Лекции.Орг


Поиск:




Категории:

Астрономия
Биология
География
Другие языки
Интернет
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Механика
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Транспорт
Физика
Философия
Финансы
Химия
Экология
Экономика
Электроника

 

 

 

 


Растворами кислот и щелочей

ЛЕКЦИЯ

Взаимодействие металлов с водой, водными

растворами кислот и щелочей

Рассмотрим взаимодействие типичных восстановите-лей, металлов, с некоторыми окислителями - водой, раство-рами кислот и щелочей. Необходимое условие осуществления реакции окисления металла - .

Окислительно-восстановительные потенциалы некото-рых металлов, водорода и кислорода в кислой, нейтральной и щелочной среде приведены в таблице.

 

Среда
кислая (рН=0) нейтральная (рН=7) щелочная (рН=14)
окисл.-восст. пара Е0, В окисл.-восст. пара Е, В окисл.-восст. пара Е0, В
2H+/H2   2H2O/H2 -0,41 2H2O/H2 -0,83
O2/2H2O +1,22 O2/4OH- +0,81 O2/4OH- +0,40
Al3+/Al -1,66 Al(OH)3/Al -1,88 AlO2-/Al -2,36
Bi3+/Bi +1,21 BiO+/Bi -0,04 Bi2O3/Bi -0,45
Cd2+/Cd -0,40 Cd(OH)2/Cd -0,41 Cd(OH)2/Cd -0,82
Co2+/Co -0,28 Co(OH)2/Co -0,32 Co(OH)2/Co -0,73
Cr3+/Cr -0,74 Cr(OH)3/Cr -0,93 CrO2-/Cr -1,32
Cu2+/Cu +0,34 Cu(OH)2/Cu +0,19 Cu(OH)2/Cu -0,22
Fe2+/Fe -0,44 Fe(OH)2/Fe -0,46 Fe(OH)2/Fe -0,87
Mg2+/Mg -2,36 Mg(OH)2/Mg -2,38 Mg(OH)2/Mg -2,69
Ni2+/Ni -0,25 Ni(OH)2/Ni -0,30 Ni(OH)2/Ni -0,72
Pb2+/Pb -0,13 Pb(OH)2/Pb -0,14 PbO22-/Pb -0,54
Sn2+/Sn -0,14 Sn(OH)2/Sn -0,50 SnO22-/Sn -0,91
Zn2+/Zn -0,76 Zn(OH)2/Zn -0,81 ZnO22-/Zn -1,22

 

Реальное прохождение реакции, помимо соотношения потенциалов окислителя и восстановителя, определяет кинетика процесса. Взаимодействие металлов с окислителями в отдельных случаях тормозится оксидными или солевыми плёнками на поверхности металла. Такое состояние металла называют пассивным, а явление перехода в пассивное состояние - пассивацией.

 

Действие кислот на металлы

Кислоты можно разбить на две группы:

· кислоты, в которых окислителем являются ионы водорода (хлороводородная - соляная, разбавленная серная и др.),

· кислоты, в которых окислителем служат анионы, содержащие элементы, в высшей степени окисления - , (концентрированная серная, азотная.).

 

· Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель - ион водорода

В растворах таких кислот стандартный потенциал окислителя , т.е. с ними реагируют металлы с положительными значениями потенциалов (стоящие в ряду напряжений левее водорода).

 

Пример 1. Zn + H 2SO4 разб. ®

в-ль ок-ль

 

цинк растворяется в разбавленной серной кислоте:

Zn - 2 = Zn2+

2H+ + 2 = H2

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2

Zn + H2SO4 разб. = ZnSO4 + H2.

 

Пример 2. Cu + H 2SO4 разб. или H Cl ®

в-ль ок-ль ок-ль

Реакция взаимодействия меди с хлороводородной (соляной) и разбавленной серной кислотами невозможна, так как потенциал окислителя меньше потенциала восстановителя:

 

; .

 

· Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель - анион кислоты.

В концентрированной серной и разбавленной азотной кислотах продукты восстановления аниона зависят от активности металла.

По активности металлы можно условно разделить на три группы:

 

Li Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Au

¾¾¾¾¾¾¾¾® ¾¾¾¾¾¾¾® ¾¾¾¾¾®

активные средней активности малоактивные

 

Взаимодействие металлов с H2SO4 конц.

При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой сульфат-ион может восстанавливаться до H2S, S, SO2. Условная схема взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой может быть представлена следующим образом:

 

М активные H2S

М средн. активности

М + H2SO4конц. ® сульфат М + H2O + S

М малоактивные

SO2

 

Пример. Mn + H2SO4 конц.®

Марганец – активный металл, поэтому при взаимодействии образуется H2S:

 

4 Мn - 2 = Мn2+

SO42- + 8 + 10H+ = H2S + 4H2O

4Mn + SO42- + 10H+ = 4Mn2+ + H2S + 4H2O

4SO42- 4SO42-

4Mn + 5H2SO4конц. = 4MnSO4 + H2S + 4H2O.

Серная кислота в данной реакции - не только окисли-тель, но и среда, в которой проходит ОВР.

 

Взаимодействие металлов с HNO3

При взаимодействии металлов с разбавленной азотной кислотой нитрат-ион также может восстанавливаться до разных продуктов - NH4+, N2, N2O, NO.

Условная схема взаимодействия металлов с разбавленной азотной кислотой:

М активные NH4NO3

М ср. акт.

М + HNO3 разб. ® нитрат М + H2O + N2, N2O

М малоакт.

NO

Пример. Cu + HNO3 разб. ®

Медь – малоактивный металл, , поэтому при взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется NO:

3 Cu - 2 = Cu2+

2 NO3- + 3 + 4H+ = NO + 2H2O

 
 


3Cu + 2NO3- + 8H+ = 3Cu2+ + 2NO + 4H2O

6NO3- 6NO3-

3Cu + 8HNO3разб. = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

В реальных условиях при реакциях с концентрированной серной и разбавленной азотной кислотами, как правило, образуется смесь продуктов восстановления анионов, в которой количественно преобладает тот или иной компонент. Состав смеси во многом определяется концентрацией раствора кислоты. Так, например, действие на металлы сильно разбавленной азотной кислоты приводит к появлению в продуктах реакции нитрата аммония.

При взаимодействии металлов с концентрированной азотной кислотой, независимо от активности металла, образуется NO2:

 

М + HNO3конц. ® нитрат М + NO2 + H2O.

Пример. Zn + HNO3 конц. ®

Zn - 2 = Zn2+

2 NO3- + + 2H+ = NO2 + H2O

Zn + 2NO3- + 4H+ = Zn2+ + 2NO2 + 2H2O

2NO3- 2NO3-

Zn + 4HNO3 конц. = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

 

Концентрированные кислоты, в частности, серная и азотная, на некоторые металлы оказывают пассивирующее действие. В результате многие металлы не растворяются в таких кислотах. К примеру, с концентрированной серной кислотой при комнатной температуре не реагирует железо. Вследствие перехода металла в пассивное состояние при реакциях с рассматриваемой группой кислот могут образоваться продукты, не соответствующие приведенным схемам. Например, при нагревании железо реагирует с концентрированной серной кислотой, но образуется продукт восстановления SO2, более характерный для реакций с участием малоактивных металлов.

 

 



<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
Параметры, влияющие на эрозионный износ входных кромок | Пізнання світу як філософська проблема: різні філософські підходи до тлумачення сутності пізнання
Поделиться с друзьями:


Дата добавления: 2016-10-30; Мы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 742 | Нарушение авторских прав


Поиск на сайте:

Лучшие изречения:

Начинайте делать все, что вы можете сделать – и даже то, о чем можете хотя бы мечтать. В смелости гений, сила и магия. © Иоганн Вольфганг Гете
==> читать все изречения...

2405 - | 2201 -


© 2015-2025 lektsii.org - Контакты - Последнее добавление

Ген: 0.012 с.