Взаимодействие металлов с кислотами

ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ

Целью данной работы является рассмотрение связи физико-химических свойств металлов с ЭЛЕКТРОННЫМ строением атомов, строением кристаллической структуры, изучение химических свойств металлов (взаимодействие с простыми и сложными окислителями; водой, кислотами, щелочами, их смесями) для понимания физико-химических процессов при химических методах обработки металлов и сплавов.

Основные понятия темы

Металлы - простые вещества, обладающие характерными свойствами; высокой электропроводностью и теплопроводностью, отрицательным температурным коэффициентом электропроводности, способностью хорошо отражать электромагнитные волны (блеск и непрозрачность), пластичностью.

По химическим свойствам металлы - восстановители, так как легко отдаю: свои валентные электроны:

Металлы - это элементы, атомы которых имеют минимальное количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Степень окисления определяется числом неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состояниях.

Восстановительную активность атома элемента определяют потенциалом ионизации валентных электронов. Химическая активность металла как простого вещества, имеющего кристаллическое строение, характеризуется термодинамическими величинами (знтальпией ΔН и энергией Гиббса ΔG). Для суждения о возможности реакции металла с водой, кислотами, щелочами необходимо также определение величины ΔG химической реакции, Так как эти реакции являются окислительно-восстановительными, где металл выступает в качестве восстановителя, а ион водорода H⁺(гидроксоний H₂O) либо анион кислоты в виде окислителя.

При условии, что φ_окисл > φ_вост, реакция между металлом и водой, кислотой, щелочью, растворами солей возможна

Взаимодействие металлов с простыми окислителями

Простые окислители - это кислород О:, галогены. Наиболее часто встречается реакция окисления металлов кислородом воздуха:

Me + О₂ -> Ме_хО_у

Возможность данной реакции при нормальных условиях определяется

величиной ΔG⁰₂₉₈ реакции.

При окисления металлов кислородом образуются оксиды. Для металлов, имеющих большое число степеней окисления, низшие оксиды металлов обладают основными свойствами (если степень окисления от 1 до 2), высшие оксиды (оксиды с максимальными степенями окисления) -кислотными (степень окисления > 4), Оксиды, где степень окисления +3, +4 - амфотерны.

7.1.2. Взаимодействие металлов с водой

Металлы взаимодействуют с водой по реакции

Me + Н₂О = Ме(ОН)_x+Н₂

восст. окисл.

Так как эта реакция является окислительно-восстановительной, то возможность данной реакции определяется по величине энергии Гиббса.

Наряду с термодинамическим расчетом необходимо учитывать, что многие металлы покрыты оксидными пленками.

Взаимодействие металлов с кислотами

Для очистки металлов от поверхностных слоев перед нанесением покрытий всегда, когда нужно иметь дело с чистой поверхностью металла, используют кислотное травление. Травление бывает технологическое и структурное

 

 

Технологическое травление используют для обработки и изменения формы поверхности металла, структурное травление - для выявления структуры поверхности кристаллических материалов,

Химическое фрезерование проводится для получения нужного рисунка - придания профиля поверхности детали, Согласно чертежу, на отдельные участки поверхности заносится химически стойкий слой, а свободные участка травятся при воздействии смесей кислот.

Химическое травление используется для выявления дефектов в кристаллах: малоугловых и двойниковых границ, дислокаций и дефектов упаковки

Для металлов, химическое травление которых затруднено (Ti, Mo, W, жаропрочные сплавы), используется электрохимическое травление.

Кислоты - вещества, содержащие водород и диссоциирующие с образованием Н⁺.

Различают бескислородные и кислородсодержащие кислоты.

Бескислородные кислоты - растворы галогеноводородов в воде: соляная (НС1), плавиковая (HF), бромоводородная (НВг), йодоводородная (HI), сероводородная (H-S),

Кислородсодержащие кислоты: азотная, серная, фосфорная, хлорная и другие.

 

План выполнения эксперимента

Запишите предполагаемое уравнение реакции взаимодействия исследуемого металла с раствором электролита. По уравнениям (7.6-7.9; 7.22-7.24), значениям электродных потенциалов и перенапряжений определите термодинамическую вероятность протекания этих реакций. Для взаимодействия типа Me + {Г получите также эту информацию, пользуясь диаграммой Пурбе.

Опустите в пробирки стружки металла и прилейте 1 -2 мл электролита С концентрированными растворами работайте в вытяжном шкафу. Опишите характер протекания реакции, окраску, запах выделяющихся продуктов. Если реакция не идет при комнатной температуре, нагревайте раствор на спиртовке

В отчете приведите уравнения химических реакций, расчет термодинамической вероятности протекания реакции, экспериментальные наблюдения и сопоставьте данные расчета и эксперимента.

Реакция взаимодействия с водой

Положили в пробирку кусочек цинка, налили воды и подогрели на спиртовке. Довели воду до кипения. Наглядных проявлений хода реакции не наблюдалось.

Zn + 2H₂O = Zn(OH)₂ + H₂

Zn⁰ – 2e → Zn²⁺ φ_вост(Zn²⁺/Zn) = -0.763 В φ_окисл (2H₂O/2OH^2-H₂) = -0.414 В

E = φ_окисл – φ_вост = -0,414 + 0,763 = 0,349 В

ΔG = -zFE = -2*26.8*0.349 = -18.706

т. к. ΔG<0 то реакция возможна. Значит реакция Цинка с водой прошла.

Реакция взаимодействия с азотной кислотой.

Положили в пробирку кусочек цинка, налили азотной кислоты. Наблюдалось повышение температуры, появление оранжевой окраски, выделение газа. Реакция прошла.

3Zn +8HNO₃(конц)= 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Zn⁰ - 2e → Zn²⁺ (восстановитель)

NO₃^- + H⁺ + 3e → NO + H₂O (окислитель)

уравняем левую и правую части

3 Zn⁰ - 2e → Zn²⁺ (восстановитель)

2 NO₃^- + 4H⁺ + 3e → NO + 2H₂O (окислитель)

3Zn⁰ + 8H⁺ → 3Zn²⁺ + 2NO +4H₂O

φ_вост(Zn²⁺/Zn) = -0.763 В φ_окисл (NO₃^-/NO) = 0.96 В

E = φ_окисл – φ_вост = 0,96 + 0,763 = 1,723 В

ΔG = -zFE = -2*26,8*1,723 = -92,35, т. к. ΔG<0 то реакция возможна.

Реакция взаимодействия с серной кислотой.

Положили в пробирку кусочек цинка, налили серной кислоты и подогрели на спиртовке. Довели серную кислоту до кипения. Наблюдается появление белого осадка. Реакция прошла.

3Zn + H₂SO₄ → 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O

Zn⁰ - 2e → Zn²⁺ (восстановитель)

HSO₄^- +7H⁺ + 6e → S + 4H₂O (окислитель)

φ_вост(Zn²⁺/Zn) = -0.763 В φ_окисл = +0.351 В

E = φ_окисл – φ_вост = 0.351 +0.763 = 1.114 В

ΔG = -zFE = -2*26,8*1,114 = -59,7, т. к. ΔG<0 то реакция возможна.

 

Реакция взаимодействия с соляной кислотой.

Положили в пробирку кусочек цинка, налили соляной кислоты. Наблюдается повышение температуры, выделение газа. Реакция прошла.

2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂

Zn⁰ - 2e → Zn²⁺ (восстановитель)

2H⁺ + 2e → H₂ (окислитель)

φ_вост(Zn²⁺/Zn) = -0.763 В φ_окисл = 0, т. к. Ph соляной кислоты = 0

E = φ_окисл – φ_вост = 0 + 0,763 = 0,763 В

ΔG = -zFE = -2*26,8*0,763 = -40,9, т. к. ΔG<0 то реакция возможна.

 

Реакция взаимодействия со щёлочью.

Положили в пробирку кусочек цинка, налили гидроксида натрия. Наблюдается выделение газа. Реакция прошла.

2Zn + 2NaOH + 2H₂O → 2Na₂[Zn(OH)₂]+H₂

Zn⁰ - 2e → Zn²⁺ (восстановитель)

2H₂O + 2e → 2OH^- + H₂ (окислитель)

φ_вост(Zn²⁺/Zn) = -0.763 В φ_окисл = -0.82 В

E = φ_окисл – φ_вост = -0,82 + 0,763 = -0,057 В

ΔG = zFE = -2*26,8*0,057 = -3,05, т. к. ΔG<0 то реакция возможна.

 

Вывод: Мы рассмотрели связи физико-химических свойств металлов с ЭЛЕКТРОННЫМ строением атомов, строением кристаллической структуры, изучили химические свойства металлов (взаимодействие с простыми и сложными окислителями; водой, кислотами, щелочами, их смесями) для понимания физико-химических процессов при химических методах обработки металлов и сплавов.