Загальні властивості металів

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

КРИВОРІЗЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ

КАФЕДРА ХІМІЇ

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

до самостійного вивчення теми та виконання лабораторної роботи

«ЗАГАЛЬНІ ТА ЕЛЕКТРОХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ»

для студентів I курсу

всіх спеціальностей

денної та заочної форм навчання

Кривий Ріг

Укладачі: Мовчан В.В., канд. хім. наук, доцент

Гостюхин І.А., асистент

Мовчан О.Г., канд. хім. наук, доцент

Вiдповiдальний за випуск: Часова Е.В., канд. хім. наук, доцент

Рецензент: Ломовцева С.Б., ст.викладач

Методичні вказівки до самостійного вивчення розділу хімії та до виконання лабораторної роботи «Загальні та електрохімічні властивості металів» для студентів 1 курсу всіх спеціальностей містять основні відомості з теорії електрохімічних процесів, приклади, а також питання для самоконтролю та задачі для самостійного розв’язування.

ЗМІСТ

1. Теоретична частина_ 4

1.1. Загальні властивості металів_ 4

1.2. Гальванічні елементи. Корозія металів_ 11

1.3. Електроліз 15

2. Лабораторна робота "Загальні властивості металів. Гальванічні елементи. Корозія" 18

3. Домашня підготовка до лабораторної роботи_ 19

3.1. Запитання та задачі для самоконтролю_ 19

4. Література_ 21

Теоретична частина

Загальні властивості металів

Переважній більшості елементів Періодичної системи (понад 80%) у вільному стані відповідають прості речовини метали. До елементів, які існують у вигляді простих речовин-металів, належать s-елементи І і II груп (окрім Гідрогену), усі d- і f-елементи, а також р-елементи головних підгруп: ІІІ (крім В), ІV (Ge, Sn, Pb), V (Sb, Bi) і VI (Po) груп. Деяким елементам (Германій, Стибій, Силіцій) відповідають прості речовини, що поєднують металічні властивості з неметалічними.

Атоми металів, як правило, мають у зовнішньому електронному шарі 1,2 і значно рідше 3 або 4 електрони та великі атомні радіуси.

Метали визначаються здатністю їхніх атомів легко віддавати свої зовнішні (валентні) електрони і перетворюватися на позитивні іони внаслідок низьких значень електронегативностей, які обумовлені невисокими енергіями іонізації атомів і невеликою (часто від'ємною) спорідненістю до електрона.

Прості речовини метали. За звичайних умов це тверді речовини кристалічної будови (крім ртуті) з металічним типом зв'язку. Для них характерні: особливий металічний блиск; висока тепло- та електропровідність; пластична деформація. Кристалічні гратки металів складаються з нейтральних атомів і позитивних іонів, які оточені вільними електронами. Рух електронів відбувається хаотично, подібно до руху молекул газу (рис. 1.1).

Рис. 1.1. Схематичне зображення металічних граток

Більшість металів кристалізується в одному з трьох типів кристалічної гратки (рис.1.2): щільна гексагональна (Mg, Be, Zn), щільна кубічна гранецентрована (Al, Cu, Ag, Au, Ni, γ-Fe), кубічна об’ємноцентрована (лужні метали, Cr, V, Pb, W, α-Fe).

Рис. 1.2. Кристалічні гратки металів: а- кубічна гранецентрована;

б- гексагональна; в - кубічна об’ємноцентрована

Хімічні властивості металів. В хімічних процесах атоми металів можуть тільки віддавати електрони, виконуючи відновлювальну функцію: Me^o – nе → Meⁿ⁺

Метали як відновники, взаємодіють з окисниками: неметалами (киснем, галогенами, сіркою, азотом, фосфором), водою, кислотами, солями, інколи лугами. Лужні та лужноземельні метали взаємодіють також з воднем:

Відновлювальна здатність різних металів не однакова. Для реакцій в водних розчинах вона визначається положенням металу в електрохімічному ряді напруг (величиною електродного потенціалу).

При зануренні металічної пластинки у розчин, який має однойменні іони металу, на межі поділу метал – розчин встановлюється рівновага

,

виникає подвійний електричний шар, різниця потенціалів в якому і називається електродним потенціалом. Абсолютне значення електродного потенціалу виміряти експериментально або розрахувати теоретично неможливо, тому визначають його відносну величину за допомогою електрода порівняння (водневого, каломельного тощо) чи обчислюють за рівнянням Нернста:

(1)

де - стандартне значення електродного потенціалу (при [ Meⁿ⁺ ]=1 моль/л); [ Meⁿ⁺ ] – концентрація іонів металу, моль/л; n – число електронів, що беруть участь в електродному процесі (наприклад, для процесу Fe²⁺+2e^-=Fe n=2; для процесу Fe³⁺+e^-=Fe²⁺ n=1); R – універсальна газова стала; T – абсолютна температура; F – число Фарадея.

Для водневого електрода (прийнято в якості міжнародного стандарту). Підставивши в рівняння (1) значення сталих R, F і перейшовши до десяткових логарифмів одержимо (для Т=298 К):

(2)

Концентрація іонів металу обчислюється за рівнянням:

[Meⁿ⁺]=С∙ z∙ a

де С – молярна концентрація розчину; z - число іонів металу, що утворюються із однієї молекули електроліту; a - ступінь дисоціації, в частках одиниці.

Значення стандартних електродних потенціалів відносно водневого електрода визначені при 298 К (25ºС) і зведені в таблиці електродних потенціалів (див. Додаток, с.22). Для будь-якої іншої концентрації електроліту електродний потенціал розраховується за рівняннями (1),(2).

Приклад 1. Обчислити потенціал мідного електрода, якщо концентрація CuSO₄ – 0,5 моль/л ( .

Розв’язання. Для електродної реакції Cu²⁺+2е^-= .

Концентрація іонів металу [ Cu²⁺ ]=0,5 моль/л. Тому

В.

Розмістивши метали у порядку зростання значень їхніх стан­дартних електродних потенціалів (Додаток, с.22), одержують ряд стандартних електродних потенціалів (електрохімічний ряд напруг металів):

Поиск по сайту: