Опыт 3. Действие кислот на металлы.
ВВЕДЕНИЕ
Металлы – вещества, основной отличительной особенностью которых в конденсированном состоянии является наличие свободных, несвязанных с определёнными атомами, электронов, способных перемещаться по всему объёму тела. Эта особенность металлического состояния вещества определяет собой всю совокупность свойств металлов.
К общим физическим свойствам металлов относится их высокая электропроводность, высокая теплопроводность, пластичность, т.е. способность подвергаться деформации при обычных и повышенных температурах, не разрушаясь.
В химических реакциях металлические элементы и в виде изолированных атомов, и в конденсированном состоянии проявляют только восстановительные свойства:
Me ® Men++ ne
Изолированные атомы большинства металлов имеют на внешнем энергетическом уровне 1, 2 или 3 электрона. В периодической системе металлические элементы находятся в начале каждого периода, т.е. они имеют большие размеры атомов (по периоду размеры атомов убывают). Поэтому металлы характеризуются низкими значениями энергий ионизации и вступают во взаимодействие с неметаллическими элементами, проявляющими сродство к электронам.
Почти все металлы непосредственно взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды. Оксиды металлов по свойствам делятся на три большие группы:
основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам соответствуют гидратные соединения, являющиеся основаниями. Некоторые из них можно получить, непосредственно растворяя оксид в воде:
CaO + H2O ® Ca (OH)2
Кислотным оксидам металлов соответствуют гидратные соединения, обладающие кислотными свойствами: Mn2O7+ H2O ® 2 HMnO4
Оксиды, гидратные соединения которых обладают как свойствами основания, так и свойствами кислоты, называются амфотерными: ZnO, SnO, PbO, Аl2О3, Сr2О3и др.
Оксиды и гидроксиды металлов являются чрезвычайно важными соединениями, т.к. в большинстве случаев защитные (незащитные) плёнки на металлах образованы именно этими соединениями, которые, следовательно, и определяют их свойства.
Изменение состава и характера оксидов и гидроксидов металлов, принадлежащих к одному и тому же периоду таблицы Д.И. Менделеева, в которых металл проявляет максимальную степень окисления, можно проследить на примере элементов начала четвёртого периода:
+1
K2O
KOH
| +2
CaO
Ca(OH)2
| +3
Sc2O3
Sc(OH)3
| +4
TiO2
Ti(OH)4
| +5
V2O5
HVO3
| +6
CrO3
H2CrO4
| +7
Mn2O7
HMnO4
| основной
| амфотерный
| кислотный
|
Аналогично изменяется характер оксидов и гидроксидов одного и того жe элемента с увеличением его степени окисления:
+2
MnO
Mn(OH)2
| +3
Mn2O3
Mn(OH)3
| +4
MNO2
Mn(OH)4
| +5
Mn2O5
–
| +6
MnO3
H2MnO4
| +7
Mn2O7
HMnO4
| основной
| амфотерный
| кислотный
| Таким образом, в рассмотренных закономерностях изменения характера оксидов и гидроксидов наблюдается постепенное увеличение кислотных свойств от основных свойств и по периоду таблицы Д.И. Менделеева, и с увеличением степени окисления элемента.
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ МЕТАЛЛОВ В ВОДНЫХ СРЕДАХ.
Восстановительная активность металлов в водных средах характеризуется величиной стандартного электродного потенциала металла Е° (см. Приложение–1).
В качестве окислителя металла может использоваться вещество, имеющее более высокое значение стандартного электродного потенциала сопряжённой окислительно–восстановительной пары. Однако, в случае проведения химической реакции в условиях, отличающихся от стандартных условий, значение электродного потенциала вычисляется по формуле Нернста.
Электродвижущая сила (ЭДС) окислительно–восстановительной реакции, вычисленная по формуле: ЭДС = Е окислителя– Е восстановителя, имеет значение > 0, и следовательно, изменение энергии Гиббса: DG = – n F (ЭДС) удовлетворяет условию самопроизвольно идущему химическому процессу, а именно: DG < 0.
1.ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДЕ.
Вода взаимодействует с наиболее активными металлами в качестве окислителя, при этом образуется водород согласно следующему уравнению:
2 H2O + 2 e ® H2+ 2 OH–
Электродный потенциал этого процесса, т.е. при образовании водорода из воды, вычисленный по формуле Нернста для концентрации ионов водорода 10–7моль/л (нейтральная среда), равен Е° = –0,41 В. Следовательно, вода теоретически может окислять только те металлы, у которых значения электродных потенциалов Е° < – 0,41 В. Этому условию удовлетворяют металлы, стоящие в начале ряда напряжений. Однако, многие из этих активных металлов в обычных условиях являются вполне устойчивыми по отношению к воде. Главная причина их устойчивости состоит в том, что они покрыты прочными оксидными плёнками. Например, алюминий защищён плёнкой, состоящей из оксида алюминия Аl2О3.
Особенно легко реагируют с водой щелочные и щелочноземельные металлы, которые покрыты рыхлой и легко растворяющейся в воде оксидной плёнкой.
ПРИМЕР 1. Металлический калий, помещённый в воду, быстро лишается оксидной
плёнки:
| K2O + H2O ® 2 KOH
K2O + H2O ® 2 K++ 2 OH–
| Далее металл реагирует с водой 2K + 2 H2O = 2 KOH + H2
Для того, чтобы составить это уравнение, применяется электронно–ионный баланс:
Восстановитель 2 | K ® K++ e
Окислитель 1 | 2 H2O + 2 e ® H2+ 2 OH–________
2 K + 2 H2O ® 2 K++ H2+ 2 OH–
| Металлические калий, натрий и другие щелочные металлы приходится даже хранить под керосином.
2. ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДНЫМ РАСТВОРАМ ЩЕЛОЧЕЙ.
В тех случаях, когда металл защищён оксидной плёнкой, имеющей амфотерный характер (или кислотный), то в начале растворяется плёнка в результате взаимодействия оксида со щёлочью. А далее металл или реагирует с водой, или нет в зависимости от соотношения электродных потенциалов металла и водорода из воды (для данной щелочной среды). Следовательно, процесс растворения металла в щёлочи является многостадийным. ПРИМЕР 2. Растворение алюминия в водном растворе гидроксида калия.
1 стадия – снимается защитная оксидная плёнка, проявляющая амфотерный характер:
Al2O3 + 3 H2O + 2 KOH ® 2 K [AL(OH)4]
AL2O3 + 3 H2O +2 K + + 2 OH – ® 2 K+ + 2 [AL(OH)4] –
AL2O3 + 3 H2O +2 OH – ® 2 [AL(OH)4]
| 2 стадия – идёт окислительно–восстановительная реакция алюминия с водой (стандартный электродный потенциал алюминия Е° = –1,66В):
2 AL + б H2O ® 2 АL(ОН)3 ¯ + 3 Н2
2 | AL + 3 ОН – ® АL(ОН)з + 3 е
3 | 2 Н2O + 2 е ® Н2 + 2 ОН –
| 2 AL + б ОН – + б Н2O ® 2 AL(OH)3 + 3 Н2 + 6 ОН
3 стадия – взаимодействие образовавшейся плёнки из нерастворимого гидроксида AL(OH)3, имеющего амфотерный характер, со щёлочью КОН:
AL(OH)3¯ + КОН ® K[AL(OH)4]
AL(OH)3 + К+ + ОН – ® К+ + [AL(OH)4]–
| Далее повторяется 2 стадия, т.е. обнажившийся металл вновь взаимодействует с водой, затем – 3 стадия и т.д. до полного растворения металла.
В итоге процесс взаимодействия алюминия со щёлочью можно выразить суммарным уравнением: 2 AL + 2 КОН + 6 Н2О ® 2 K[AL(OH)4] + 3 H2
Таким образом, в водных растворах щелочей у многих металлов растворяются защитные оксидные плёнки, имеющие амфотерный характер (ZnO, Ga2О3, SnO2 и др.), а также те оксидные плёнки, которые проявляют кислотный характер, например, плёнка WO3 (на металле вольфрам). Далее очищенный металл проявляет своё химическое отношение к водному раствору щёлочи в зависимости от его свойств.
3. ДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ НА МЕТАЛЛЫ.
Почти все металлы окисляются кислотами. В большинстве случаев защитные оксидные плёнки, проявляющие основной или амфотерный характер, легко растворяются в кислотах. Далее окислительно–восстановительный процесс взаимодействия металла с кислотой определяется как активностью металла, так и природой и концентрацией кислоты.
Соляная и разбавленная серная кислоты окисляют только те металлы, которые стоят в ряду напряжений до водорода, так как роль окислителя в этих кислотах играют ионы водорода Н+, восстанавливающиеся до свободного водорода.
ПРИМЕР 3. Растворение магния в соляной кислоте (после растворения защитной плёнки MgO): Mg + 2 HCL ® MgCL2 + Н2
Mg + 2Н+ + 2CL– ® Mg2+ +2CL– + H2
Восстановитель
Окислитель
| 1| Mg ® Mg2+ + 2 e
1| 2Н+ + 2 е ® H2
| Mg + 2 H+ ® Mg2+ + H2
Концентрированная серная кислота – при нагревании окисляет почти все металлы (не окисляются золото, платина и некоторые редкие металлы). Причём окислителем является ион SO2–4, который в зависимости от активности металла восстанавливается до диоксида серы (SO2), свободной серы (S) и даже до сероводорода (H2S).
IIРИМЕP 4. Взаимодействие меди (малоактивного металла) с концентрированной серной кислотой: Сu + 2 H2SO4 (конц.) ® Сu SO4 + SO2 + 2 Н2О
Окислитель
| 1 | Сu ® Сu2+ + 2е
1 | SO42– + 4 Н+ + 2е ® SO2 + 2 H2O
Сu + SO42+ + 4 H+ ® Cu2+ +SO2 +2 Н2О
| Азотная кислота (как концентрированная, так и разбавленная) окисляет почти все металлы. Окислителем в азотной кислоте является ион NО3–. Концентрированная азотная кислота восстанавливается металлами до NO2.
ПРИМЕР 5. Взаимодействие меди (малоактивного металла) с концентрированной азотной кислотой: Сu + 4 Н МОз (конц.) ® Сu(МО3)2 + 2 NO2 + 2 Н2O
Окислитель
| l| Сu ® Сu2+ + 2е
2|NO3– + 2Н + + 1е ® NO2 + H2O
Сu +2 NO3– + 4 Н+ ® Сu2+ + 2 NO2 + 2 Н2О
| Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными металлами (например, Сu, РЬ ) до монооксида азота (NO), а более активными металлами (например, Fe, Zn, Mg) до–N2O и N2.
Продуктом восстановления очень разбавленной азотной кислоты является аммиак NHj, образующий с избытком кислоты аммонийную соль NH4NO3
Алюминий, железо, хром при действии на них концентрированной азотной кислоты "пассивируются". Покрываясь более плотной плёнкой оксида, они перестают после этого подвергаться действию и концентрированных, и разбавленных кислот.
Восстановление разбавленных и концентрированных серной и азотной кислот представлено в Приложении.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ОПЫТ 1. Отношение металлов к воде: взаимодействие натрия с водой.
Налейте воду в кристаллизатор почти до края (ниже края примерно на 1 см.), для того чтобы не образовалось ограниченного краями кристаллизатора замкнутого объёма, где бы возникла взрывоопасная концентрация водорода (гремучий газ). Пинцетом выньте кусочек металлического натрия, промокните его от керосина фильтровальной бумагой и опустите в воду. (Осторожно! Может произойти разбрызгивание жидкости.) К полученноому раствору добавьте одну–две капельки фенолфталеина. Убедитесь в щелочной реакции получившегося раствора. Напишите уравнения соответствующих реакций, применив электронно–ионный баланс к окислительно–восстановительной реакции (см. Пример 1).
ОПЫТ 2. Отношение металлов к водным растворам щелочей: взаимодействие алюминия с раствором гидроксида натрия.
В пробирку поместите стружечку алюминия и добавьте 3 – 5 капель 30 % раствора гидроксида натрия. Наблюдайте выделение газа – водорода. Напишите уравнение реакции, учитывая, что в реакции принимает участие вода. Каков механизм растворения алюминия в щелочах? (См. пример 2). Какими значениями электродных потенциалов должны обладать металлы, взаимодействующие с водой?
Опыт 3. Действие кислот на металлы.
3.1. Взаимодействие металлов с разбавленной серной кислотой.
В три пробирки поместите по кусочку металлических алюминия, цинка и меди, добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты. Исходя из положения этих металлов в ряду напряжений, сделайте предположительный вывод о возможности протекания реакции между этими металлами и серной кислотой. После даказательства взаимодействия металлов с серной кислотой опытным путём, отметьте различие в скорости протекания реакции и, исходя из Е° сопряжённых окислительно–восстановительных пар, вычислите ЭДС проведённых реакции. Составьте молекулярные уравнения, применив электронно–ионный баланс. (См. пример 3). Укажите, какой ион является окислителем в этих реакциях?
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:
©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.
|