Главная страница

Взаимодействие металлов с кислотами


Скачать 58.5 Kb.
НазваниеВзаимодействие металлов с кислотами
АнкорMetally_i_vzaimodeystvie_ikh_s_khim_veschestvam.
Дата28.02.2018
Размер58.5 Kb.
Формат файлаdoc
Имя файлаMetally_i_vzaimodeystvie_ikh_s_khim_veschestvam...doc
ТипДокументы
#30942
Каталогid309680217

С этим файлом связано 3 файл(ов). Среди них: Metally_i_vzaimodeystvie_ikh_s_khim_veschestvam...doc, C1.pdf.
Показать все связанные файлы


ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С КИСЛОТАМИ,

ЩЕЛОЧАМИ, ВОДОЙ


  1. Восстановительные свойства металлов

Металлы в химических реакциях являются восстановителями.

В ряду напряжений восстановительные свойства металлов уменьшаются, а окислительные свойства их катионов возрастают. Металлы от лития до алюминия принято считать сильными или активными восстановителями, от титана до свинца – восстановителями средней активности, а расположенные в ряду напряжений после водорода – слабыми или малоактивными восстановителями.
2. Общие закономерности взаимодействия

металлов с окислителями

При взаимодействии многих металлов с азотной и концентрированной серной кислотами на поверхности металлов образуется плотная оксидная пленка, препятствующая дальнейшему окислению металла. Это явление называется пассивацией металла, оно используется для защиты металлов от коррозии.

На восстановительную способность металлов влияет присутствие веществ, образующих с окисленным металлом комплексные соединения или малорастворимые продукты. Например, из сравнения полуреакций 4 – 6 в таблице 1 видно, что восстановительная способность цинка в присутствии щелочей и аммиака выше, чем при их отсутствии.

3. Взаимодействие металлов с соляной

и разбавленной серной кислотами

При взаимодействии металлов с соляной и разбавленной серной кислотами окислителем является ион водорода Н+. Поэтому с ними взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуется соль и выделяется водород, например:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2

Металлы переменной валентности, проявляющие переменную степень окисления, соляной и разбавленной серной кислотами окисляются, как правило, до низших степеней окисления, например:

Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2

Свинец практически не взаимодействует с соляной и разбавленной серной кислотами, так как на его поверхности образуется плотная не-растворимая пленка хлорида или сульфата свинца (II).
4. Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой

В концентрированной серной кислоте окислителем являются сульфат-ионы SO-24, в которых сера находится в степени окисления +6. Окисляя металл, серная кислота восстанавливается до сероводорода, серы и оксида серы (IV). Соответствующие полуреакции приведены в таблице 1 (строки 21–23). Чем левее в ряду напряжений находится металл, тем полнее восстанавливается серная кислота.

При взаимодействии с концентрированной серной кислотой активных металлов образуются соль, вода и преимущественно сероводород:

8Na + 5H2SO4(конц.) = 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O

Малоактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту преимущественно до SO2, например:

Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

а металлы средней активности – преимущественно до серы:

3Zn + 4H2SO4(конц.) = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

Металлы переменной валентности концентрированной H2SO4 окисляются, как правило, до высшей степени окисления, например:

3Sn + 8H2SO4(конц.) = 3Sn(SO4)2 + 2S↓ + 8H2O

Благородные металлы с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют ни при каких условиях. Некоторые металлы (Al, Fe, Сr, Ni, Ti, V и др.) не взаимодействуют с концентрированной серной кислотой при обычных условиях (пассивируются), но взаимодействуют при нагревании. Большое практическое значение имеет пассивация железа: концентрированную серную кислоту можно хранить в ёмкостях из обычной нелегированной стали.

Свинец с концентрированной серной кислотой взаимодействует с образованием растворимой гидросоли, оксида серы (IV) и воды:

Pb + 3H2SO4 = Pb(HSO4)2 + SO2↑ + 2H2O
5. Взаимодействие металлов с азотной кислотой

Независимо от концентрации окислителем в азотной кислоте являются нитратионы NO, содержащие азот в степени окисления +5. Поэтому при взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Азотная кислота окисляет все металлы за исключением самых неактивных (благородных). При этом образуются соль, вода и продукты восстановления азота (+5): NH−34NO3, N2, N2O, NO, НNО2, NO2. Свободный аммиак не выделяется, так как он взаимодействует с азотной кислотой, образуя нитрат аммония:

NH3 + HNO3 = NH4NO3

При взаимодействии металлов с концентрированной азотной кислотой (30–60 % HNO3) продуктом восстановления HNO3 является преимущественно оксид азота (IV), независимо от природы металла, например:

Mg + 4HNO3(конц.) = Mg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Hg + 4HNO3(конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Металлы переменной валентности при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой окисляются до высшей степени окисления. При этом те металлы, которые окисляются до степени окисления +4 и выше, образуют кислоты или оксиды. Например:

Sn + 4HNO3(конц.) = H2SnO3 + 4NO2↑ + H2O

2Sb + 10HNO3(конц.) = Sb2O5 + 10NO2↑ + 5H2O

Мо + 6HNO3(конц.) = H2МоO4 + 6NO2↑ + 2H2O

В концентрированной азотной кислоте пассивируются алюминий, хром, железо, никель, кобальт, титан и некоторые другие металлы. После обработки азотной кислотой эти металлы не взаимодействуют и с другими кислотами.

При взаимодействии металлов с разбавленной азотной кислотой продукт её восстановления зависит от восстановительных свойств металла: чем активнее металл, тем в большей степени восстанавливается азотная кислота.

Активные металлы восстанавливают разбавленную азотную кислоту максимально, т.е. образуются соль, вода и NH4NO3, например:

8K + 10HNO3(разб.) = 8КNO3 + NН4NO3 + 3H2O

Металлы средней активности при взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуют соль, воду и азот или N2O. Чем левее металл в этом интервале (чем ближе к алюминию), тем вероятнее образование азота, например:

5Мn + 12HNO3(разб.) = 5Mn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O

4Cd + 10HNO3(разб.) = 4Cd(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

Малоактивные металлы при взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуют соль, воду и оксид азота (II), например:

3Сu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Но уравнения реакций в данных примерах условны, так как в действительности получается смесь соединений азота, причем, чем выше активность металла и ниже концентрация кислоты, тем ниже степень окисления азота в том продукте, которого образуется больше других.
6. Взаимодействие металлов с «царской водкой»

«Царской водкой» называется смесь концентрированных азотной и соляной кислот. Она применяется для окисления и перевода в растворимое состояние золота, платины и других благородных металлов.

Соляная кислота в царской водке затрачивается на образование комплексного соединения окисленного металла. Из сравнения полуракций 29 и 30 с полуреакциями 31–32 (табл. 1) видно, что при образовании комплексных соединений золота и платины окислительно-восстановительный потенциал уменьшается, что делает возможным их окисление азотной кислотой. Уравнения реакций золота и платины с «царской водкой» записываются так:

Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O

3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO↑ + 8H2O

С «царской водкой» не взаимодействуют три металла: вольфрам, ниобий и тантал. Их окисляют смесью концентрированной азотной кислоты с фтороводородной, так как фтороводородная кислота образует более прочные комплексные соединения, чем соляная. Уравнения реакций при этом таковы:

W + 2HNO3 + 8HF = H2[WF8] + 2NO↑ + 4H2O

3Nb + 5HNO3 + 21HF = 3H2[NbF7] + 5NO↑ + 10H2O

3Ta + 5HNO3 + 24HF = 3H3[TaF8] + 5NO↑ + 10H2O

В некоторых учебных пособиях встречается другое объяснение взаимодействия благородных металлов с «царской водкой». Считают, что в этой смеси между HNO3 и HCl происходит катализируемая благо-родными металлами реакция, в которой азотная кислота окисляет соляную по уравнению:

HNO3 + 3HCl = NOCl + 2H2O

Хлорид нитрозила NOCl непрочен и разлагается по уравнению:

NOCl = NO + Cl(атомарный)

Таким образом, окислителем металла является атомарный (т.е. очень активный) хлор в момент выделения. Поэтому продуктами взаимодействия царской водки с металлами являются соль (хлорид), вода и оксид азота (II):

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO↑ + 2H2O

3Pt + 4HNO3 + 12HCl = 3PtCl4 + 4NO↑ + 8H2O,

а комплексные соединения образуются при последующих реакциях:

HCl + AuCl3 = H[AuCl4]; 2HCl + PtCl4 = H2[PtCl6]
7. Взаимодействие металлов с водой

Металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, восстанавливают водород из растворов с концентрацией Н+-ионов 1 моль ионов в литре. Так как концентрация ионов Н+ в воде составляет 10-7 моль ионов/л, то, вычисляя по уравнению Нернста потенциал Н+-ионов для воды, получаем:

ϕ = 0 + 1059,0lg10–7 = –0,41 В

Следовательно, водород из воды могут вытеснять металлы, расположенные в ряду напряжений левее кадмия – от лития до железа.

При комнатной температуре с достаточной скоростью взаимодействуют с водой лишь щелочные и щелочноземельные металлы.

Порошкообразные магний и алюминий взаимодействуют с кипящей водой. Необходимым условием реакции является предварительное удаление оксидной пленки:

MgO + H2O = Mg(OH)2

Этот процесс протекает без выделения газа. А далее вода непосредственно взаимодействует с металлом с выделением водорода:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + Н2

Вода является слабым окислителем, поэтому она окисляет металлы до низших степеней окисления.

Часто наблюдается взаимодействие с водой металлов, расположенных в ряду напряжений правее железа. Оно объясняется присутствием в воде растворенного кислорода, являющегося более сильным окислителем, чем вода.
8. Взаимодействие металлов со щелочами

Щелочи являются очень слабыми окислителями, поэтому при взаимодействии металлов с растворами щелочей в роли окислителя выступает вода, потенциал которой в щелочной среде равен –0,83 В:

ϕ = 0 + 1059,0lg10–14 = –0,83 В,

а щелочь является средой или комплексообразователем (полуреакция 2 в табл. 1). Следовательно, с растворами щелочей при стандартной концентрации могут взаимодействовать амфотерные металлы, образующие гидроксокомплексы или соли, подобные солям неметаллов, при условии, что потенциалы соответствующих полуреакций более отрицательны, чем –0,83 В (полуреакции 6, 13–19).

Взаимодействие металлов со щелочами можно выразить такой общей схемой:

Ме + Н2О + щелочь = гидроксокомплексная соль + Н2

Роль щелочи в начале реакции заключается в том, что она растворяет поверхностный оксидный слой амфотерного металла, например:

ZnO + H2O + 2KOH = K2[Zn(OH)4]

После удаления оксидной плёнки реакция протекает в две стадии:

1) Zn + 2H2O = Zn(OH)2 + Н2

2) Zn(OН)2 + 2КОН = K2[Zn(OH)4]
Таким образом, с растворами щелочей взаимодействуют металлы, которые в щелочной среде образуют гидроксокомплексы и потенциалы соответствующих полуреакций которых меньше, чем –0,83 В, а именно:

4Al + 4OH- – 3е- = [Al(OH)4]-; ϕ° = –2,33 B

2Be + 6OH- – 4е- = [Be2(OH)6]2-; ϕ° = –2,63 B

Cr + 4OH- – 3е- = [Cr(OH)4]-; ϕ° = –1,27 B

Ga + 4OH- – 3е- = [Ga(OH)4]-; ϕ° = –1,22 B

Sn + 4OH- – 2е- = [Sn(OH)4]2-; ϕ° = –0,91 B

Некоторые металлы (Fe, Ti, Re, Mn и др.) взаимодействуют со щелочами в присутствии более сильного, чем вода, окислителя (KClO3, KNO3, O2 и др.).

Mn + KClO3 + 2KOH = K2MnO4 + KCl + H2O

Fe + 3KNO3 + 2KOH = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O

4Sb + 3O2 + 4NaOH + 6H2O = 4Na[Sb(OH)4]

Металлы, способные взаимодействовать не только с кислотами, но и со щелочами, называются амфотерными. Неамфотерные (типичные) металлы со щелочами не взаимодействуют.
9. Взаимодействие металлов с растворами солей других металлов

Свои особенности имеют реакции металлов с растворами солей других металлов. При изучении таких реакций необходимо учитывать возможность окисления данного металла продуктами гидролиза соли.

Например, при взаимодействии цинка с раствором сульфата меди возможны следующие реакции:

– окисление цинка ионами меди (+2): Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

– окисление цинка серной кислотой, которая образуется при гидролизе сульфата меди:

2CuSO4 + 2Н2О = (CuОН)2SO4 + Н2SO4 – гидролиз

Zn + Н2SO4 = ZnSO4 + Н2↑ – окисление

Суммируя эти уравнения, получаем:

2Zn + 3CuSO4 + 2Н2О = Cu + (CuОН)2SO4 + 2ZnSO4 + H2





перейти в каталог файлов
связь с админом