Какие условия необходимы для взаимодействия металлов с растворами кислот
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 ( HCl )
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:
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:
Fe 0 → Fe 2+
Co 0 → Co 2+
Ni 0 → Ni 2+
Cr 0 → Cr 2+
Mn 0 → Mn 2+ и др .
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:
Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2 ↑
Серная кислота ( H 2 SO 4 )
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:
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
Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:
Mn 0 → Mn 2+ и др .
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.
Ag , Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt не реагируют с серной кислотой.
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:
Fe 0 → Fe 3+ ,
Cr 0 → Cr 3+ ,
Mn 0 → Mn 4+ ,
Sn 0 → Sn 4+
Свинец ( Pb ) окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца Pb ( HSO 4 )2 .
Какие условия необходимы для взаимодействия металлов с растворами кислот
Химические свойства металлов
Общие представления о химической устойчивости металлов. Металлы и их сплавы – важнейшие конструкционные материалы. Чтобы иметь представление о химической устойчивости этих материалов, необходимо знать свойства металлов, их поведение в различных средах. Химические свойства металлов объясняются следующими особенностями.
Все металлы – восстановители, что обусловлено строением их атомов. Внешние электроны в атомах металлов находятся на значительном удалении от ядра и связаны с ним сравнительно слабо – атомы металлов характеризуются низкими энергиями ионизации и близким к нулю или отрицательным сродством к электрону. Именно поэтому металлы легко отдают валентные электроны, выступая в качестве восстановителей и превращаясь в положительные ионы и, как правило, не способны присоединять электроны – проявлять окислительные свойства.
Все металлы по восстановительным свойствам разделены на три группы:
1) активные металлы (в «Ряду напряжений» находятся от Li до Al включительно);
2) металлы средней активности (в ряду напряжений находятся от Al до H2);
3) малоактивные металлы (в ряду напряжений стоят после водорода).
Будучи восстановителями, металлы могут взаимодействовать с окислителями. Важнейшим окислителем, входящим в состав воздуха, является кислород. С кислородом взаимодействуют почти все металлы, кроме Ag, Au, Hg и платиновых металлов, причём щелочные и щелочноземельные взаимодействуют очень активно, так что уже при обычной температуре рубидий и цезий самовозгораются:
Хотя процессы взаимодействия других металлов с кислородом протекают менее активно, их окисление всегда термодинамически выгодно, т.к. сопровождается уменьшением свободной энергии Гиббса. Образующиеся при этом оксиды во многих случаях придают химическую устойчивость изделиям из металла.
Термодинамическая возможность реакции металла с тем или иным окислителем определяется условием или ЭДС реакции (Е = jо - jв ) положительна. Сравнение ряда потенциалов окислителей:
| F2/2F | Cl2/2Cl | Br2/2Br | O2/OH | H2O, H/H2 |
| +2,87 | +1,356 | +1,087 | +1,23 (рН=0) | 0,0 (рН=0) |
| +0,82 (рН=7) | -0,41 (рН=7) |
с электродными потенциалами металлов позволяет сделать следующие выводы. Все металлы окисляются фтором и могут окисляться хлором. Большинство металлов (кроме платины и золота) могут окисляться бромом и кислородом в кислой среде. В нейтральной среде кислород не может окислять золото, платиновые металлы, ртуть, серебро. Ионы водорода в кислой среде могут окислять многие металлы, кроме платиновых, ртути, золота, серебра, меди, рения, сурьмы и висмута. Реальная возможность окисления того или иного металла определяется не только термодинамикой, но и кинетикой процесса. Взаимодействие многих металлов с окислителями тормозится пассивными пленками на поверхности металлов.
Взаимодействие металлов с водой. Окислителем в этом случае является катион водорода (ион гидроксония Н3О+), присутствующий в результате равновесной реакции Н2О D Н+ + ОН.
Для того чтобы выяснить, какие металлы окисляются катионами водорода, концентрация которых обусловлена диссоциацией молекул воды, необходимо определить окислительно-востановительный потенциал водородного электрода в воде. При 25 о С и рН = 7 , Е = . ЭДС реакции будет положительна (Е > 0), если < - 0,41В. Значит, все металлы, имеющие стандартный электродный потенциал меньший, чем – 0,41В (в «Ряду напряжений» стоят до кадмия включительно), могут окисляться катионами водорода, т.е. восстанавливать водород из воды.
Чтобы процесс мог протекать до конца, необходимо, чтобы образующиеся гидроксиды Me(OH)n были растворимы в воде. В противном случае, вследствие образования малорастворимых оснований, покрывающих металл, реакция практически прекращается.
2Na + 2H2O ® 2 Na + + H2 + 2OH.
Процесс термодинамически возможен, т.к. < - 0,41B, но из-за образования малорастворимого Zn(OH)2, предохраняющего цинк от воздействия воды, практически не идёт.
Процесс термодинамически не возможен, т.к. > - 0,41B.
Приведённые выше расчёты указывают лишь на возможность осуществления процесса, а не на обязательное его протекание. В действительности существуют ограничения, которые препятствуют реализации такой возможности, а иногда полностью её исключают. Например, пассивацию поверхности металла малорастворимым соединением, в частности основанием, мы уже рассмотрели. На возможность реального осуществления реакции влияет реальное состояние поверхности (наличие оксидных плёнок). Так, в соответствии с электродными потенциалами металлы Be, Mg, Al, Ti и др. должны взаимодействовать с водой (восстанавливать катионы водорода из воды). Однако оксидные поверхностные слои, не растворимые в воде, исключают возможность такого взаимодействия. Нерастворимость TiO2 ни в воде, ни в разбавленных растворах кислот и щелочей обусловливает высокую химическую пассивность титана.
Взаимодействие металлов с растворами щелочей. Только амфотерные металлы Be, Al, Zn, Pb, Sn могут взаимодействовать с растворами щелочей по ионно-молекулярной схеме:
где n, m – степень окисления металла и заряд комплексного иона, соответственно.
В качестве примера рассмотрим взаимодействие бериллия с раствором гидроксида натрия. Схема процесса:
в-ль ок-ль продукт продукт
Схемы полуреакций и ионно-молекулярное уравнение:
1 Be + 4OH– 2eˉ = [Be(OH)4] 2-
Для определения металлов, восстанавливающих водород из щелочных растворов, т.е. для расчёта ЭДС реакции нельзя пользоваться потенциалами окислительно-восстановительных систем , т.к. металл, окисляясь, переходит в значительно более сложный ион – [Me(OH)n] m - . В подобных случаях надо рассматривать потенциал системы [Me(OH)n] m - /Ме.
Кроме того, концентрация [H + ] в щелочном растворе зависит от концентрации щелочи. Например, для 1М раствора NaOH [OH] = 1 моль/л; при 25 0 С [H + ] = = 10 -14 моль/л. Отсюда .
Взаимодействие металлов с растворами кислот.Минеральные кислоты HCl, H3PO4, H2SO4 разбавленная и др., за исключением HNO3 любой концентрации и H2SO4 концентрированной, являются окислителями металлов за счёт катионов водорода.
Для перечисленных кислот взаимодействие с металлами идёт по схеме:
Ме + 2Н + ® Ме n + + H2
Определим ЭДС данной ОВР в общем виде в стандартных условиях:
Чтобы металл мог восстанавливать катионы Н + до Н2 при взаимодействии с перечисленными минеральными кислотами, необходимо, чтобы его стандартный электродный потенциал был меньше нуля вольт и образующаяся соль была растворимой в воде (реакция будет идти до конца; в противном случае поверхность металла запассивируется).
, процесс термодинамически возможен.
1 Zn – 2eˉ = Zn 2+
Zn + 2H + = Zn 2+ + H2
, процесс возможен, но образующаяся в начальный момент малорастворимая соль PbSO4 покрывает металл пассивирующей солевой плёнкой и реакция практически прекращается.
Особенности взаимодействия металлов с растворами азотной кислоты. В азотной кислоте сильным окислителем является нитрат- ион NO, поэтому при её взаимодействии с металлами водород Н2 не выделяется, а протекает восстановление NO. Каким будет продукт восстановления - зависит от концентрации кислоты и активности металла.
Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем в большей степени восстанавливается азот (понижается его степень окисления). Азотная кислота как сильный окислитель окисляет металлы до высоких степеней окисления, взаимодействует со всеми металлами, стоящими в «Ряду напряжений», по серебро включительно.
В зависимости от концентрации кислоты и активности металла получаются следующие продукты:
Урок №48. Химические свойства металлов. Ряд активности (электрохимический ряд) металлов
Химические свойства металлов определяются их активностью. Простые вещества – металлы в химических реакциях всегда являются восстановителями . Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются восстановительные свойства).
Среди металлов традиционно выделяют несколько групп.
благородные металлы (серебро, золото, платина, иридий);
щелочные металлы – I(A) группа ;
щелочноземельные металлы – II(A) группа , кроме Be, Mg.
Металлы встпают в реакции с простыми веществами – неметаллами (кислород, галогены, сера, азот, фосфор и др.) и сложными веществами (вода, кислоты, растворы солей)
Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами
1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды:
4Li + O 2 = обыч. усл . = 2Li 2 O
2Mg + O 2 = t, °C = 2MgO
Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют
2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и йодом), образуя галогениды – Ме +n Г -1 n
2Na + Cl 2 = 2NaCl
3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.
4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.
3Na + P = t, °C = Na 3 P
Взаимодействие со сложными веществами
I. Взаимодействие воды с металлами
1). Взаимодействие с самыми активными металлами, находящимися в периодической системе в I(А) и II(А) группах (щелочные и щелочноземельные металлы) и алюминий . В результате образуются основание и газ водород .
Me + H 2 O = Me(OH) n + H 2 (р. замещения)
Внимание! Алюминий и магний ведут себя также:
Магний (в горячей воде):
2) Взаимодействие воды с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.
Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н 2 ) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода
Me + Н 2 О = Ме х О у + Н 2 (р. замещения)
Бериллий с водой образует амфотерный оксид:
Be + H 2 O = t°C = BeO + H 2
Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe 3 O 4 и водород:
3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.
Cu + H 2 O ≠ нет реакции
II. Взаимодействие растворов кислот с металлами
Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот ( раствор азотной кислоты – исключение ), образуя соль и водород.
Кислота (раствор) + Me до (Н2) = Соль + H 2 ↑
III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами
Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:
H 2 SO 4 (конц.) + Me = Сульфат + H 2 O + Х
HNO 3 + Me = Нитрат + H 2 O + Х
4Zn + 10HNO 3 (раствор горячий) = t˚C = 4Zn(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (оч. разб. горячий) = t˚C = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
IV. С растворами солей менее активных металлов
Ме + Соль = Новый металл + Новая соль
Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым: от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.
Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей
Первоначально Бекетов предполагал, что способность одних металлов вытеснять из растворов солей другие металлы связана с их плотностью: более лёгкие металлы способны вытеснять металлы более тяжелые. Но опыты говорили об ином. Непонятно было и то, как связан «вытеснительный ряд» с рядом напряжений Алессандро Вольта. Со временем накапливалось всё больше экспериментальных данных того, что некоторые правила вытеснения нарушаются при определенных условиях. Бекетов обнаружил, что водород под давлением 10 атмосфер вытесняет серебро из раствора нитрата серебра. Английский химик Уильям Одлинг (1829-1921) описал множество случаев подобных аномалий. Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора хлорида олова (II) и свинец — из кислого раствора хлорида свинца (II). Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора хлорид кадмия.
Теоретическую основу ряда активности (и ряда напряжений) заложил немецкий физико-химик Вальтер Нернст (1864-1941). Вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — появилась точная количественная величина. Такой величиной стал стандартный электродный потенциал металла, а соответствующий ряд, выстроенный в порядке изменения потенциалов, называется рядом стандартных электродных потенциалов.
Электрохимический ряд напряжений металлов (ряд Бекетова) это последовательность расположения металлов и их ионов в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов в растворах электролитов. Электродом сравнения обычно служит стандартный водородный электрод, электродный потенциал которого условно принимается равным нулю.
| Восстановленная форма | Число отданных электронов | Окисленная форма | Стандартный электродный потенциал, В |
| Li | 1e | Li + | -3,05 |
| K | 1e | K + | -2,925 |
| Rb | 1e | Rb + | -2,925 |
| Cs | 1e | Cs + | -2,923 |
| Ba | 2e | Ba 2+ | -2,91 |
| Sr | 2e | Sr 2+ | -2,89 |
| Ca | 2e | Ca 2+ | -2,87 |
| Na | 1e | Na + | -2,71 |
| Mg | 2e | Mg 2+ | -2,36 |
| Al | 3e | Al 3+ | -1,66 |
| Mn | 2e | Mn 2+ | -1,18 |
| Zn | 2e | Zn 2+ | -0,76 |
| Cr | 3e | Cr 3+ | -0,74 |
| Fe | 2e | Fe 2+ | -0,44 |
| Cd | 2e | Cd 2+ | -0,40 |
| Co | 2e | Co 2+ | -0,28 |
| Ni | 2e | Ni 2+ | -0,25 |
| Sn | 2e | Sn 2+ | -0,14 |
| Pb | 2e | Pb 2+ | -0,13 |
| Fe | 3e | Fe 3+ | -0,04 |
| H2 | 2e | 2H + | 0,00 |
| Cu | 2e | Cu 2+ | 0,34 |
| Cu | 1e | Cu + | 0,52 |
| 2Hg | 2e | Hg2 2+ | 0,79 |
| Ag | 1e | Ag + | 0,80 |
| Hg | 2e | Hg 2+ | 0,85 |
| Pt | 2e | Pt 2+ | 1,20 |
| Au | 3e | Au 3+ | 1,50 |
Место каждого элемента в ряду напряжений условно, т.к. величина электродного потенциала зависит от температуры и состава раствора, в который погружены электроды, в частности от концентрации ионов. Большое значение также имеет состояние поверхности электрода (гладкая, шероховатая). Стандартный электродный потенциал относится к водным растворам при температуре 25°С, давлении газов 1 атмосфера и концентрации ионов 1 моль/л.
Задание
1.Запишите свойства ряда напряжений металлов. Для каждого свойства подберите в качестве примера по 2 уравнения химических реакций, подтверждающих это свойство.
2.По тексту практической работы заполните таблицу. Если заполнение 2 столбика таблицы вызовет затруднения, то можете его не заполнять. 1 столбик заполняете из текста заданий для 3 опытов, в 3 столбике записываете возможные уравнения реакций, в 4 столбике записываете выводы, используя текст методического обоснования работы.
ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ
Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей
Цель работы: закрепить знание свойств электрохимического ряда напряжений металлов
Приборы и реактивы, необходимые для опытов:
1)штатив с пробирками;
2) градированная пробирка;
3) металлы: цинк, железо, медь;
4) растворы сульфата меди, хлорида железа, хлорида (сульфата) цинка;
5) растворы серной и соляной кислот (1:5)
Теоретическое обоснование работы
Ряд напряжений (ряд активности или электрохимический ряд напряжения ЭХРН) металлов используется на практике для относительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе.
Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот - неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
Порядок выполнения работы
1. В пробирки с цинком и железом добавьте 1 мл соляной кислоты, в пробирку с медью – 1 мл разбавленной серной кислоты. Какие происходят изменения в каждой из пробирок?
2. Налейте в одну пробирку 1 мл раствора сульфата меди, в другую – столько же раствора хлорида (сульфата) цинка. В первую пробирку опустите гранулу цинка, во вторую – кусочек меди. Через 3 минуты установите, в какой из пробирок произошли изменения.
3. Налейте в одну пробирку 1 мл раствора сульфата меди, в другую – столько же раствора хлорида железа. Наклонив первую пробирку, опустите в нее железный стержень или гвоздь, во вторую пробирку опустите кусочек меди.
Читайте также: