Взаимодействие металлов с кислотами. По характеру действия на металлы наиболее распространенные кислоты можно разделить на две группы

По характеру действия на металлы наиболее распространенные кислоты можно разделить на две группы.

1. Кислоты-неокислители: хлороводородная (соляная, HCl), бромоводородная (HBr), йодоводородная (HI), фтороводородная (HF), уксусная (CH₃COOH), разбавленная серная (H₂SO_{4 (разб.)}), разбавленная ортофосфорная (H₃PO_{4 (разб.)}).

2. Кислоты-окислители: азотная (HNO₃) в любой концентрации, концентрированная серная (H₂SO_{4 (конц.)}), концентрированная селеновая (H₂SeO_4(конц.)) .

Взаимодействие металлов с кислотами-неокислителями. Окисление металлов ионами водорода H⁺ в растворах кислот-неокислителей происходит более энергично, чем в воде.

Все металлы, имеющие отрицательное значение стандартного электродного потенциала, т.е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот-неокислителей. Реакция протекает по схеме:

Ме + nH ⁺ = Meⁿ⁺ + n/2 H₂ .

Например:

2Al +6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂ ,

Mg + 2CH₃COOH = Mg(CH₃COO)₂ + H₂ ,

2Ti + 6HCl = 2TiCl₃ + 3H₂ .

Металлы с переменной степенью окисления (Fe, Cо, Ni и др.) образуют ионы в своей низшей степени окисления (Fe²⁺, Co²⁺, Ni²⁺ и другие):

Fe + H₂SO_{4 (разб)} = FeSO₄ + H₂.

При взаимодействии некоторых металлов с кислотами-неокислителями: HCl, HF, H₂SO_{4 (разб.)}, HCN образуются нерастворимые продукты, предохраняющие металл от дальнейшего окисления. Так, поверхность свинца в HCl _(разб) и H₂SO_4(разб) пассивируется плохо растворимыми солями PbCl₂ и PbSO₄ соответственно.

Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями. Серная кислота в разбавленном растворе – слабый окислитель, а в концентрированном – очень сильный. Окисляющая способность концентрированной серной кислоты H₂SO_{4 (конц.)} определяется анионом SO₄^2-, окислительный потенциал которого значительно выше, чем иона H⁺. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счёт атомов серы в степени окисления (+6). Кроме того, в концентрированном растворе H₂SO₄ содержится мало ионов H⁺, так как в концентрированном растворе она слабо ионизирована. Поэтому при взаимодействии металлов с H₂SO_{4 (конц.)} водород не выделяется.

Реагируя с металлами как окислитель, H₂SO_{4 (конц.)} переходит чаще всего в оксид серы (IV) (SO₂), а при взаимодействии с сильными восстановителями – в S или H₂S:

Me + H₂SO_{4 (конц)} ® Me₂(SO₄)_n + H₂O + SO₂ (S, H₂S).

Для удобства запоминания рассмотрим электрохимический ряд напряжений, который выглядит так:

Li, Rb, K, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au .

В табл. 1. представлены продукты восстановления концентрированной серной кислоты при взаимодействии с металлами различной активности.

Таблица 1.

Продукты взаимодействия металлов с концентрированной

серной кислотой

Примеры:

Cu + 2H₂SO_{4 (конц)} = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O,

4Mg + 5H₂SO_{4 (конц)} = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Для металлов средней активности (Mn, Cr, Zn, Fe) соотношение продуктов восстановления зависит от концентрации кислоты.

Общая тенденция такова: чем выше концентрация H₂SO₄ , тем глубже протекает восстановление.

Это означает, что формально каждый атом серы из молекул H₂SO₄ может забрать у металла не только два электрона (и перейти в ), но и шесть электронов (и перейти в ) и даже восемь (и перейти в ):

Zn + 2H₂SO_{4 (конц)} = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O,

3Zn + 4H₂SO_{4 (конц)} = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O,

4Zn + 5H₂SO_{4 (конц)} = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Свинец с концентрированной серной кислотой взаимодействует с образованием растворимого гидросульфата свинца (II), оксида серы (IV) и воды:

Pb + 3H₂SO₄ = Pb(HSO₄)₂ + SO₂↑ + 2H₂O.

Холодная H₂SO_{4 (конц)} пассивирует некоторые металлы (например, железо, хром, алюминий), что позволяет перевозить кислоту в стальной таре. При сильном нагревании концентрированная серная кислота взаимодействует и с этими металлами:

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

Взаимодействие металлов с азотной кислотой.Окислительная способность азотной кислоты определяется анионом NO₃^-, окислительный потенциал которого значительно выше, чем ионов H⁺. Поэтому при взаимодействии металлов с HNO₃ водород не выделяется. Нитрат-ион NO₃^- , имеющий в своём составе азот в степени окисления (+ 5), в зависимости от условий (концентрации кислоты, природы восстановителя, температуры) может принимать от одного до восьми электронов. Восстановление аниона NO₃^- может протекать с образованием различных веществ по следующим схемам:

NO₃^- + 2H⁺ + e = NO₂ + H₂O,

NO₃^- + 4H⁺ + 3e = NO + 2H₂O,

2NO₃^- + 10H⁺ + 8e = N₂O + 5H₂O,

2NO₃^- + 12H⁺ + 10e = N₂ + 6H₂O,

NO₃^- + 10H⁺ + 8e = NH₄⁺ + 3H₂O.

Азотная кислота обладает окислительной способностью при любой концентрации. При прочих равных условиях проявляются следующие тенденции: чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем меньше концентрация раствора азотной кислоты, тем более глубоко она восстанавливается.

Это можно пояснить следующей схемой:

Окисление веществ азотной кислотой сопровождается образованием смеси продуктов её восстановления (NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₄⁺), состав которых определяется природой восстановителя, температурой и концентрацией кислоты. Среди продуктов преобладают оксиды NO₂ и NO. Причём при взаимодействии с концентрированным раствором HNO₃ чаще выделяется NO₂, а с разбавленной – NO.

Уравнения окислительно-восстановительных реакций с участием HNO₃ составляются условно, с включением только одного продукта восстановления, образующегося в большем количестве:

Me + HNO₃ ® Me (NO₃)_n + H₂O + NO₂ (NO, N₂O, N₂, NH₄⁺).

Например, в газовой смеси, образующейся при действии на достаточно активный металл цинк ( = - 0,76 B) концентрированной (68%-й) азотной кислоты, преобладает – NO₂, 40%-й – NO; 20%-й – N₂O; 6%-й – N₂. Очень разбавленная (0,5%-я) азотная кислота восстанавливается до ионов аммония:

Zn + 4HNO_{3 (конц.)} = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O,

3Zn + 8HNO_{3 (40%)} = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O,

4Zn + 10HNO_{3 (20%)} = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O,

5Zn + 12HNO_{3 (6%)} = 5Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O,

4Zn + 10HNO_{3 (0,5%)} = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

С малоактивными металлом медью ( = + 0,34B) реакции идут по следующим схемам:

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

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

В концентрированной HNO₃ растворяются практически все металлы, кроме Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. А такие металлы как Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, а также нержавеющие стали пассивируются кислотой с образованием устойчивых оксидных плёнок, плотно прилегающих к поверхности металла и защищающих его от дальнейшего окисления. Однако Al и Fe начинают растворяться при нагревании, а Cr устойчив к действию даже горячей HNO₃:

Fe + 6HNO₃ Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O.

Металлы, для которых характерны высокие степени окисления (+6, +7, +8), с концентрированной азотной кислотой образуют кислородсодержащие кислоты. При этом HNO₃ восстанавливается до NO, например:

3Re + 7HNO_{3 (конц)} = 3HReO₄ + 7NO + 2H₂O.

В очень разбавленной HNO₃ уже отсутствуют молекулы HNO₃, существуют только ионы H⁺ и NO₃^-. Поэтому очень разбавленная кислота (~ 3-5%) взаимодействует с Al и не переводит в раствор Cu и другие мало активные металлы:

8Al + 30HNO_{3 (очень разб)} = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O.

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот (1:3) называется царской водкой. Она растворяет Au и платиновые металлы (Pd, Pt, Os, Ru). Например:

Au + HNO_{3 (конц.)} + 4HCl = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O.

Указанные металлы растворяются в HNO₃ и в присутствии других комплексообразователей, но процесс протекает очень медленно.

Дата добавления: 2015-07-26; просмотров: 379; Нарушение авторских прав

Мы поможем в написании ваших работ!