Министерство образования и науки Российской Федерации

Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»

Балаковский инженерно-технологический институт

Действие кислот и щелочей на металлы

Методические указания к выполнению лабораторной работы

по курсу «Химия» для студентов технических

специальностей и направлений,

по курсу «Общая и неорганическая химия» для студентов

направления ХМТН всех форм обучения

Балаково 2012

Цель работы: изучение влияния природы металлов на процесс их взаимодействия с различными кислотами и щелочами.

ВВЕДЕНИЕ

Металлическими свойствами обладает большинство элементов, входящих в периодическую систему Д. И. Менделеева. Металлы характеризуются рядом физических свойств: металлическим блеском, обусловленным способностью их отражать лучи света; высокой тепло- и электропроводностью; пластичностью; легко подвергаются механической деформации; некоторые из них имеют большую прочность при растяжении или при сжатии. Все физические свойства обусловливаются особенностями их внутренней структуры. Атомы и ионы располагаются в узлах кристаллической решетки, а электроны – электронный газ– в пространстве между ними. Устойчивость кристалла обеспечивается силами притяжения между положительными ионами и электронным газом. При обыкновенной температуре все металлы (за исключением ртути) – твердые вещества. Металлы способны взаимодействовать между собой, образуя сплавы. [1 – 4].

В соответствии с особенностями электронной структуры и положением в периодической системе различают s-, p-, d-иf-семейства металлов. Кs-семейству относятся металлы, у которых происходит заполнение электронами внешнегоs-подуровня. Это элементы главных подгруппIиIIгрупп – щелочные и щелочноземельные металлы. Дляp-металлов главных подгрупп характерно последовательное заполнение внешнегоp- подуровня. Металлические свойства у них выражены слабее. Наиболее многочисленны металлыd-семейства, у которых происходит заполнениеd- подуровней (переходные металлы). Металлы, у которых заполняютсяf-подуровни, образуют две группы, очень похожие между собой, - лантаноиды и актиноиды.

Внешние электроны в атомах металлов находятся на значительном расстоянии от ядра и связаны с ним сравнительно слабо. Металлы отличаются небольшими значениями энергии ионизации, т. е. энергия, которую надо затратить для отрыва электронов от нейтрального атома и перевода его в положительный ион.

Н. Н. Бекетов установил химический ряд активности металлов (электрохимический ряд напряжений металлов), в котором металлы расположены в порядке убывания их активности:

Li, K, Mg, Al… Fe… Sn, Pb, H, Cu, Ag, Au

Чем левее расположен в ряду напряжений металл, тем он активнее, тем больше его восстановительная способность, тем легче он окисляется. Характеристикой восстановительной способности металлов является также величина стандартных электродных потенциалов: чем меньше значение стандартного электродного потенциала, тем активнее металл и тем выше его восстановительная способность. Каждый металл этого ряда вытесняет все следующие за ним металлы из растворов их солей.

Zn + Cd(NO₃)₂ = Zn(NO₃)₂ + Cd

Химические свойства металлов весьма разнообразны. Общим свойством для всех металлов является их способность отдавать свои электроны, проявляя восстановительные свойства [1 -4].

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

Восстановительная способность металлов проявляется при взаимодействии с различными веществами (кислотами, щелочами, водой и др.).

Концентрированная соляная кислота, разбавленные растворы серной и соляной кислот взаимодействуют только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, вытесняя его из разбавленных растворов этих кислот. Металлы d-семейства, имеющие две степени окисления, при действии разбавленных сернойH₂SO₄и соляной НСlкислот образуют соли с низшей степенью окисления металла:

Zn+HCI_разб =ZnCI₂+H₂

Fe + H₂SO_{4 разб} = FeSO₄ + H₂

Медь взаимодействует с соляной кислотой в присутствии кислорода воздуха:

Cu+4HCl+O₂= 2CuCl₂+ 2H₂O

Концентрированная серная кислота окисляет почти все металлы, за исключением благородных. Металлы средней и малой активности, включая серебро, окисляются ею лишь при нагревании, образуя соли с высшей степенью окисления металла. В концентрированной серной кислоте окислителем является сульфат-ион SO₄^2- . В зависимости от активности металла и условий проведения реакции (температуры, концентрации кислоты) могут образовываться следующие продукты:H₂S(с активными металлами),S(с металлами средней активности),SО₂(с малоактивными металлами). Например:

Мg+ Н₂SO_{4 конц.}MgSO₄+H₂S+ Н₂О

Сu+ 2Н₂SO_{4 конц.}СuSO₄+SO₂+ 2H₂O

Цинк может восстанавливать концентрированную кислоту до SO₂,S,H₂S.

Zn+ 2Н₂SO_{4 конц.} ZnSO₄ +SO₂ + 2H₂O

3Zn+ 4Н₂SO_{4 конц.} 3ZnSO₄ +S + 4H₂O

4Zn+ 5Н₂SO_{4 конц.} 4ZnSO₄+H₂S+ 4H₂O

Азотная кислота является более сильным окислителем. Особенностью ее взаимодействия с металлами является то, что металлы не вытесняют водород даже из ее разбавленных кислот, в этом случае происходит восстановление азотной кислоты. Состав продуктов зависит от активности металла и концентрации, причем доля продуктов с низкими степенями окисления азота возрастает по мере разбавления кислоты. Продуктами восстановления могут быть NO₂,NO,N₂O,N₂иNH₄NО₃. Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем полнее восстанавливается азот. При взаимодействии неактивных металлов (расположенных правее железа) с концентрированной азотной кислотой выделяетсяNO₂, с разбавленной –NO, например:

Cu + 4HNO_{3 конц}= Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2 H₂O

3Cu + 8HNO_{3 разб.} = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

При взаимодействии активных металлов (щелочных, щелочноземельных, цинка) с концентрированной азотной кислотой выделяется N₂O, с очень разбавленной –NH₄NО₃, например:

4Mg + 10HNO_{3 конц.} = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

5Mg + 12HNO_{3 ср. разб.} = 5Mg(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

4Mg + 10HNO_{3оч. разб.} = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Если металлы p-иd-семейства имеют две степени окисления, то при действии разбавленной азотной кислоты они образуют, главным образом, соли с высшей степенью окисления металла.

Fe + 4HNO_{3 разб.} =Fe(NO₃)₃+NO+ 2H₂O

Реакционная способность некоторых металлов невелика, т. к. их поверхность покрыта оксидной пленкой устойчивой к действию растворов кислот и щелочей. Например, оксидная пленка на поверхности свинца разрушается при действии разбавленной азотной кислоты и нагревании.

При действии концентрированной азотной или серной кислот на поверхности некоторых металлах образуется плотная оксидная пленка, устойчивая к действию окислителей и предохраняющая металлы от дальнейшего разрушения. Это явление называется пассивацией. Например, концентрированная серная кислота пассивирует Fe,Be,Co,Bi,Nb, а концентрированная азотная –Al,Cr,Fe,Nb,Be,Coи другие [1 – 3].

2Al + 6HNO_{3 конц}=Al₂O₃ + 6NO₂ + 3H₂O

2Fe + 3H₂SO_{4 конц}=Fe₂O₃ + 3SO₂ + 3H₂O

При нагревании концентрированные кислоты окисляют эти металлы:

2Fe + 6H₂SO_{4 конц}Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 2H₂O

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот (“царская водка”) окисляет самые благородные металлы – золото и платину.

Au + HNO_{3 конц} + HCl _конц = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

Некоторые металлы (Be,Al,Zn,Sn,Pbи др.) способны растворяться в растворах щелочей. При взаимодействии указанных металлов или их гидроксидов с растворами щелочей образуются комплексные соединения (гидрооксосоли), в которых лигандами являются ионы гидроксила.

Ве+2H₂O+2NaOH= Na₂[Be(OH)₄] + H₂

тетрагидрооксоберилат натрия

2 Al +6H₂O+2NaOH= 2Na [Al(OH)₄] + 3H₂

тетрагидрооксоалюминат натрия

2Cr +6H₂O+6NaOH= 2Na₃[Cr(OH)₆] + 3H₂

тетрагидрооксохромат натрия

При сплавлении таких металлов и их гидроксидов со щелочами образуются соли слабых кислот.

Ве+2NaOHNa₂BeO₂+H₂

берилат натрия

Zn(OH)₂+ 2NaOHNa₂ZnO₂+H₂О

цинкат натрия