Учебное пособие 800266

Be, Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2↑

1 │2 │Zn - 2ē + 4OH- → [Zn(OH)4]2- процесс окисления,

Zn – восстановитель.

1 │2 │2H2O + 2ē → H2 + 2OH-

________________________________________

Zn + 2H2O + 4OH- → [Zn(OH)4]2- + H2 + 2OH- Zn + 2H2O + 2OH- → [Zn(OH)4]2- + H2.

С растворами щелочей взаимодействуют ещё р-металлы IVА группы: Gе, Рb, Sn.

Sn, Рb + 2Н2О + 2КОН = К2[Рb2+(ОН)4] + Н2 . Образуются плюмбиты или станниты калия.

Gе +2КОН + О2 + 2Н2О = К2[Gе4+(ОН)6] – германат ка-

лия.

Взаимодействие металлов с кислотами

Все кислоты разделяются на окислительные и неокислительные кислоты. Неокислительные кислоты - это кислоты, в которых окислителем является катион Н+ в виде катиона гидроксония Н3О+. Это НСl концентрированная, НСl разбавленная, Н2SО4 разбавленная, Н3РО4, Н2СО3, Н2SО3, НСN, ННаl (галоген), Н2S. При стандартных условиях с неокислительными кислотами взаимодействуют металлы с отрицательными значениями стандартных окислительновосстановительных потенциалов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений до водорода:

Ме + 2Н+ Меn+ + Н2 . восстановитель окислитель

Образуется соль металла в его низшей степени окисления и Н2.

Fе + Н2SО4 (разб.) Fе+2SО4 + Н2 Сu + Н2SO4(разб.) .

Некоторые металлы этой группы не взаимодействуют с данными кислотами, так как на поверхности образуются пас-

9

сивные плёнки труднорастворимых солей металлов. Например, Рb не растворяется в НСl и в Н2SО4 разбавленной.

Рb + Н2SО4 (разб.) РbSО4 + Н2 Рb + 2НСl (конц.) РbСl2 + Н2

Sn + 2НСl (конц) SnСl2 + Н2

Sn + НСl (разб) ; Sn + Н2SО4 (разб) . Реакция взаимодействия протекает очень медленно за

счет высокого перенапряжения выделения Н2 на Sn и Рb.

Взаимодействие металлов с окислительными кислотами

К окислительным кислотам относятся Н2SО4 (конц.), НNО3 (разб.), НNО3 (конц.). Окислителем в них является кислотный остаток. Степень восстановления аниона кислоты зависит от активности металла и концентрации кислоты.

Н2S+6О4 (конц.), проявляет окислительные свойства за счёт серы в высшей степени окисления (+6). Чем активнее металл и выше концентрация кислоты, тем до более низкой степени окисления восстанавливается анион SО42- . Эту взаимосвязь можно представить в виде схемы:

Некоторые металлы: Аl р-металл, Fе, Сr, Мо, Та, Ni и другие d-металлы при комнатной температуре с концентрированными Н2SО4 и HNО3 не взаимодействует, а на поверхности металла образуются нерастворимые пассивные оксидные плёнки: Аl Аl2О3, Fе Fе2О3, Ni NiО, Сr Сr2О3, Мо Мо2О3, Та Та2О3 и другие металлы. Это явление называется пассивностью металла.

10

Взаимодействие металлов с концентрированной HNО3

НN+5O3 проявляет окислительные свойства за счёт азота в высшей степени окисления (+5). Концентрированная HNO3 растворяет почти все металлы, кроме Au и Pt, они растворяются только в смеси кислот «царской водке». При взаимодействии с HNО3 (конц.) образуется соль металла с более высокой степенью окисления, чем при взаимодействии с неокислительными кислотами. С концентрированной НNO3 тe же металлы, что и при взаимодействии с H2SO4 (конц.), образуют пассивные оксидные плёнки. Схема восстановление аниона

11

NO3- (конц.) зависимости от активности металла может быть представлена:

Разбавленная НNО3, проявляет окислительные свойства за счёт азота в высшей степени окисления (+5). Степень восстановления иона NO3- в HNО3 (разб.) зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты. Чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем интенсивнее процесс восстановления.

Схема восстановления аниона NO3- может быть представлена:

12

Взаимодействие Au и Pt с «Царской водкой»:

3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 3H2Pt4+Cl6 + 4NO + 8H2O

4│ N5+O3- + 4Н+ + 3 ē → N2+O + 2H2O

3│ Pt0 + 6Cl- - 4ē → Pt 4+Cl62-

4NO3- + 16H+ + 3Pt + 18Cl- → 4NO + 8H2O + 3PtCl62-

2.1. Лабораторная работа № 6 «Общие химические свойства металлов»

Цель работы:

1.Изучить поведение металлов различной активности в воде, щелочах и кислотах.

2.Овладеть навыками составления окислительновосстановительных процессов при взаимодействии металлов в указанных средах.

13

Опыт 1. Взаимодействие металлов с водой Выполнение опыта

Выберите из имеющихся металлов (Nа, Мg, Аl, Zn) те, которые будут взаимодействовать с водой при обычных условиях, при нагревании. Напишите уравнения происходящих реакций в ионной и молекулярной форме.

Опыт 2. Взаимодействие металлов со щелочами Выполнение опыта

Выберите из имеющихся на лабораторном столе металлов такие, которые могут растворяться в растворах щелочей. Для проведения опытов в пробирки налейте по 2 - 3 мл раствора щелочи NаОН, опустите по несколько кусочков выбранных металлов (правильность выбора согласуйте с преподавателем), пробирки с растворами слегка нагрейте.

Напишите уравнения происходящих реакций. Сделайте вывод о поведении металлов в щелочных растворах.

Опыт 3. Взаимодействие металлов с кислотами Выполнение опыта

Взаимодействие Sn, Fe, Pb, Cu, Zn, Mg с кислотами.

а) Отношение перечисленных металлов к «неокислительным» (окислитель - Н+) кислотам (НСl и разбавленной

Н2SO4).

В пробирки, в каждой из которых находится 1 - 2 кусочка одного из перечисленных металлов, налейте не более 1/5 объема пробирки раствора соляной кислоты. В течение 3 - 5 минут наблюдайте за тем, что происходит в пробирке. Сравните и объясните отношение металлов к разбавленному раствору соляной кислоты.

Для определения того, до каких ионов Fе2+ или Fе 3+ окисляется кислотой железо, используйте реактивы: роданид калия (или аммония) на ионы Fе3+ и красную кровяную соль

14

(K3[Fe(CN)6]) - на ионы Fе2+. При наличии катионов Fе3+ после добавления роданида появляется вишнево-красное окрашивание. При наличии катионов Fе2+ после добавления красной кровяной соли появляется синее окрашивание (или осадок). Содержимое пробирки, где находится железо, разделите на две части и к одной части прилейте раствор роданида, а к другой - раствор красной кровяной соли. До каких ионов окисляется железо?

То же самое проделайте с разбавленной серной кислотой. Уравнения реакций между металлами и кислотами и уравнения реакций обнаружения катионов железа напишите в ионном и молекулярном виде.

б) Отношение металлов к «окислительным» кислотам (окислитель - кислотный остаток) (HNO3 разб., HNO3 конц.,

Н2SO4 конц.).

В пробирки, в каждой из которых находится 1 - 2 кусочка перечисленных выше металлов, налейте 2 - 3 мл разбавленной азотной кислоты. То же самое проделайте с концентрированными HNO3 и Н2SO4. Напишите уравнения реакций взаимодействия металлов с окислительными кислотами. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции, применив метод электронно-ионного баланса.

Сделайте вывод об устойчивости металлов в кислотах «окислительных» и «неокислительных».

Вопросы для подготовки

1.Приведите примеры реакций взаимодействия металлов с водой:

а) при комнатной температуре; б) при повышенной температуре.

2.Какие металлы могут взаимодействовать с «неокислительными» кислотами?

3.Что такое пассивность металлов? Чем она обусловле-

на?

4.В чем особенность взаимодействия металлов с «окислительными» кислотами?

15

3. ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА

Устройство, в котором энергия химической реакции (окислительно-восстановительной) превращается в электрическую форму, называется гальваническим элементом

(ГЭ).

Причиной возникновения и протекания тока в ГЭ является разность электродных потенциалов.

Электродные потенциалы

При погружении любого металла в воду или раствор электролита его ионы гидратируются полярными молекулами воды и переходят в электролит, оставляя электроны на электроде из металла, в результате на границе "металл-раствор" устанавливается равновесие:

Me + mH2O [Me(H2O)m]ⁿ +nе,

где [Ме(Н2О)m]ⁿ - гидратированные катионы металла, n -заряд катиона металла.

Катионы металла, перешедшие в раствор, испытывают электростатическое притяжение к отрицательно заряженному электроду, и концентрируются в тонком слое вблизи границы раздела. Образуется двойной электрический слой, в нем возникает определенная разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Значение этого потенциала в равновесных условиях (в растворах своих солей) называется равно-

весным.

Качественная картина образования двойного слоя для всех металлов одинакова, но количественно концентрация катионов металла поверхностного слоя сильно различается для многих металлов. Химически активные металлы характеризу-

ется большими концентрациями ионов [Ме(Н2О)m]ⁿ вблизи поверхности металла. Поэтому при погружении металла в раствор своей соли происходит дополнительное растворение металла и пластинка заряжается отрицательно (рис. 1а).

При погружении малоактивных металлов в раствор сво-

16

ей соли любой концентрации раствора происходит адсорбция катионов металла на электроде, который при этом заряжается положительно, а в приэлектродном слое накапливается отрицательный заряд за счет анионов электролита (рис.1 б).

Измерить непосредственно электродные потенциалы нельзя, поэтому их определяют путем сопоставления с принятым для сравнения потенциалом водородного электрода

( E2H / H2 ,Pt = 0 В).

Рис. 1. Строение двойного электрического слоя для активного (а) и малоактивного (б) металла

Если пластинку любого металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией (активностью) ионов, равной 1 моль/л, соединить с водородным электродом, то получим гальванический элемент, разность потенциалов которого при t = 25 °С принимается за стандартный электродный потенциал

( EMen / Me ).

Располагая металлы в порядке возрастания алгебраической величины их электродных потенциалов, получим ряд напряжений металлов, который характеризует химическую активность металлов.

Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

17

где EMen / Me - стандартный электродный потенциал металла, n - заряд катиона металла, С - концентрация катионов металла.

Работа гальванического элемента

Гальванический элемент состоит из двух электродов, погруженных в растворы электролитов. Рассмотрим работу мед- но-кадмиевого ГЭ. Электроды из металлов Cu и Cd опущены в растворы своих солей, растворы разделены полупроницаемой перегородкой, препятствующей их смешиванию, но обеспечивающий контакт между ними. В медно-кадмиевом ГЭ электроны с кадмиевой пластинки (от более активного металла) перемещаются к медной, вследствие этого в цепи появляется ток. Уменьшение числа электронов на поверхности кадмия компенсируется переходом катионов кадмия в раствор, происходит процесс окисления: Cd – 2e = Cd2+. На медной пластинке избыток электронов компенсируется разрядом катионов меди, имеет место процесс восстановления: Cu2++ 2e= Cu0. Гальванические элементы принято записывать в виде электрохимических схем.

Например, для медно-кадмиевого ГЭ:

_

e

(-)А, Cd | CdSO4 || CuSO4 | Cu , К(+) ,

SO42-

где одна вертикальная черта означает границу раздела «металлэлектролит», а две черты - граница раздела между электролитами. Название электродам дается в соответствии с процессами,

которые на них протекают. Электрод, на котором протекает

процесс окисления, называется анодом, а электрод, на котором протекает восстановительный процесс - катодом.

ГЭ обладает определенной величиной ε, представляющей собой разность потенциалов составляющих его полуэлементов. Для медно-кадмиевого ГЭ :

18