Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой

В разбавленной серной кислоте окислителем является ион Н⁺, в концентрированной – анион SO₄^2-, за счет S⁺⁶. Восстановление сульфат - аниона возможно до серы (S), диоксида серы (SO₂) или сероводорода (H₂S).

H₂SO_4(разб.) → H₂

 

SO₂↑ (газ с резким запахом)

H₂SO_4(конц.) S↓ (белый осадок)

H₂S↑ (газ с характерным запахом «тухлых яиц»)

Концентрированная серная кислота окисляет металлы, стоящие в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов левее серебра. Продуктами реакции металлов с концентрированной серной кислотой являются соль – сульфат металла в высокой степени окисления, вода и продукт восстановления S⁺⁶ (SO₂, S или H₂S). Взаимодействие, как правило, протекает не селективно, по нескольким направлениям

 

Например

 

 

 

Некоторые металлы (Be, Al, Fe, Co, Ni, V, Nb…) «на холоду» концентрированной серной кислотой пассивируются.

 

Взаимодействие металлов с азотной кислотой

В азотной кислоте окислителем является анион – NO₃^–, восстановление которого возможно до любого из продуктов, в соответствии со схемой

NH₄⁺ NO₂

N₂H₅⁺ HNO₃ HNO₂

⁺NH₃OH NO

 

N₂ N₂O

Окислительно-восстановительные потенциалы для всех реакций восстановления HNO₃ близки, поэтому процессы взаимодействия металлов и азотной кислоты неселективные.

Продуктами взаимодействия металла с азотной кислотой являются соль-нитрат металла в высокой степени окисления, вода и продукты восстановления N⁺⁵ (NO₂, HNO₂, NO…, NH⁺₄), состав которых определяется активностью металла и концентрацией кислоты. Концентрированная азотная кислота восстанавливается преимущественно до оксида азота (IV); разбавленная – преимущественно до NO с неактивными металлами или до NH₄⁺ – с активными металлами

HNO_{3 (конц).} NO₂

 

NO (с неактивными металлами)

HNO_3(разб.) NH₄⁺ (с активными металлами)

Например

1. Сu + 4HNO_{3 конц.} → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

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

2. 4Zn + 10HNO_{3 разб.} → 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

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

Окисляются азотной кислотой металлы, стоящие в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов до серебра включительно. Некоторые металлы (Be, Al, Cr, Fe, Co, Ni…) концентрированной азотной кислотой на холоде пассивируются.

 

Лабораторная работа № 5

Химические свойства металлов

Опыт 1. Взаимодействие металлов с соляной кислотой.

Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов

В пять пробирок налить по 1 мл 2 М раствора соляной кислоты и поместить в каждую пробирку по одному кусочку металла Mg, Zn, Fe, Pb, Cu. Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Пробирку со свинцом нагреть, после охлаждения добавить 2 капли сульфида натрия.

- Отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется;

- расположить металлы в порядке уменьшения их активности по отношению к соляной кислоте;

- какой металл не взаимодействует с соляной кислотой;

- составить уравнения реакций

Mg + HCl → …;

Zn + HCl → …;

Fe + HCl → …;

- определить окислитель и восстановители;

- выписать из табл.3 приложения значения стандартных окислительно-восстановитель-ных потенциалов электрохимических систем

- рассчитать ЭДС проведенных реакций

ЭДС = φ_ок. – φ_вос.

- указать, какие из проведенных реакций термодинамически возможны;

- сформулировать условие самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции;

- отметить, какие изменения происходят в пробирке со свинцом после нагревания;

- составить уравнение реакции

Pb + HCl → …;

- составить уравнение реакции, подтверждающей наличие ионов Pb²⁺ в растворе

PbCl₂ + Na₂S → …;

- ответить, почему свинец не взаимодействует с соляной кислотой при комнатной температуре;

- объяснить, что такое «пассивирование металла»;

- сформулировать, какие металлы могут вытеснять молекулярный водород из кислот.

Опыт 2. Взаимодействие металлического цинка с растворами солей

В пять пробирок внести по грануле металлического цинка и прилить по 1мл раствора соли в первую пробирку–хлорида магния; во вторую–сульфата железа (II); в третью – хлорида олова (II); в четвертую – нитрата свинца (II); в пятую – сульфата меди (II). Наблюдать за изменениями в пробирках в течение 5-10 минут. Используя универсальный индикатор, измерить рН в растворах солей.

- Отметить, как протекают реакции в каждой из пробирок, что выделяется;

- ответить, реакция металлов с водными растворами – гомогенная или гетерогенная;

- ответить, с раствором какой соли цинк не взаимодействует;

- составить уравнения основных реакций:

Zn + FeSO₄ ® …;

Zn + SnCl₂ ® …;

Zn + Pb(NO₃)₂ ® …;

Zn + CuSO₄ ® …;

- указать восстановитель и окислитель;

- используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (табл.3 приложения), рассчитать ЭДС проведенных реакций:

ЭДС = φ_ок - φ_вос;_.

- расположить растворы солей в порядке увеличения ЭДС и активности их взаимодействия с цинком;

- используя ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, сформулировать, какие металлы могут быть «вытеснены» из растворов их солей цинком;

- по измеренной величине рН, ответить, какая среда в каждом из растворов солей;

- ответить, какой газ выделяется;

- составить уравнения побочных реакций:

Me²⁺ + H₂O MeOH⁺ + H⁺ (уравнение гидролиза)

Zn + H⁺ ® …