Что является качественной реакцией на углекислый газ. Углекислый газ

Углекислый газ (двуокись углерода), называемый также углекислотой, - важнейший компонент в составе газированных напитков. Он обусловливает вкус и биологическую стойкость напитков, сообщает им игристость и освежающие свойства.

Химические свойства. В химическом отношении углекислый газ инертен. Образовавшись с выделением большого количества тепла, он, как продукт полного окисления углерода, весьма стоек. Реакции восстановления двуокиси углерода протекают только при высоких температурах. Так, например, взаимодействуя с калием при 230° С, углекислый газ восстанавливается до щавелевой кислоты:

Вступая в химическое взаимодействие с водой, газ, в количестве не более 1% от содержания его в растворе, образует угольную кислоту, диссоциирующую на ионы Н + , НСО 3 - , СО 2 3- . В водном растворе углекислый газ легко вступает в химические реакции, образуя различные углекислые соли. Поэтому водный раствор углекислого газа обладает большой агрессивностью по отношению к металлам, а также разрушающе действует на бетон.

Физические свойства. Для сатурации напитков используется углекислый газ, приведенный в жидкое состояние сжатием до высокого давления. В зависимости от температуры и давления углекислый газ может находиться также в газообразном и твердом состоянии. Температура и давление, соответствующие данному агрегатному состоянию, приведены на диаграмме фазового равновесия (рис. 13).

При температуре минус 56,6° С и давлении 0,52 Мн/м 2 (5,28 кГ/см 2), соответствующих тройной точке, углекислый газ может одновременно находиться в газообразном, жидком и твердом состоянии. При более высоких температуре и давлении углекислый газ находится в жидком и газообразном состоянии; при температуре и давлении, которые ниже этих показателей, газ, непосредственно минуя жидкую фазу, переходит в газообразное состояние (сублимирует). При температуре, превышающей критическую температуру 31,5° С, никакое давление не может удержать углекислый газ в виде жидкости.

В газообразном состоянии углекислый газ бесцветен, не имеет запаха и обладает слабовыраженным кислым вкусом. При температуре 0° С и атмосферном давлении плотность углекислого газа составляет 1,9769 кг/ж 3 ; он в 1,529 раз тяжелее воздуха. При 0°С и атмосферном давлении 1 кг газа занимает объем 506 л. Связь между объемом, температурой и давлением углекислого газа выражается уравнением:

где V - объем 1 кг газа в м 3 /кг; Т - температура газа в ° К; Р - давление газа в н/м 2 ; R - газовая постоянная; А - дополнительная величина, учитывающая отклонение от уравнения состояния идеального газа;

Ожиженный углекислый газ - бесцветная, прозрачная, легкоподвижная жидкость, напоминающая по внешнему виду спирт или эфир. Плотность жидкости при 0° С равна 0,947. При температуре 20°С ожиженный газ сохраняется под давлением 6,37 Мн/м 2 (65 кГ/см 2) в стальных баллонах. При свободном истечении из баллона жидкость испаряется с поглощением большого количества тепла. При снижении температуры до минус 78,5° С часть жидкости замерзает, превращаясь в так называемый сухой лед. По твердости сухой лед близок к мелу и имеет матово-белый цвет. Сухой лед испаряется медленнее жидкости, при этом он непосредственно переходит в газообразное состояние.

При температуре минус 78,9° С и давлении 1 кГ/см 2 (9,8 Мн/м 2) теплота сублимации сухого льда составляет 136,89 ккал/кг (573,57 кдж/кг).

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Углекислый газ (двуокись углерода, угольный ангидрид, диоксид углерода) – оксид углерода (IV).

Формула – СО 2 . Молярная масса – 44 г/моль.

Химические свойства углекислого газа

Углекислый газ относится к классу кислотных оксидов, т.е. при взаимодействии с водой он образует кислоту, которая называется угольная. Угольная кислота химически неустойчива и в момент образования сразу же распадается на составляющие, т.е. реакция взаимодействия углекислого газа с водой носит обратимый характер:

CO 2 + H 2 O ↔ CO 2 ×H 2 O(solution) ↔ H 2 CO 3 .

При нагревании углекислый газ распадается на угарный газ и кислород:

2CO 2 = 2CO + O 2 .

Как и для всех кислотных оксидов, для углекислого газа характерны реакции взаимодействия с основными оксидами (образованными только активными металлами) и основаниями:

CaO + CO 2 = CaCO 3 ;

Al 2 O 3 + 3CO 2 = Al 2 (CO 3) 3 ;

CO 2 + NaOH (dilute) = NaHCO 3 ;

CO 2 + 2NaOH (conc) = Na 2 CO 3 + H 2 O.

Углекислый газ не поддерживает горения, в нем горят только активные металлы:

CO 2 + 2Mg = C + 2MgO (t);

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO (t).

Углекислый газ вступает в реакции взаимодействия с простыми веществами, такими как водород и углерод:

CO 2 + 4H 2 = CH 4 + 2H 2 O (t, kat = Cu 2 O);

CO 2 + C = 2CO (t).

При взаимодействии углекислого газа с пероксидами активных металлов образуются карбонаты и выделяется кислород:

2CO 2 + 2Na 2 O 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2 .

Качественной реакцией на углекислый газ является реакция его взаимодействия с известковой водой (молоком), т.е. с гидроксидом кальция, в которой образуется осадок белого цвета – карбонат кальция:

CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Физические свойства углекислого газа

Углекислый газ – газообразное вещество без цвета и запаха. Тяжелее воздуха. Термически устойчив. При сжатии и охлаждении легко переходит в жидкое и твердое состояния. Углекислый газ в твердом агрегатном состоянии носит название «сухой лед» и легко возгоняется при комнатной температуре. Углекислый газ плохо растворим в воде, частично реагирует с ней. Плотность – 1,977 г/л.

Получение и применение углекислого газа

Выделяют промышленные и лабораторные способы получения углекислого газа. Так, в промышленности его получают обжигом известняка (1), а в лаборатории – действием сильных кислот на соли угольной кислоты (2):

CaCO 3 = CaO + CO 2 (t) (1);

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O (2).

Углекислый газ используется в пищевой (газирование лимонада), химической (регулировка температур при производстве синтетических волокон), металлургической (защита окружающей среды, например, осаждение бурого газа) и других отраслях промышленности.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Какой объем углекислого газа выделится при действии 200 г 10%-го раствора азотной кислоты на 90 г карбоната кальция, содержащего 8% примесей, нерастворимых в кислоте?
Решение	Молярные массы азотной кислоты и карбоната кальция, рассчитанные с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 63 и 100 г/моль, соответственно. Запишем уравнение растворения известняка в азотной кислоте: CaCO 3 + 2HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O. ω(CaCO 3) cl = 100% — ω admixture = 100% — 8% = 92% = 0,92. Тогда, масса чистого карбоната кальция: m(CaCO 3) cl = m limestone × ω(CaCO 3) cl / 100%; m(CaCO 3) cl = 90 × 92 / 100% = 82,8 г. Количество вещества карбоната кальция равно: n(CaCO 3) = m(CaCO 3) cl / M(CaCO 3); n(CaCO 3) = 82,8 / 100 = 0,83 моль. Масса азотной кислоты в растворе будет равна: m(HNO 3) = m(HNO 3) solution × ω(HNO 3) / 100%; m(HNO 3) = 200 × 10 / 100% = 20 г. Количество вещества азотной кислоты кальция равно: n(HNO 3) = m(HNO 3) / M(HNO 3); n(HNO 3) = 20 / 63 = 0,32 моль. Сравнивая количества веществ, вступивших в реакцию, определяем, что азотная кислота находится в недостатке, следовательно дальнейшие расчеты производим по азотной кислоте. Согласно уравнению реакции n(HNO 3): n(CO 2) = 2:1, следовательно n(CO 2) = 1/2×n(HNO 3) = 0,16 моль. Тогда, объем углекислого газа будет равен: V(CO 2) = n(CO 2)×V m ; V(CO 2) = 0,16×22,4 = 3,58 г.
Ответ	Объем углекислого газа — 3,58 г.

Наиболее часто встречающиеся процессы образования этого соединения - гниение животных и растительных останков, горение различных видов топлива, дыхание животных и растений. Например, один человек за сутки выделяет в атмосферу около килограмма углекислого газа. Оксид и диоксид углерода могут образовываться и в неживой природе. Углекислый газ выделяется при вулканической деятельности, а также может быть добыт из минеральных водных источников. Углекислый газ находится в небольшим количестве и в атмосфере Земли.

Особенности химического строения данного соединения позволяют ему участвовать во множестве химических реакций, основой для которых является диоксид углерода.

Формула

В соединении этого вещества четырехвалентный атом углерода образовывает линейную связь с двумя молекулами кислорода. Внешний вид такой молекулы можно представить так:

Теория гибридизации объясняет строение молекулы диоксида углерода так: две существующие сигма-связи образованы между sp-орбиталями атомов углерода и двумя 2р-орбиталями кислорода; р-орбитали углерода, которые не принимают участие в гибридизации, связаны в соединении с аналогичными орбиталями кислорода. В химических реакциях углекислый газ записывается в виде: CO 2.

Физические свойства

При нормальных условиях диоксид углерода представляет собой бесцветный газ, не обладающий запахом. Он тяжелее воздуха, поэтому углекислый газ и может вести себя, как жидкость. Например, его можно переливать из одной емкости в другую. Это вещество немного растворяется в воде - в одном литре воды при 20 ⁰С растворяется около 0,88 л CO 2 . Небольшое понижение температуры кардинально меняет ситуацию - в том же литре воды при 17⁰С может раствориться 1,7 л CO 2 . При сильном охлаждении это вещество осаждается в виде снежных хлопьев - образуется так называемый «сухой лед». Такое название произошло от того, что при нормальном давлении вещество, минуя жидкую фазу, сразу превращается в газ. Жидкий диоксид углерода образуется при давлении чуть выше 0,6 МПа и при комнатной температуре.

Химические свойства

При взаимодействии с сильными окислителями 4-диоксид углерода проявляет окислительные свойства. Типичная реакция этого взаимодействия:

С + СО 2 = 2СО.

Так, при помощи угля диоксид углерода восстанавливается до своей двухвалентной модификации - угарного газа.

При нормальных условиях углекислый газ инертен. Но некоторые активные металлы могут в нем гореть, извлекая из соединения кислород и высвобождая газообразный углерод. Типичная реакция - горение магния:

2Mg + CO 2 = 2MgO + C.

В процессе реакции образуется оксид магния и свободный углерод.

В химических соединениях СО 2 часто проявляет свойства типичного кислотного оксида. Например, он реагирует с основаниями и основными оксидами. Результатом реакции становятся соли угольной кислоты.

Например, реакция соединения оксида натрия с углекислым газом может быть представлена так:

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 ;

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O;

NaOH + CO 2 = NaHCO 3 .

Угольная кислота и раствор СО 2

Диоксид углерода в воде образует раствор с небольшой степенью диссоциации. Такой раствор углекислого газа называется угольной кислотой. Она бесцветна, слабо выражена и имеет кисловатый вкус.

Запись химической реакции:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.

Равновесие довольно сильно сдвинуто влево - лишь около 1% начального углекислого газа превращается в угольную кислоту. Чем выше температура - тем меньше в растворе молекул угольной кислоты. При кипении соединения она исчезает полностью, и раствор распадается на диоксид углерода и воду. Структурная формула угольной кислоты представлена ниже.

Свойства угольной кислоты

Угольная кислота очень слабая. В растворах она распадается на ионы водорода Н + и соединения НСО 3 - . В очень небольшом количестве образуются ионы СО 3 - .

Угольная кислота - двухосновная, поэтому соли, образованные ею, могут быть средними и кислыми. Средние соли в русской химической традиции называются карбонатами, а сильные - гидрокарбонатами.

Качественная реакция

Одним из возможных способов обнаружения газообразного диоксида углерода является изменение прозрачности известкового раствора.

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Этот опыт известен еще из школьного курса химии. В начале реакции образуется небольшое количество белого осадка, который впоследствии исчезает при пропускании через воду углекислого газа. Изменение прозрачности происходит потому, что в процессе взаимодействия нерастворимое соединение - карбонат кальция превращается в растворимое вещество - гидрокарбонат кальция. Реакция протекает по такому пути:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 .

Получение диоксида углерода

Если требуется получить небольшое количество СО2, можно запустить реакцию соляной кислоты с карбонатом кальция (мрамором). Химическая запись этого взаимодействия выглядит так:

CaCO 3 + HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 .

Также для этой цели используют реакции горения углеродсодержащих веществ, например ацетилена:

СН 4 + 2О 2 → 2H 2 O + CO 2 -.

Для сбора и хранения полученного газообразного вещества используют аппарат Киппа.

Для нужд промышленности и сельского хозяйства масштабы получения диоксида углерода должны быть большими. Популярным методом такой масштабной реакции является обжиг известняка, в результате которого получается диоксид углерода. Формула реакции приведена ниже:

CaCO 3 = CaO + CO 2 .

Применение диоксида углерода

Пищевая промышленность после масштабного получения «сухого льда» перешла на принципиально новый метод хранения продуктов. Он незаменим при производстве газированных напитков и минеральной воды. Содержание СО 2 в напитках придает им свежесть и заметно увеличивает срок хранения. А карбидизация минеральных вод позволяет избежать затхлости и неприятного вкуса.

В кулинарии часто используют метод погашения лимонной кислоты уксусом. Выделяющийся при этом углекислый газ придает пышность и легкость кондитерским изделиям.

Данное соединение часто используется в качестве пищевой добавки, повышающей срок хранения пищевых продуктах. Согласно международным нормам классификации химических добавок содержания в продуктах, проходит под кодом Е 290,

Порошкообразный углекислый газ - одно из наиболее популярных веществ, входящих в состав пожаротушительных смесей. Это вещество встречается и в пене огнетушителей.

Транспортировать и хранить углекислый газ лучше всего в металлических баллонах. При температуре более 31⁰С давление в баллоне может достигнуть критического и жидкий СО 2 перейдет в сверхкритическое состояние с резким подъемом рабочего давления до 7,35 МПа. Металлический баллон выдерживает внутреннее давление до 22 МПа, поэтому диапазон давления при температурах свыше тридцати градусов признается безопасным.

Продолжение. См. 21, 22, 23, 24, 25-26, 27-28, 29/2003

6. Подгруппа углерода

Знать : аллотропные модификации углерода, зависимость их свойств от строения кристаллической решетки; важнейшие свойства и применение углерода, оксидов углерода, угольной кислоты, карбонатов, кремния, оксидов кремния, кремниевой кислоты; состав и получение строительных материалов – стекла, цемента, бетона, керамики, условия их рационального хранения и использования; качественную реакцию на карбонат-ион; способы обнаружения углекислого газа.
Уметь : давать характеристику подгруппе элементов на основе строения атомов и положения элементов в периодической системе; описывать химические свойства изученных веществ уравнениями реакций; определять на практике карбонат-ион и углекислый газ; решать комбинированные задачи.
Основные понятия: адсорбция, десорбция, адсорбент, известковая вода, известковое молоко, карбиды, силициды, кремниевый ангидрид, керамика.

Контрольные вопросы

1. Какова валентность углерода в соединениях? Почему?
2. Какие аллотропные формы образует углерод?
3. В чем различие свойств графита и алмаза? Почему свойства этих веществ так различны?
4. Почему активированный уголь способен к адсорбции?
5. Что называется адсорбцией? Где применяется это свойство?
6. В какие реакции может вступать углерод? Напишите уравнения реакций.
7. Какие оксиды образует углерод?
8. Как устроена молекула монооксида углерода, какой в ней тип химической связи?
9. Как можно получить оксид углерода(II)? Приведите уравнение химической реакции.
10. Каковы физические свойства угарного газа?
11. В какие реакции может вступать монооксид углерода? Приведите уравнения химических реакций.
12. Где применяется оксид углерода(II)?
13. Как влияет угарный газ на живой организм? Как уберечься от отравления им?
14. Как устроена молекула диоксида углерода, какой в ней тип химической связи?
15. Как можно получить СО 2 ? Составьте уравнение реакции.
16. Каковы физические свойства углекислого газа?
17. Какие реакции возможны для диоксида углерода? Приведите соответствующие уравнения реакций.
18. Как образуются средние и кислые соли в реакциях СО 2 с щелочами? Напишите уравнения реакций.
19. Как распознать углекислый газ? Напишите уравнение качественной реакции на СО 2 .
20. Почему СО 2 не поддерживает горения и дыхания?
21. Каково расположение атомов в молекуле угольной кислоты?
22. Какой тип химической связи между атомами в молекуле угольной кислоты?
23. Как можно получить угольную кислоту? Приведите уравнение реакции.
24. Как диссоциирует угольная кислота? Сильный ли это электролит?
25. Как происходит гидролиз карбоната натрия в растворе? Напишите уравнение реакции.
26. Какова окраска лакмуса в растворе угольной кислоты? Почему?
27. Какие соли может образовывать угольная кислота? Приведите примеры формул веществ.
28. Какие соли угольной кислоты встречаются в природе и как они называются?
29. Какие карбонаты получают в промышленности?
30. Каковы физические свойства солей угольной кислоты?
31. Как ведут себя карбонаты при нагревании? Напишите уравнения реакций.
32. Что происходит с гидрокарбонатами при нагревании?
33. Какие другие реакции (кроме разложения) возможны для карбонатов?
34. Какова качественная реакция на карбонаты? Напишите уравнение реакции.
35. Опишите строение атома кремния.
36. Каковы возможные степени окисления кремния в его соединениях?
37. Каковы физические свойства кремния?
38. Как можно получить чистый кремний? Составьте уравнение реакции.
39. Какие реакции возможны для кремния? Напишите уравнения реакций.
40. Как взаимодействует кремний с щелочами? Составьте уравнение реакции.
41. Где применяется кремний?
42. Какой оксид образует кремний? В каком виде оксид кремния встречается в природе?
43. Почему диоксид кремния твердый и тугоплавкий?
44. Каковы химические свойства диоксида кремния? Напишите уравнения реакций.
45. Где применяется диоксид кремния?
46. Какова простейшая формула кремниевой кислоты?
47. Как можно получить кремниевую кислоту? Приведите уравнение реакции.
48. Каковы физические свойства кремниевой кислоты?
49. Как получают силикаты? Напишите уравнения реакций.
50. Каковы химические свойства силикатов? Составьте уравнения реакций.
51. Где применяется кремниевая кислота?
52. Где применяются силикаты?
53. Какие материалы производит силикатная отрасль промышленности?
54. Что является сырьем для производства стекла?
55. Как можно изменить свойства стекла?
56. Где применяется стекло?
57. Где применяются изделия из керамики?
58. Что служит сырьем при производстве цемента?
59. Где применяется цемент?
60. Какие элементы составляют семейство углерода?
61. Как изменяются свойства элементов в подгруппе углерода с увеличением заряда ядра атома? Почему?
62. Где применяют элементы семейства углерода?

6.1. Решение задач по теме «Подгруппа углерода»

Задача 1. При обработке 3,8 г смеси карбоната и гидрокарбоната натрия соляной кислотой образовалось 896 мл газа
(н. у.). Какой объем соляной кислоты (массовая доля – 20%, плотность – 1,1 г/см 3) был израсходован и каков состав исходной смеси?

Решение

1. Расчет количества вещества:

(CO 2) = 0,896 (л)/22,4 (л/моль) = 0,04 моль.

Обозначим через х количество вещества газа СО 2 , выделившегося в реакции Na 2 CO 3 c cоляной кислотой. Тогда
(CO 2), выделившегося при реакции NaHCO 3 c HCl, равно (0,04 – х ) моль. Напишем уравнения реакций:

2. Составим запись для определения количественного состава смеси:

106х + 84 (0,04 – х ) = 3,8, отсюда х = 0,02 моль;

m (Na 2 CO 3) = 0,02 106 = 2,12 г,

m (NaНCO 3) = 0,02 84 = 1,68 г.

3. Рассчитаем объем кислоты. В реакции с Na 2 CO 3 расходуется 0,04 моль HCl, а в реакции с NaНCO 3 – 0,02 моль HCl.

Ответ . 9,95 мл кислоты HCl; 2,12 г Na 2 CO 3 и 1,68 г NaНCO 3 .

Задача 2. Какой объем углекислого газа необходимо пропустить (н. у.) через раствор массой 80 г с массовой долей растворенного вещества гидроксида бария 5% для получения гидрокарбоната бария?

Решение

1. Составим уравнение реакции:

2. Рассчитаем количества веществ исходных соединений, вступивших в реакцию:

m (Ва(ОН) 2) = 80 0,05 = 4 г,

(Ва(ОН) 2) = 4/171 = 0,0234 моль;

(СО 2) = 2(Ва(ОН) 2) = 2 0,0234 = 0,0468 моль.

3. Рассчитаем объем газа:

V (СО 2) = 0,0468 22,4 = 1,05 л.

Ответ . 1,05 л СО 2 .

Задача 3. Через известковую воду пропустили 1 л смеси оксидов углерода(II) и (IV). Выпавший осадок отфильтровали и высушили, масса осадка составила 2,45 г. Установите содержание газов в исходной смеси в процентах по объему
(н. у.).

Решение

1. Запишем уравнения реакций:

2. Рассчитаем количество вещества СО 2:

(СО 2) = (СаСО 3) = 2,45/100 = 0,0245 моль.

3. Рассчитаем объемы и объемные доли () газов в смеси:

V (СО 2) = 22,4 0,0245 = 0,5488 л, (СО 2) = 54,88%;

V (СО) = 1 – 0,5488 = 0,4512 л, (СО) = 45,12%.

Ответ . Объемные доли (СО 2) = 54,88%; (СО) = 45,12%.

Задания для самоконтроля

1. С какими веществами будет реагировать оксид углерода(IV): гидроксид натрия, вода, карбонат магния, хлорид натрия, оксид кальция, гидроксид меди(II), уголь, известковая вода? Напишите уравнения возможных реакций.

2. В одной пробирке дан раствор карбоната натрия, а в другой – сульфата натрия. В каждую пробирку добавили раствор хлорида бария и в обоих случаях наблюдали выпадение белого осадка. Как определить, в какой пробирке находится карбонат? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

3. Объясните окислительно-восстановительные процессы, показав переходы электронов методом электронного баланса:

4. Запишите уравнения реакций следующих превращений:

5. При действии избытка соляной кислоты на образец доломита МgСО 3 СаСО 3 массой 50 г выделяется 11,2 л углекислого газа (н. у.). Определите массовую долю примесей в данном образце доломита.

Ответ . 8%.

6. Известно, что при горении угля выделяется 402 кДж/моль, а при обжиге известняка поглощается 180 кДж/моль теплоты. Используя эти данные, определите массу угля (содержащего 0,98 массовой доли углерода), необходимого для разложения 1 кг известняка, содержащего 5% примесей.

Ответ . 52 г.

7. 1,68 л смеси оксидов углерода(II) и (IV) пропустили при комнатной температуре через 50 мл раствора гидроксида натрия с концентрацией 2 моль/л, после чего содержание щелочи в растворе уменьшилось вдвое. Определите состав исходной смеси газов в процентах по массе и объему.

Ответ. (СО) = 33,3%, (СО) = 24,1%;
(СО 2) = 66,7%, (СО 2) = 75,9%.

8. Газ, полученный при полном восстановлении 16 г оксида железа(III) с помощью угарного газа, пропущен через 98,2 мл 15%-го раствора гидроксида калия (плотность – 1,14 кг/дм 3). Сколько литров оксида углерода(II) израсходовано
(н. у.)? Каковы состав и масса образовавшейся соли?

Ответ . 6,72 л СО, 30 г КНСО 3 .

7. Общие свойства металлов

Знать : положение металлов в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева; строение и физические свойства металлов; нахождение металлов в природе; общие химические свойства металлов; виды коррозии и способы защиты от нее; электролиз как окислительно-восстановительный процесс и его применение; классификацию сплавов, состав некоторых сплавов, их свойства и применение; сущность и значение электрохимического ряда напряжений металлов.
Уметь : давать характеристику металлам на основании положения элементов в периодической системе и строения атомов; характеризовать физические свойства металлов; составлять уравнения реакций, отражающих общие свойства металлов; составлять схемы и уравнения электролиза расплавов и растворов солей и щелочей; решать типовые и комбинированные задачи.
Основные понятия : металлическая связь, металлическая кристаллическая решетка, гальванический элемент, электрохимический элемент, коррозия, электролиз, электроэкстрация, электролитическое рафинирование металлов, гальванопластика, гальваностегия, сплавы.

Реакции металлов с кислотами

Активные металлы могут реагировать с кислотами с выделением водорода (реакции замещения).
Малоактивные металлы водород из кислот не вытесняют.

Контрольные вопросы

1. Каково значение металлов в жизни человека?
2. Каковы особенности строения атомов металлов?
3. Где расположены металлы в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева?
4. Сколько наружных электронов имеют атомы металлов главных и побочных подгрупп?
5. В каких формах могут находиться металлы в природе?
6. Как можно получить металлы из их соединений?
7. Как устроена кристаллическая решетка металлов?
8. Каковы физические свойства металлов?
9. Как ведут себя атомы металлов в химических реакциях и почему?
10. Какие свойства – окислителей или восстановителей – проявляют металлы в химических реакциях?
11. Расскажите об электрохимическом ряде напряжений металлов.
12. Перечислите реакции, в которые могут вступать металлы.
13. Как связаны химические активности атомов металлов и ионов металлов?
14. Пары какого металла смертельно опасны? Опишите признаки отравления.
15. Что такое коррозия металла и как уберечь от нее металл?
16. Перечислите щелочные металлы. Почему они так называются?
17. Каковы особенности строения атомов щелочных металлов?
18. Как можно получить щелочные металлы?
19. Каковы физические свойства щелочных металлов?
20. Какие оксиды и пероксиды получаются при окислении щелочных металлов?
21. Какова степень окисления щелочного металла в соединении? Почему?
22. Как образуется гидрид щелочного металла? Какова степень окисления водорода в нем?
23. Как реагирует щелочной металл с раствором соли?
24. Как окрашивают пламя атомы и ионы щелочных металлов?
25. Какие реакции характерны для щелочных металлов?
26. Какие химические связи образуют щелочные металлы с неметаллами?
27. Как взаимодействует пероксид натрия с углекислым газом?
28. Где применяются щелочные металлы?
29. Какой из щелочных металлов наиболее активен и почему?
30. Как надпероксид КО 2 взаимодействует с СО 2 ? Напишите уравнение реакции.

7.1. Электролиз расплавов

Катод – восстановитель, на нем происходит процесс приема электронов катионами металлов.
Анод – окислитель, на нем происходит процесс отдачи электронов анионами кислотных остатков или гидроксид-ионами.

В случае окисления ионов ОН – составляется схема:

4ОН – – 4e = 2Н 2 O + О 2 .

Электролиз расплавов солей.
(Алгоритм 30.)

Задание 1 . Составьте схему электролиза расплава бромида натрия.

Задание 2. Составьте схему электролиза расплава сульфата натрия.

Электролиз расплавов щелочей.
(Алгоритм 31.)

Задание 1 . Составьте схему электролиза расплава гидроксида натрия.

7.2. Электролиз растворов

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании через электролит электрического тока. При электролизе катод является восстановителем, т. к. отдает электроны, а анод – окислителем, т. к. принимает электроны от анионов.

Для выбора наиболее вероятного процесса на катоде и аноде при электролизе растворов с использованием инертного (нерастворимого) анода (например, графита, угля, платины, иридия) используют следующие правила .

1. На аноде образуются:

а) при электролизе растворов, содержащих анионы F – , – , , , OH – , – O 2 ;
б) при окислении анионов Сl – , Вr – , I – – соответственно Сl 2 , Вr 2 , I 2 .

2. На катоде образуются:

а) при электролизе растворов, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , – Н 2 ;
б) если ионы расположены в ряду напряжений правее водорода – металлы;
в) если ионы расположены в ряду напряжений между Аl 3+ и H + , то на катоде могут протекать конкурирующие процессы – восстановление как металлов, так и водорода;
г) если водный раствор содержит катионы различных металлов, то их восстановление протекает в порядке уменьшения величины стандартного электродного потенциала (справа налево по ряду напряжений металлов).

В случае использования активного (растворимого) анода (из меди, серебра, цинка, никеля, кадмия) анод сам подвергается окислению (растворяется) и на катоде кроме катионов металла соли и ионов водорода восстанавливаются катионы металла, полученные при растворении анода.
Восстановительные свойства металлов удобно сравнивать, используя электрохимический ряд напряжений, в который включен и водород. Восстановительная способность элементов в этом ряду уменьшается слева направо, в этом же направлении увеличивается окислительная способность соответствующих катионов.

Электролиз водного раствора соли.
(Алгоритм 32.)

Задание 1. Составьте схему электролиза водного раствора хлорида натрия с использованием инертных электродов.

Задание 2. Составьте схему электролиза водного раствора сульфата меди(II) с использованием инертных электродов.

Электролиз водного раствора щелочи.
(Алгоритм 33.)

Задание 1. Составьте схему электролиза водного раствора гидроксида натрия.

Задания для самоконтроля

1. Составьте схемы электролиза:

а) расплавов хлорида кальция, гидроксида калия, сульфата лития;
б) водных растворов хлорида магния, сульфата калия, нитрата ртути(II).

2. Какие реакции практически осуществимы:

а) Cu + HCl ... ;
б) Mg + H 2 SO 4 (разб.) ... ;
в) Zn + Pb(NO 3) 2 ... ;
г) Cu + ZnCl 2 ... ;
д) Ca + H 2 O ... ;
е) Fe + Cl 2 ... ?

3. На стальной крышке поставлена медная заклепка. Что раньше разрушится – крышка или заклепка? Почему?

4. Имеется изделие из железа, покрытое защитной пленкой из олова (луженое железо). Что будет происходить при нагревании такого изделия на воздухе? Напишите уравнения протекающих реакций.

5. Какой объем водорода (н. у.) выделится при погружении в воду 20 г изделия из сплава натрия, калия и меди в массовом отношении 1:1:2?

Ответ . 3,86 л.

6. Рассчитайте массу 9,8%-го раствора серной кислоты, которая потребуется для растворения четырех гранул цинка, если масса каждой гранулы 0,2 г.

Ответ . 12,3 г.

7. Рассчитайте, какой будет массовая доля гидроксида калия в растворе, если металлический калий массой 3,9 г растворить в воде объемом 80 мл.

Ответ. 6,68%.

8. При электролизе сульфата некоторого металла на аноде выделилось 176 мл кислорода (н. у.), а на катоде за то же время – 1 г металла. Сульфат какого металла был взят?

Ответ . CuSO 4 .

9. Железная пластинка массой 18 г опущена в раствор сульфата меди(II). Когда она покрылась медью, ее масса стала равной 18,2 г. Какая масса железа перешла в раствор?

Ответ . 1,4 г.

10. Железная пластинка массой 5 г опущена на некоторое время в 50 мл 15%-го раствора сульфата меди(II), плотность которого 1,12 г/см 3 . После того как пластину вынули, ее масса оказалась равной 5,16 г. Какова масса сульфата меди(II) в оставшемся растворе?

Ответ . 5,2 г.

Ответы на задания для самоконтроля

6.1. Решение задач по теме «Подгруппа углерода»

Взаимодействие углерода с углекислым газом протекает по реакции

Рассматриваемая система состоит из двух фаз – твердого углерода и газа (f = 2). Три взаимодействующих вещества связаны между собой одним уравнением реакции, следовательно, количество независимых компонентов k = 2. Согласно правилу фаз Гиббса число степеней свободы системы будет равно

С = 2 + 2 – 2 = 2 .

Это означает, что равновесные концентрации СО и СО 2 являются функциями температуры и давления.

Реакция (2.1) является эндотермической. Поэтому согласно принципу Ле Шателье повышение температуры смещает равновесие реакции в направлении образования дополнительного количества СО.

При протекании реакции (2.1) расходуется 1 моль СО 2 , который при нормальных условиях имеет объем 22400 см 3 , и 1 моль твердого углерода объемом 5,5 см 3 . В результате реакции образуется 2 моля СО, объем которых при нормальных условиях равен 44800 см 3 .

Из приведенных выше данных об изменении объема реагентов при протекании реакции (2.1) следует:

1. Рассматриваемое превращение сопровождается увеличением объема взаимодействующих веществ. Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье повышение давления будет способствовать протеканию реакции в направлении образования СО 2 .
2. Изменение объема твердой фазы пренебрежимо мало в сравнении с изменением объема газа. Поэтому для гетерогенных реакций с участием газообразных веществ с достаточной точностью можно считать, что изменение объема взаимодействующих веществ определяется только количеством молей газообразных веществ в правой и левой частях уравнения реакции.

Константа равновесия реакции (2.1) определяется из выражения

Если в качестве стандартного состояния при определении активности углерода принять графит, то а С = 1

Численное значение константы равновесия реакции (2.1) можно определить из уравнения

Данные о влиянии температуры на величину константы равновесия реакции приведены в таблице 2.1.

Таблица 2.1 – Значения константы равновесия реакции (2.1) при различных температурах

Из приведенных данных видно, что при температуре около 1000К (700 о С) константа равновесия реакции близка к единице. Это означает, что в области умеренных температур реакция (2.1) практически полностью обратима. При высоких температурах реакция необратимо протекает в направлении образования СО, а при низких температурах в обратном направлении.

Если газовая фаза состоит только из СО и СО 2 , выразив парциальные давления взаимодействующих веществ через их объемные концентрации, уравнение (2.4) можно привести к виду

В промышленных условиях СО и СО 2 получают в результате взаимодействия углерода с кислородом воздуха или дутья, обогащенного кислородом. При этом в системе появляется еще один компонент – азот. Введение азота в газовую смесь влияет на соотношение равновесных концентраций СО и СО 2 аналогично уменьшению давления.

Из уравнения (2.6) видно, что состав равновесной газовой смеси является функцией температуры и давления. Поэтому решение уравнения (2.6) графически интерпретируется при помощи поверхности в трехмерном пространстве в координатах Т, P общ и (%СО). Восприятие такой зависимости затруднено. Значительно удобнее изображать ее в виде зависимости состава равновесной смеси газов от одной из переменных при постоянстве второго из параметров системы. В качестве примера на рисунке 2.1 приведены данные о влиянии температуры на состав равновесной газовой смеси при P общ = 10 5 Па.

При известном исходном составе смеси газов судить о направлении протекания реакции (2.1) можно при помощи уравнения

Если давление в системе остается неизменным, соотношение (2.7) можно привести к виду

Рисунок 2.1 – Зависимость равновесного состава газовой фазы для реакции С + СО 2 = 2СО от температуры при P CO +P CO 2 = 10 5 Па.

Для газовой смеси, состав которой отвечает точке а на рисунке 2.1, . При этом

а G > 0. Таким образом, точки выше равновесной кривой характеризуют системы, приближение которых к состоянию термодинамического равновесия протекает по реакции

Аналогичным образом можно показать, что точки ниже равновесной кривой характеризуют системы, которые приближаются к равновесному состоянию по реакции