Сделай Сам Свою Работу на 5

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) доN2O 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.