды разлагаются в воде Гидроксиды растворяются в воде Гидроксиды Гидроксиды не растворяются в воде Гидроксиды при t° не разлагаются При t° разлагаются на Ме, Н2О и О2 Гидроксиды при t° разлагаются на воду и оксиды Нитраты при t° разлагаются на Ме, NO2 и О2 Нитраты при t° разлагаются на нитриты и О2 Соли Нитраты при t° разлагаются на оксид, NO2и О2 Cоли, образованные сильными кислотами не гидролизуются Гидролиз солей Cоли, образованные сильными кислотами, гидролизуются с образованием кислой среды Cоли, образованные слабыми кислотами гидролизуются (среда щелочная). Существующие и растворимые соли, образованные слабыми кислотами, гидролизуются полностью

14. Электрохимический ряд напряжений металлов Проверь себя Ba + H2O → + BaH2 BaO Ba(OH)2 H2 t° Fe + H2O → + H2 Fe(OH)2 Fe2O3 Fe3O4 Al + H2SO4(р)→ + H2 H2S Al2(SO4)3 Al2S3 Zn + CuSO4(р)→ + ZnSO4 ZnS Cu CuO t° Fe + O2→ Fe2O3 Fe3O4 FeO Na + O2→ NaO2 Na2O2 Na2O Тренажер «Химические свойства металлов»

15. Проверь себя Тренажер «Химические свойства металлов» Укажите, какие из предложенных веществ реагируют с кальцием и напишите уравнения соответствующих реакций. NaOH S Br2 O2 Na2O Са H2 H2O K2SO4 Zn N2 Проверка Проверка Проверка Проверка Проверка Проверка 2Са + О2 = 2СаО Са + Br2 = CaBr2 Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2 3Са + N2 = Ca3N2 Са + Н2 = CaН2 Ca + S = CaS

16. Электрохимический ряд напряжений металлов Теоретические тесты с выбором ответа Проверь себя Коэффициент перед формулой восстановителя в реакции, схема которой Ca + HNO3(конц.) → Ca(NO3)2 + N2↑+ H2O а) 5; б) 10; в) 1; г) 12; Коэффициент перед формулой окислителя в реакции, схема которой Zn + H2SO4(конц.

    ) → ZnSO4 + H2S↑ + H2O а) 1; б) 2; в) 4; г) 5; В схеме превращений (1)(2)(3) (4) Al → Al(OH)3 → Al2O3 → AlCl3 → Al требуется провести электролиз расплава для осуществления реакции на этапе: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; В схеме превращений из теста 3 требуется провести прокаливание для осуществления реакции на этапе: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; При электролизе раствора NaClобразуются продукты а) Na; б) NaOH; в) Cl2; г) H2; д) HCl; Коэффициент перед формулой восстановителя в реакции, схема которой Ca + HNO3(конц.) → Ca(NO3)2 + N2↑+ H2O а) 5; Коэффициент перед формулой окислителя в реакции, схема которой Zn + H2SO4(конц.) → ZnSO4 + H2S↑ + H2O г) 5; В схеме превращений (1)(2)(3) (4) Al → Al(OH)3 → Al2O3 → AlCl3 → Al требуется провести электролиз расплава для осуществления реакции на этапе: г) 4; В схеме превращений из теста 3 требуется провести прокаливание для осуществления реакции на этапе: б) 2; При электролизе раствора NaClобразуются продукты б) NaOH; в) Cl2; г) H2; Проверка

17. С какими из веществ будут реагировать предложенные металлы при нормальных условиях? Na NaCl(р-р) ошибка Li2O ошибка H2O молодец ошибка K2SO4(р-р) O2 молодец SO2 ошибка Mg Na2SO4 ошибка FeSO4(р-р) молодец SO3 ошибка H2SO4(р-р) молодец Ca ошибка ошибка NaOH(р-р) Zn FeCl2(р-р) молодец HCl молодец Al2(SO3)3 ошибка Al2S3 ошибка ошибка H2O ошибка SO2 Cu молодец H2SO4(конц) ошибка HCl CaO ошибка ошибка O2 P2O5 ошибка молодец AgNO3(р-р)

18. Вопросы: Ответы: Главная К можно получить электролизом раствора KCl раствора КNO3 расплава KCl р-ва смеси КCl u MgCl2 Более сильным восстановителем, чем К будет Li Sr Na Ca Более сильным окислителем будет ион Cu2+ Li1+ Mg2+ Au3+ Щелочную среду при гидролизе образует раствор соли NaCl Al2(SO4)3 K2CO3 Al2S3 Роль Al в алюминотермии катализатор восстановитель окислитель не знаю Шаблон теста взят из презентации Гальцевой О.Н. (п. Анна, Воронежской обл.)

Презентация на тему "Электрохимический ряд напряжений металлов"

• Слайд 1 Красноярский край. г. Минусинск. МОБУ «СОШ №16»
  Выполнила:
  Учитель химии высшей
  квалификационной категории
  Генералова Тамара Яковлевна
• Слайд 2 Металлы
  Нахождение в природе
  Внешний вид и условия хранения
  Получение металлов
  Химические свойства металлов Соединения металлов
  Оксиды Гидроксиды
  Соли
  Электрохимический ряд напряжений металлов Уменьшение восстановительных свойств
  Усиление окислительных свойств
  Проверь себя
• Слайд 3 Внешний вид и условия хранения
  Li
  K
  Ba
  Sr
  Ca
  Na
  Mg
  Al
  Mn
  Zn
  Cr
  Fe
  Cd
  Co
  Ni
  Sn
  Pb
  Cu
  Hg
  Ag
  Pt
  Au
• Слайд 4 Внешний вид и условия хранения Хранят только в плотно закрытых сосудах под керосином Какова роль керосина при хранении активных Ме? Что произойдет, если оставить кусочек лития на воздухе? Осуществите превращения:
  Li Li2O LiOH Li2CO3 Объясните процессы, происходящие с литием. Na Хранят в плотно закрытых сосудах
  Al
  Zn
  Cu Ag
  Au
  Хранят в любых сосудах
  Главная
• Слайд 5 Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg
  Li K BaSr Ca Na Mg Al Ag Pt Au
  Активные
  Средней активности
  Благородные Нахождение в природе Целестит
  Галит
  Магнезит
  Барит
  Кальцит
  Хризоберилл
  Сильвинит
  Стронциат
  Корунд
  Боксит
  Гипс
  Рубин
  Сапфир
  Флюорит
  Фосфорит
  Каковы химические формулы руд активных Ме? Самородные серебро, платина, золото Медный колчедан CuFeS2
  Найдите одинаковые руды
  Главная
• Слайд 6 Получение металлов
  Любой металлургический процесс – это процесс восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей
  Ca2+ +2e = Ca0 Производство всех остальных Ме и сплавов
  Производство Fe и его сплавов
  Металлургия – это наука о промышленных способах получения металлов из руд и одновременно – это отрасль промышленности Черная
  Цветная
  Уменьшение восстановительных свойств
  Усиление окислительных свойств
• Слайд 7 Активныеполучают пироэлектрометаллургическим способом Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg
  Li K BaSr Ca Na Mg Al Ag Pt Au
  Средней активности
  Благородные
  Получение металлов
  Электрометаллургия– это способ получения металлов с помощью электрического тока – электролиза. Так получают в основном активные металлы из расплавов оксидов, гидроксидов, солей. Получение Na, K
  Электролиз расплава
  2NaCl = 2Na + Cl2 получение
  Электролиз расплава соли Na+ Na+ Na+ Na+ Cl- Cl- Cl- Cl-
  NaCl → Na+ + Cl-
  2NaCl → 2Na + Cl2 Интерактивная схема электролиза взята из презентации Гальцевой О.Н., учителя химии МОУ «Аннинская СОШ №1», пос. Анна, Воронежской обл.
• Слайд 8 Активныеполучают пироэлектрометаллургическим способом Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg
  Li K BaSr Ca Na Mg Al Ag Pt Au
  Средней активности
  Благородные
  Получение металлов
  Электрометаллургия–это способ получения металлов с помощью электрического тока – электролиза. Так получают в основном активные металлы из расплавов оксидов, гидроксидов, солей. Электролизер для получения Аl
  Получение Аl электролизом Аl2O3 T 950°C, Al2O3в расплаве криолита (Na3AlF6); на катоде: Al3+ + 3e = Al0
  На угольном аноде (расходуется в процессе электролиза): O2— 2e = O0;
  C + O = CO↑; 2CO + O2 = 2CO2↑;
• Слайд 9 Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg
  Li K BaSr Ca Na Mg Al Ag Pt Au
  Активные
  Средней активности получают пиро- или гидрометаллургическим способом
  Благородные добывают
  Получение металлов
  Пирометаллургия – это восстановление металлов из руд при высоких температурах с помощью различных восстановителей
  Доменный процесс Получение стали в кислородном конвертере Металлотермия (Al, Mg, Ca, Li) Металлотермия (Al, Mg, Ca, Li) Водородотермия (Н2 приt°)
  t° WO3 + 3H2 = W + 3H2O Получение оксидов с последующим восстановлением 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2↑(t°)
  CuO + C = Cu + CO↑ (t°)
  CuO + CO = Cu + CO2 ↑(t°)
• Слайд 10 Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni SnPb(Н2) Cu Hg
  Li K BaSr Ca Na Mg Al Ag Pt Au
  Активные
  Средней активности получают пиро- или гидрометаллургическим способом
  Благородные добывают
  Получение металлов
  Гидрометаллургия– это получение металлов из растворов их солей электролизом или вытеснение более активным металлом. Главная
• Слайд 11 Химические свойства металлов Окисляются при комнатной температуре
  При комн. t°окисл. только с поверх.
  Окисляются только при нагревании При t° не окисляются При обычных условиях взаимодействуют с водой с образованием щелочи и Н2↑
  С водой взаимодействуют только при нагревании с образованием оксида и Н2↑
  Помни! 2Al + 6HOH → 2Al(OH)3 + 3H2↑ (если снять оксидную пленку) С водой не взаимодействуют
  Коррозионная устойчивость чистых металлов усиливается Из растворов кислот вытесняют водород (исключение HNO3)
  Помни! Щелочные и щелочноземельные металлы в водных растворах взаимодействуют прежде всего с Н2О Из растворов кислот не вытесняют водород
  Взаимодействуют с серной кислотой (конц.). В зависимости от условий и восстановительных свойств Ме образуются SO2, S, H2S (Fe, Ni и некоторые металлы в H2SO4(конц.) на холоду пассивируются). Не взаимодействуют
• Слайд 12 Химические свойства металлов Взаимодействуют с разбавленной и концентрированной азотной кислотой и в зависимости от условий, восстановительных свойств металлов, концентрации кислоты образуются N2, N2O, NO, N2O3, NO2 u NH3 (NH4NO3). Al, Fe, Cr в концентрированной азотной кислоте пассивируются. С HNO3не реагируют
  Каждый впереди стоящий металл вытесняет все последующие металлы из растворов и расплавов их солей
  При электролизе сначала изменяется тот катион, металл которого находится правее в электрохимическом ряду напряжений металлов
  С разбавленной H2SO4взаимодействуют с образованием Н2
  С раствором H2SO4не реагируют
  С HClвзаимодействуют с образованием Н2
  C HClне реагируют
  Примечание: среди закономерностей, связывающих ряд напряжений металлов и химические свойства Ме и их соединений, есть исключения из правил. Будьте внимательны, обратитесь к теории!
  Главная
• Слайд 13 Соединения металлов
  Оксиды Растворяются в Н2О с образованием щелочей
  Оксиды не растворяются в воде
  При нагревании оксиды не разлагаются
  При t°разлагаются
  Гидроксиды растворяются в воде
  Гидроксиды не растворяются в воде
  Гидроксиды разлагаются в воде
  Гидроксиды при t° не разлагаются
  Гидроксиды при t° разлагаются на воду и оксиды
  При t° разлагаются
  на Ме, Н2О и О2
  Гидроксиды
  Соли
  Нитраты при t° разлагаются на нитриты и О2
  Нитраты при t° разлагаются на оксид, NO2и О2
  Нитраты при t° разлагаются на Ме, NO2 и О2
  Cоли, образованные сильными кислотами не гидролизуются
  Cоли, образованные сильными кислотами, гидролизуются с образованием кислой среды
  Cоли, образованные слабыми кислотами гидролизуются (среда щелочная).
  Существующие и растворимые соли, образованные слабыми кислотами, гидролизуются полностью
  Гидролиз солей Главная
• Слайд 14 Ba + H2O →
  BaH2
  BaO
  Ba(OH)2
  H2
  Fe + H2O →
  H2
  Fe(OH)2
  Fe2O3
  Fe3O4
  Al + H2SO4(р)→
  H2S
  Al2(SO4)3
  Al2S3
  H2
  Zn + CuSO4(р)→
  ZnS
  Cu
  CuO
  ZnSO4
  Fe + O2→
  Fe2O3
  Fe3O4
  FeO
  Na + O2→
  NaO2
  Na2O
  Na2O2
  Тренажер «Химические свойства металлов»
  +
  +
  +
  +
  Электрохимический ряд напряжений металлов
  Проверь себя
  t°
  t°
• Слайд 15 Тренажер «Химические свойства металлов»
  Укажите, какие из предложенных веществ реагируют с кальцием и напишите уравнения соответствующих реакций. Са
  NaOH
  O2
  N2
  H2O
  Zn
  K2SO4
  S
  H2
  Na2O
  Br2
  Проверка
  Ca + S = CaS
  2Са + О2 = 2СаО
  Проверка
  Проверка
  Проверка
  Проверка
  Проверка
  Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2
  3Са + N2 = Ca3N2
  Са + Н2 = CaН2
  Са + Br2 = CaBr2
  Проверь себя
• Слайд 16 Коэффициент перед формулой восстановителя в реакции, схема которой Ca + HNO3(конц.) → Ca(NO3)2 + N2↑+ H2O
  а) 5; б) 10; в) 1; г) 12;
  Коэффициент перед формулой окислителя в реакции, схема которой
  Zn + H2SO4(конц.) → ZnSO4 + H2S↑ + H2O
  а) 1; б) 2; в) 4; г) 5;
  В схеме превращений (1)(2)(3) (4) Al → Al(OH)3 → Al2O3 → AlCl3 → Al требуется провести электролиз расплава для осуществления реакции на этапе: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; В схеме превращений из теста 3 требуется провести прокаливание для осуществления реакции на этапе: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; При электролизе раствора NaClобразуются продукты а) Na; б) NaOH; в) Cl2; г) H2; д) HCl; Теоретические тесты с выбором ответа
  Проверка
  Электрохимический ряд напряжений металлов
  Проверь себя
  Коэффициент перед формулой восстановителя в реакции, схема которой Ca + HNO3(конц.) → Ca(NO3)2 + N2↑+ H2O
  а) 5; Коэффициент перед формулой окислителя в реакции, схема которой
  Zn + H2SO4(конц.) → ZnSO4 + H2S↑ + H2O г) 5;
  В схеме превращений (1)(2)(3) (4) Al → Al(OH)3 → Al2O3 → AlCl3 → Al требуется провести электролиз расплава для осуществления реакции на этапе: г) 4; В схеме превращений из теста 3 требуется провести прокаливание для осуществления реакции на этапе: б) 2; При электролизе раствора NaClобразуются продукты б) NaOH; в) Cl2; г) H2;
• Слайд 17 ошибка
  ошибка
  ошибка
  молодец
  молодец
  ошибка
  ошибка
  молодец
  молодец
  ошибка
  ошибка
  ошибка
  молодец
  ошибка
  молодец
  ошибка
  ошибка
  ошибка
  молодец
  ошибка
  ошибка
  ошибка
  ошибка
  молодец
  Na
  Mg
  Zn
  Cu
  NaCl(р-р)
  Li2O
  H2O
  K2SO4(р-р)
  O2
  SO2
  Na2SO4
  FeSO4(р-р)
  SO3
  H2SO4(р-р)
  Ca
  NaOH(р-р)
  FeCl2(р-р)
  HCl
  Al2(SO3)3
  Al2S3
  H2O
  SO2
  H2SO4(конц)
  HCl
  CaO
  O2
  P2O5
  AgNO3(р-р)
  С какими из веществ будут реагировать предложенные металлы при нормальных условиях?
• Слайд 18 Вопросы:
  К можно получить электролизом
  Более сильным восстановителем, чем К будет
  Более сильным окислителем будет ион Щелочную среду при гидролизе образует раствор соли Роль Al в алюминотермии раствора KCl расплава KCl раствора КNO3 р-ва смеси КCl u MgCl2 Li Sr Ca Na Cu2+
  Mg2+
  Li1+
  Au3+ NaCl
  K2CO3
  Al2(SO4)3
  Al2S3
  катализатор
  окислитель
  восстановитель
  не знаю
  Ответы:
  Шаблон теста взят из презентации Гальцевой О.Н. (п. Анна, Воронежской обл.) Главная
• Слайд 19 Гидролиз солей – это реакция обменного взаимодействия соли с водой, в результате которой образуется слабый электролит МОН сильное
  НАnсильная
  нейтральная среда рН ~ 7
  гидролиз не протекает МОН слабое
  НАnсильная
  кислая среда рН 7
  Аn+ НОН ↔ ОН + НАn МОН слабое
  НАnслабая
  нейтральная среда; слабокислая; слабощелочная; рН ~ ? М + + Аn + НОН ↔ МОН + НАn; гидролиз идет до конца Гидролиз солей
  МАn
• Слайд 20 Электролизом называется окислительно-восстановительная реакция, которая протекает на электродах при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока — К
  М n+ + ne = M0
  2H2O + 2e = H20 + 2OH +A
  Растворимый: М0 – ne = M n+
  Инертный: Аn n- ne = An0 2H2O – 4e = O20 + 4H + Электролиз растворов электролитов
  МAn ↔ М m+ + An n-
  H2O
  Последовательность процессов восстановления на катоде
  только
  2H2O + 2e = H20 + 2OH Аl
  H2
  и 2H2O + 2e = H20 + 2OH
  и М n+ + ne = M0 только
  М n+ + ne = M0 Последовательность процессов окисления на аноде 2Cl-, 2Br -, 2I -, S 2-_ 2e = Cl2, Br2, I2, S 2H2O – 4e = O20 + 4H +
  М0 – ne = M n+ Растворимый анод Нерастворимый анод
• Слайд 21 Электрохимический ряд напряжений металлов
  Уменьшение восстановительных свойств
  Усиление окислительных свойств
  Факторы, определяющие положение металла в электрохимическом ряду напряжений:
  Строение электронной оболочки: число электронных уровней и число электронов на внешнем слое;
  Прочность кристаллической решетки металла;
  Энергия процесса гидратации иона (соединения его с водой).
  Помни! Ряд напряжений характеризует лишь способность М к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях. Главная
• Слайд 22 H2SO4
  разбавленная
  концентрированная
  S+6- окислитель
  H2SO4 +1
  +6
  -2
  H2SO4
  H+ — окислитель
  2Н+ + 2e → H2↑
  +1
  +6
  -2 S+6
  S+4
  +2e
  +8e
  +6e
  S-2
  S0
  (H2S) (S)
  (SO2)
  Zn + H2SO4(р) = ZnSO4 + H2↑
  М + H2SO4(р) =
  В водных р-рах реагируют с Н2О
  Если Н2SO4(к),то в зависимости от активности М и условий протекания реакций могут выделяться H2S, S, SO2. Zn + 2H2SO4(конц. при t°) = ZnSO4 + SO2↑+ 2H2O
  3Zn + 4H2SO4(разб.) = 3ZnSO4 + S↓+ 4H2O
  4Zn + 5H2SO4(сильно разб. при t°) = 4ZnSO4 + H2S↑+ 4H2O Выделяется SO2 Cu + 2H2SO4(к. при t°) = CuSO4 + SO2↑+ 2H2O = На холоду Н2SO4(к) пассивирует некоторые металлы
  Fe + H2SO4(к.) = Al + H2SO4 (к.) =
• Слайд 23 N+5(NO3) — окислитель
  H NO3 +1
  +5
  -2
  Так как окислителем в НNО3являются ионы NO3-, а не ионы Н+, то при взаимодействии НNО3с М практически никогда не выделяется Н2; NO3— ионы восстанавливаются тем полнее, чем более разбавлена кислота и чем более активен М.
  Взаимодействие азотной кислоты с металлами
  Активными (Ca, Mg, Zn)
  Cредней активности (Fe, Cr, Ni)
  Малоактивными (Pb, Cu, Hg, Ag)
  Благор. (Pt, Au)
  Не реагирует
  НNО3(к)
  НNО3(р)
  НNО3(очень разб.)
  НNО3(к)
  НNО3(р)
  НNО3(к)
  НNО3(р)
  Соль, вода и N2O
  Соль, вода и N2O или N2
  Соль, вода и NH3или NH4NO3
  Не реагирует
  Соль, вода и NO2или NО, N2O
  Соль, вода и NO2
  Соль, вода и NO
  10HNO3(к) + 4Ca = 4Ca(NO3)2 + N2O↑+ 5H2O; 4HNO3(к) + Ni = Ni(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
  10HNO3(р) + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O; 8HNO3(р) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O Примеры реакций:

Посмотреть все слайды