какие условия необходимы для взаимодействия металлов с растворами кислот
Урок №48. Химические свойства металлов. Ряд активности (электрохимический ряд) металлов
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Среди металлов традиционно выделяют несколько групп.
Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:
благородные металлы (серебро, золото, платина, иридий);
щелочные металлы – I(A) группа ;
Металлы встпают в реакции с простыми веществами – неметаллами (кислород, галогены, сера, азот, фосфор и др.) и сложными веществами (вода, кислоты, растворы солей)
Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами
1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды:
2Mg + O 2 = t, °C = 2MgO
Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют
2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3
3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.
4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.
3Ca + N 2 = t, °C = Ca 3 N 2
3Na + P = t, °C = Na 3 P
Взаимодействие со сложными веществами
I. Взаимодействие воды с металлами
Me + H 2 O = Me(OH) n + H 2 (р. замещения)
Внимание! Алюминий и магний ведут себя также:
2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2
Магний (в горячей воде):
Mg + 2H 2 O = t°C = Mg(OH) 2 +H 2
2) Взаимодействие с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.
Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н 2 ) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода
Me + Н 2 О = Ме х О у + Н 2 (р. замещения)
Бериллий с водой образует амфотерный оксид:
Be + H 2 O = t°C = BeO + H 2
Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe 3 O 4 и водород:
3Fe + 4H 2 O = t°C = FeO‧Fe 2 O 3 + 4H 2
3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.
Cu + H 2 O ≠ нет реакции
II. Взаимодействие растворов кислот с металлами
Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот ( раствор азотной кислоты – исключение ), образуя соль и водород.
Кислота (раствор) + Me до (Н2) = Соль + H 2 ↑
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ↑
III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами
Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:
H 2 SO 4 (конц.) + Me = Сульфат + H 2 O + Х
2H 2 SO 4 (конц.) + Cu = t°C = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 ↑
HNO 3 + Me = Нитрат + H 2 O + Х
4HNO 3 (k) + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO 2 ↑
8HNO 3 (p) + 3Cu = 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO↑
4Zn + 10HNO 3 (раствор горячий) = t˚C = 4Zn(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (оч. разб. горячий) = t˚C = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Zn + 4HNO 3 (конц. горячий) = t˚C = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
IV. С растворами солей менее активных металлов
Ме + Соль = Новый металл + Новая соль
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu
Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым: от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.
В) Взаимодействие с растворами кислот. Происходит при соблюдении ряда условий
· Металл должен находиться левее в ряду напряжений металлов;
· В результате реакции должна образовываться растворимая соль, иначе металл покроется осадком и доступ кислоты к металлу прекратиться;
· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе кислоты;
· По особому взаимодействуют с металлами концентрированные азотная и серная кислоты;
H + +1e – —>H 0 2 окислитель
Г) Взаимодействие с растворами солей. При этом соблюдаются следующие условия
· Металл должен находиться в ряду напряжений левее металла, образующего соль;
· В результате реакции должна образовываться растворимая соль, иначе металл покроется осадком и доступ кислоты к металлу прекратиться;
· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе соли;
Fe 0 +Cu 2+ Cl2 – —>Fe 2+ Cl2 – +Cu 0
Д) Взаимодействие со щелочами (только амфотерные)
Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.
Е) Взаимодействие с оксидами металлов (металлотермия).
Некоторые активные металлы способны вытеснять другие металлы из их оксидов при поджигании смеси.
Ж) Коррозия(будет рассмотрена на другом занятии).
Способы получения металлов
Существуют несколько основных способов получения — металлов.
а) Пирометаллургия– это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей (C, CO, H2, Al, Mg и др.).
— из их оксидов углем или оксидом углерода (II)
ZnО + С = Zn + СО
Fе2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО2
— водородом
WO3 + 3H2 =W + 3H2O
СоО + Н2 = Со + Н2О
— алюминотермия
4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМn
б)Гидрометаллургия – это получение металлов, которое состоит из двух процессов: сначала природное соединение металла (оксид) растворяют в кислоте, в результате чего получают соль металла. Затем из полученного раствора необходимый металл вытесняют более активным металлом. Например:
Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем):
2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2
ZnО + С = СО + Zn
в) Электрометаллургия – это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя при этом играет электрический ток.
Закрепление знаний
Контрольные вопросы
1. Где расположены металлы в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева?
2. Каковы особенности строения атомов металлов?
3. В чём различие в строении внешнего энергетического уровня у металлов и неметаллов?
4. Сколько наружных электронов имеют атомы металлов главных и побочных подгрупп?
5. В каких формах могут находиться металлы в природе?
6. Как устроена кристаллическая решетка металлов?
7. Каковы физические свойства металлов?
8. Как можно получить металлы из их соединений?
9. Как ведут себя атомы металлов в химических реакциях и почему?
10. Какие свойства – окислителей или восстановителей – проявляют металлы в химических реакциях?
11. Расскажите об электрохимическом ряде напряжений металлов.
12. Перечислите реакции, в которые могут вступать металлы.
13. Каково значение металлов в жизни человека?
Взаимодействие металлов с растворами кислот
При взаимодействии с водными растворами кислот металлы проявляют типичные для них восстановительные свойства, кислоты выступают в качестве окислителей. Они делятся на две группы:
· кислоты, окислителями в которых является ион водорода ( HCl, HBr, HI, разбавленная серная кислота и др.);
Для протекания любого окислительно-восстановительного процесса
необходимо выполнение условия: окислительно-восстановительный потенциал окислителя больше потенциала восстановителя (jок.>jвосст., Dj>0). В соответствии с этим условием в кислотах первой группы (окислитель – ион водорода, j 0 2H + ¤ H2= 0 B) растворяются только металлы, характеризующиеся отрицательным стандартным потенциалом. Это металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений, вытеснительный ряд) до водорода.
Пример. Рассмотрим взаимодействие магния и серебра с разбавленной серной кислотой.
Выписываем из ряда стандартных окислительно-восстановительных потенциалов потенциалы окислителя и восстановителя (см.приложение 5):
Для магния Dj=0-(-2,36) =2,36 В > 0,
Состав продуктов взаимодействия металлов с концентрированной серной и азотной (как концентрированной, так и разбавленной) кислотами определяется активностью металла.
Ниже приведены схемы взаимодействия металлов с концентрированной серной и разбавленной азотной кислотами:
Какие условия необходимы для взаимодействия металлов с растворами кислот
ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ
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 ↑
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 ↑
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:
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:
Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:
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:
Взаимодействие металлов различной активности с концентрированной серной кислотой можно представить схемой:
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:
Лабораторный опыт 7 Взаимодействие металлов с кислотами
Ищем педагогов в команду «Инфоурок»
Лабораторный опыт 7
Взаимодействие металлов с кислотами
Цель работы: исследовать особенности взаимодействия растворов кислот с металлами на основания их положения в электрохимическом ряду напряжений металлов.
Оборудование и реактивы: пробирки, штатив для пробирок, спиртовка, спички, пробиркодержатель,гранулы цинка, железные опилки, медные стружки или кусочки медной проволоки, растворы соляной и серной кислоты.
Краткие теоретические сведения
Кислоты – электролиты диссоциирующие в воде на ионы водорода и ионы кислотного остатка. H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2- Кислоты обладают разнообразными химическими свойствами и взаимодействуют с металлами, основаниями, солями и оксидами металлов.
Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда). Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие металлы с выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла. HCl + Hg = не образуется
По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.
Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Концентрированные кислоты с металлами ведут себя иначе, чем разбавленные:
1.Проведите реакции, подтверждающие, особенности взаимодействия растворов кислот с металлами на основании их положения в электрохимическом ряду напряжений металлов.
2.В другие две пробирки положите немного железных опилок и прилейте те же кислоты.
3.В следующие две пробирки положите немного медных стружек или кусочков проволоки и прилейте те же кислоты.
Если в какой – либо пробирке не происходит реакции, слегка подогрейте содержимое пробирки в пламени спиртовки.
Наблюдайте, в каких пробирках происходит выделение газа. Определите, какой это газ? Все ли металлы вытесняют водород из кислот.
В молекулярном и ионном виде
положили гранулы цинка в пробирку и прилили 1 мл раствора серной кислоты
Идет реакция растворения металла, с выделением прозрачного газа без запаха.
Zn 0 +2H + +SO 4 2- ® Zn 2+ + SO 4 2- + H 2 0 ↑
Zn 0 +2H + ® Zn 2+ + H 2 0 ↑
положили гранулы цинка в пробирку и прилили1 мл раствора соляной кислоты
Идет реакция растворения металла, с выделением прозрачного газа без запаха.
Zn 0 +2H + ® Zn 2+ + H 2 0 ↑
положилижелезные опилки в пробирку и прилили 1 мл раствора серной кислоты
Идет реакция растворения металла, с выделением прозрачного газа без запаха.
Fe 0 +2H + +SO 4 2- ® Fe 2+ + SO 4 2- + H 2 0 ↑
Fe 0 +2H + ® Fe 2+ + H 2 0 ↑
положилижелезные опилки в пробирку и прилили1 мл раствора соляной кислоты
Идет реакция растворения металла, с выделением прозрачного газа без запаха.
Fe 0 +2 H + ® Fe 2+ + H 2 0 ↑
положилимедные опилки в пробирку и прилили 1 мл раствора серной кислоты
Признаков реакции не наблюдается
H 2 SO 4 + Cu = реакция не идет
положилимедные опилки в пробирку и прилили1 мл раствора соляной кислоты
Признаков реакции не наблюдается
HCl + Cu = реакция не идет
Вывод: на практических опытах исследовали особенности взаимодействия растворов кислот с металлами на основания их положения в электрохимическом ряду напряжений металлов.
Отношение металлов к воде и к некоторым кислотам
Вопросы для вывода
1.Какой из металлов, взятый для опытов, не реагирует с растворами с кислот? ( Cu –медь)
Какие еще металлы не реагируют с этими кислотами? ( Hg , Ag , Pt , Au )
2.К какому типу реакций относится взаимодействие кислоты с металлом? (Реакции замещения)
2.При помощи, каких реакций можно осуществить следующие превращения:
Zn → ZnS → ZnO → ZnCl 2 → Zn ( O Н) 2
2 ZnS + 3 O 2 → 2 ZnO + 2 S O 2
ZnO + 2 HCl → ZnCl 2 + H 2 O
ZnCl 2 + 2 Na O Н→ Zn ( O Н) 2 ↓ + 2 Na Cl
3.Подобрать коэффициенты в уравнении реакции, указать окислитель, восстановитель, процесс окисления и восстановления: