Уравнения реакций взаимодействия металлов с растворами кислот

Уравнения реакций 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 – 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 кислот

О чем эта статья:

8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Кислоты — это сложные химические вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться атомами металла, и кислотных остатков.

Рассмотрим подробнее общие свойства кислот.

Диссоциация

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Диссоциация кислот происходит ступенчато. По способности к диссоциации кислоты разделяют на две группы:

Хорошо диссоциирующие (сильные): H₂SO₄, HCl, HBr, HNO₃, HClO₄, HI.

Разложение

В результате реакций разложения кислородсодержащих кислот образуются кислотный оксид и вода. Бескислородные кислоты образуют простые вещества. Для разложения некоторых кислот необходимо нагревание или излучение (HCl, HNO₃, H₃PO₄) другие же разлагаются самопроизвольно в момент образования (H₂CO₃, H₂SO₃, HNO₂).

Взаимодействие кислот с металлами

Металл может вытеснять водород из кислоты только в том случае, если металл стоит левее водорода в ряду активности металлов. Продукты реакции — соль и водород.

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

Высокая окислительная способность серной и азотной кислот позволяет им вступать в реакции с металлами. Продукты реакции будут зависеть от активности металла и от концентрации кислот.

Таблица: химические свойства кислот-окислителей

На холоду — пассивация

На холоду — пассивация

Реакция не проходит

На холоду — пассивация

На холоду — пассивация

Взаимодействие кислот с основаниями

Кислоты реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами, в результате образуются соль и вода. Взаимодействие кислот с основаниями называют реакцией нейтрализации.

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Взаимодействие кислот с солями

Сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей, при этом образуются новая соль и новая кислота. Условие протекания реакции кислот с солями — одним из продуктов реакции должны быть нерастворимая соль или слабая кислота, вода, газ.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты вступают в реакцию с основными и амфотерными оксидами (последние ведут себя как основные оксиды). В результате реакции образуется соль и вода.

Восстановительные свойства бескислородных кислот

Бескислородные кислоты (кроме HF) проявляют восстановительные свойства за счет химического элемента, который входит в состав аниона, при действии на них различных окислителей.

Например, в качестве окислителей для всех галогеноводородных кислот выступают диоксид марганца MnO₂, перманганат калия KMnO₄, дихромат калия K₂Cr₂O₇.

Результат этих реакций — образование свободных галогенов.

Из галогеноводородных кислот наибольшая восстановительная активность — у йодоводородной. Ее могут окислять оксид железа (III) и соль трехвалентного железа.

Высокая восстановительная активность характерна для сероводородной кислоты, она может быть окислена диоксидом серы.

Способность окрашивать индикаторы

Индикаторы кислот — это специальные вещества, при помощи которых определяют наличие кислот в растворе.

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют кислоты?

При каких условиях кислоты взаимодействуют с солями? Приведите пример.

Составьте уравнения реакций и назовите продукты реакций:

Разбавленный раствор серной кислоты реагирует с: медью, хлоридом меди, сульфатом меди, цинком?

Соляная кислота вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

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