Уравнение химической реакции между металл и кислота

Уравнение химической реакции между металл и кислота

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 – 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:

HCl H + + Cl —

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:

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:

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:

H₂SO₄ H + + HSO₄ —

HSO₄ — H + + SO₄ 2-

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

3│2 H + + 2 e — → H ₂ – восстановление

Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:

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.

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:

Химические свойства металлов

О чем эта статья:

8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.

В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).

Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.

Ряд активности металлов

Металлы средней активности

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с неметаллами

Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:

оксид образует только литий

натрий образует пероксид

калий, рубидий и цезий — надпероксид

Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:

2Zn + O₂ = 2ZnO (при нагревании)

Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:

С галогенами металлы образуют галогениды:

Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):

При взаимодействии с водородом образуются гидриды:

Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):

Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):

Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).

Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:

Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:

С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:

Взаимодействие с водой

Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:

Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.

Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.

Взаимодействие с кислотами

Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Металлы IА группы:

Металлы IIА группы

Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.

Взаимодействие с солями

Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.

Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.

Взаимодействие с аммиаком

Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:

Взаимодействие с органическими веществами

Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.

Взаимодействие металлов с оксидами

Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.

3Са + Cr₂O₃ = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют неактивные металлы?

С чем связаны восстановительные свойства металлов?

Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?

Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:

Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O

Как металлы реагируют с кислотами?

Подведем итоги

От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).

Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.

Взаимодействие металлов с кислотами

ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ

Целью данной работы является рассмотрение связи физико-химических свойств металлов с ЭЛЕКТРОННЫМ строением атомов, строением кристаллической структуры, изучение химических свойств металлов (взаимодействие с простыми и сложными окислителями; водой, кислотами, щелочами, их смесями) для понимания физико-химических процессов при химических методах обработки металлов и сплавов.

Основные понятия темы

Металлы — простые вещества, обладающие характерными свойствами; высокой электропроводностью и теплопроводностью, отрицательным температурным коэффициентом электропроводности, способностью хорошо отражать электромагнитные волны (блеск и непрозрачность), пластичностью.

По химическим свойствам металлы — восстановители, так как легко отдаю: свои валентные электроны:

Металлы — это элементы, атомы которых имеют минимальное количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Степень окисления определяется числом неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состояниях.

Восстановительную активность атома элемента определяют потенциалом ионизации валентных электронов. Химическая активность металла как простого вещества, имеющего кристаллическое строение, характеризуется термодинамическими величинами (знтальпией ΔН и энергией Гиббса ΔG). Для суждения о возможности реакции металла с водой, кислотами, щелочами необходимо также определение величины ΔG химической реакции, Так как эти реакции являются окислительно-восстановительными, где металл выступает в качестве восстановителя, а ион водорода H + (гидроксоний H₂O) либо анион кислоты в виде окислителя.

При условии, что φ_окисл > φ_вост, реакция между металлом и водой, кислотой, щелочью, растворами солей возможна

Взаимодействие металлов с простыми окислителями

Простые окислители — это кислород О:, галогены. Наиболее часто встречается реакция окисления металлов кислородом воздуха:

Возможность данной реакции при нормальных условиях определяется

величиной ΔG 0 ₂₉₈ реакции.

При окисления металлов кислородом образуются оксиды. Для металлов, имеющих большое число степеней окисления, низшие оксиды металлов обладают основными свойствами (если степень окисления от 1 до 2), высшие оксиды (оксиды с максимальными степенями окисления) -кислотными (степень окисления > 4), Оксиды, где степень окисления +3, +4 — амфотерны.

7.1.2. Взаимодействие металлов с водой

Металлы взаимодействуют с водой по реакции

Так как эта реакция является окислительно-восстановительной, то возможность данной реакции определяется по величине энергии Гиббса.

Наряду с термодинамическим расчетом необходимо учитывать, что многие металлы покрыты оксидными пленками.

Взаимодействие металлов с кислотами

Для очистки металлов от поверхностных слоев перед нанесением покрытий всегда, когда нужно иметь дело с чистой поверхностью металла, используют кислотное травление. Травление бывает технологическое и структурное

Технологическое травление используют для обработки и изменения формы поверхности металла, структурное травление — для выявления структуры поверхности кристаллических материалов,

Химическое фрезерование проводится для получения нужного рисунка — придания профиля поверхности детали, Согласно чертежу, на отдельные участки поверхности заносится химически стойкий слой, а свободные участка травятся при воздействии смесей кислот.

Химическое травление используется для выявления дефектов в кристаллах: малоугловых и двойниковых границ, дислокаций и дефектов упаковки

Для металлов, химическое травление которых затруднено (Ti, Mo, W, жаропрочные сплавы), используется электрохимическое травление.

Кислоты — вещества, содержащие водород и диссоциирующие с образованием Н + .

Различают бескислородные и кислородсодержащие кислоты.

Бескислородные кислоты — растворы галогеноводородов в воде: соляная (НС1), плавиковая (HF), бромоводородная (НВг), йодоводородная (HI), сероводородная (H-S),

Кислородсодержащие кислоты: азотная, серная, фосфорная, хлорная и другие.

План выполнения эксперимента

Запишите предполагаемое уравнение реакции взаимодействия исследуемого металла с раствором электролита. По уравнениям (7.6-7.9; 7.22-7.24), значениям электродных потенциалов и перенапряжений определите термодинамическую вероятность протекания этих реакций. Для взаимодействия типа Me + <Г получите также эту информацию, пользуясь диаграммой Пурбе.

Опустите в пробирки стружки металла и прилейте 1 -2 мл электролита С концентрированными растворами работайте в вытяжном шкафу. Опишите характер протекания реакции, окраску, запах выделяющихся продуктов. Если реакция не идет при комнатной температуре, нагревайте раствор на спиртовке

В отчете приведите уравнения химических реакций, расчет термодинамической вероятности протекания реакции, экспериментальные наблюдения и сопоставьте данные расчета и эксперимента.

Реакция взаимодействия с водой

Положили в пробирку кусочек цинка, налили воды и подогрели на спиртовке. Довели воду до кипения. Наглядных проявлений хода реакции не наблюдалось.

Zn 0 – 2e → Zn 2+ φ_вост(Zn 2+ /Zn) = -0.763 В φ_окисл (2H₂O/2OH 2- H₂) = -0.414 В

E = φ_окисл – φ_вост = -0,414 + 0,763 = 0,349 В

ΔG = -zFE = -2*26.8*0.349 = -18.706

т. к. ΔG 0 — 2e → Zn 2+ (восстановитель)

NO₃ — + H + + 3e → NO + H₂O (окислитель)

уравняем левую и правую части

3 Zn 0 — 2e → Zn 2+ (восстановитель)

2 NO₃ — + 4H + + 3e → NO + 2H₂O (окислитель)

3Zn 0 + 8H + → 3Zn 2+ + 2NO +4H₂O

φ_вост(Zn 2+ /Zn) = -0.763 В φ_окисл (NO₃ — /NO) = 0.96 В

E = φ_окисл – φ_вост = 0,96 + 0,763 = 1,723 В

ΔG = -zFE = -2*26,8*1,723 = -92,35 , т. к. ΔG 0 — 2e → Zn 2+ (восстановитель)

HSO₄ — +7H + + 6e → S + 4H₂O (окислитель)

φ_вост(Zn 2+ /Zn) = -0.763 В φ_окисл = +0.351 В

E = φ_окисл – φ_вост = 0.351 +0.763 = 1.114 В

ΔG = -zFE = -2*26,8*1,114 = -59,7 , т. к. ΔG 0 — 2e → Zn 2+ (восстановитель)

2H + + 2e → H₂ (окислитель)

φ_вост(Zn 2+ /Zn) = -0.763 В φ_окисл = 0, т. к. Ph соляной кислоты = 0

E = φ_окисл – φ_вост = 0 + 0,763 = 0,763 В

ΔG = -zFE = -2*26,8*0,763 = -40,9 , т. к. ΔG 0 — 2e → Zn 2+ (восстановитель)

2H₂O + 2e → 2OH — + H₂ (окислитель)

φ_вост(Zn 2+ /Zn) = -0.763 В φ_окисл = -0.82 В

E = φ_окисл – φ_вост = -0,82 + 0,763 = -0,057 В

ΔG = zFE = -2*26,8*0,057 = -3,05 , т. к. ΔG