Подготовка по теме Химические свойства

Химические свойства металлов.
1. Материал для повторение.
Химические свойства металлов определяются преимущественно величиной электродного
потенциала металла
Электродный потенциал является термодинамической характеристикой системы
металл/среда. Чем отрицательнее значение электродного потенциала, тем активнее
ведет себя металл в окислительно-восстановительных реакциях.
Электродный потенциал металла, измеренный по отношению к нормальному
водородному электроду при стандартных условиях ([Men+] = 1моль/л, T = 298K)
называется стандартным электродным потенциалом металла .
Металлы, построенные в порядке убывания значений стандартных электродных
потенциалов, называется рядом напряжений. Этот ряд полностью совпадает с рядом
активностей металлов.Возможность протекания ОВР в заданном направлении
определяется ЭДС реакции.ЭДС = φокислителя– φвосстановителя > 0
Определите, какая реакция возможна и объясните почему.
CuCl2 + H2 → Cu + 2HCl
Cu + 2HCl → CuCl2 + H2
φ0(Cu2+/Cu) = +0,34B
φ0(2H+/H2) = 0B
Определите, какая реакция возможна и объясните почему.
Au + 6HNO3 → Au(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Au(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O → Au + 6HNO3
φ0(Au3+/Au) = 1,50B
φ0(NO3- + 2H+/NO2+H2O) = 0,78B
В любых химических реакциях металлы всегда выступают в качестве восстановителей.
Технически важные металлы в природе встречаются только в окисленном состоянии
Пути протекания реакций взаимодействия металлов с окислителями:
Химический – связан с непосредственным окислением металла окислителем.
Характеризуется высокой энергией активации. Протекает лишь при высоких
температурах.
Fe + O2 → Fe2O3 (t >300oC);
Fe + S → FeS (t >260oC);
Электрохимический – связан с участием в процессе окисления электролита, снижающего
энергию активации процесса окисления. Протекает при любых температурах, при которых
раствор электролита находится в жидком состоянии. Характерен для химических реакций,
лежащих в основе коррозии нефтяного оборудования.
Fe → Fe2+ +2eO2 + 2H2O + 4e- → 4OH2. Взаимодействие металлов с водой.
Электродный потенциал реакции восстановления ионов водорода из воды:
φ2H+/H2 = -0,415 В
Металлы, потенциал которых отрицательнее потенциала восстановления ионов
водорода (-0,415 В), если не покрыты прочной оксидной плёнкой, окисляются, вытесняя
водород из воды. Эти металлы стоят в ряду напряжений до железа (включительно).
Металлы, образующие растворимые оксиды, взаимодействуют с водой, образуя
основания. Эти металлы стоят в ряду напряжений до Mg.
Mg, Al, Zn и Cr в воде при ст.у. пассивируются и не взаимодействуют с ней.
Na + H2O → NaOH + H2
Fe + H2O(пар) → FeO + H2 при t > 570o C
Al + H2O ↛ (пассивация)
3. Взаимодействие металлов в растворах кислот
А) Поведение металлов в растворах кислот – «неокислителей» или «обычных
кислот»
Металлы, потенциал которых в данных условиях отрицательнее потенциала
восстановления ионов водорода, вытеснят его из растворов «неокисляющих» кислот.
Остальные металлы с «неокисляющими» кислотами не взаимодействуют:
Me + HCl → MeCln + H2 если φMen+/Me< φ2H+/H2
Me + HCl ↛
если φMen+/Me> φ2H+/H2
При стандартных условиях с «неокисляющими» кислотами взаимодействуют только
металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
Cu + 2HCl ↛
Разбавленная серная кислота (ω<40%) ведет себя как «неокисляющая» кислота:
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
Cu + H2SO4 ↛
Б) Основные закономерности взаимодействия металлов с растворами кислот окислителей
Металлы, потенциал которых в данных условиях отрицательнее потенциала
восстановления кислотного остатка, окисляются за счет восстановления этого кислотного
остатка
Глубина восстановления кислотного остатка тем выше, чем активнее взаимодействующий
с ней металл, выше температура и ниже концентрация кислоты.
В концентрированных растворах серной и азотной кислот Fe, Al и Cr при низких
температурах (до 40oС) пассивируются и не взаимодействуют с кислотами. При
повышении температуры и при разбавлении кислоты пассивное состояние нарушается и
металлы взаимодействуют с раствором кислоты.
Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой
Me + H2S+6O4 → Men(SO4)m + (S+4O2; S0; H2S2-) + H2O
Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O
Ca + H2SO4 → CaSO4 + H2S + H2O
Fe + H2SO4конц (ст. усл.)↛ (пассивация)
Fe + H2SO4 (t)→ Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O
Взаимодействие металлов с азотной кислотой
Me + HN+5O3 → Me(NO3)m + (N+4O2; N+2O; N02; N-3H4NO3) + H2O
При взаимодействии Ме с концентрированной азотной кислотой всегда главным образом
образуется NO2
При взаимодействии Ме с разбавленной азотной кислотой главным образом образуется
NO глубина восстановления (NO3)- увеличивается с разбавлением кислоты и с
активностью металла
Cu + HNO3конц → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Cu + HNO3разб → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Zn + HNO3оч.разб → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
Fe + HNO3конц (ст. усл.) ↛ (пассивация)
Fe + HNO3разб → Fe(NO3)3 + NO + H2O
Mg + HNO3конц → Mg(NO3)2 + NO2 + H2O
Mg + HNO3разб → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
4. Поведение металлов в растворах щелочей
С растворами щелочей реагируют металлы, образующие амфотерные гидроксиды:
Al + H2O + NaOH → Na3[Al(OH)6]+ H2
Zn + H2O + NaOH → Na2[Zn(OH)4] + H2
Na3[Al(OH)6] и Na2[Zn(OH)4] – комплексные соли.
Диссоциация:
Na2[Zn(OH)4] ⇄ 2Na+ + [Zn(OH)4]2+
Анион – сложный, состоит из комплексообразователя (катион, имеющий свободные
орбитали - Al3+, Zn2+) и лигандов (анионы или молекулы, содержащие электронные пары
OH-). Во внешней сфере между анионом и катионом – связь ионная, внутри комплексного
иона , между комплексообразователем ( акцептор электронных пар) и лигандами (донор
электронной пары) - ковалентная.
5. Взаимодействие металлов с растворами солей
1. Более активные металлы вытесняют менее активные из их солей.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
φFe2+/Fe< φCu2+/Cu
An: Fe → Fe2+ +2eKt: Cu2++ 2e- → Cu
2. Если соль, в растворе которой находится металл, подвергается гидролизу, то
поведение металла зависит от состава продуктов гидролиза.
Fe + р-р ZnCl2
ZnCl2 + H2O →ZnOHCl + HCl
Fe + HCl → FeCl2 + H2
An: Fe → Fe2+ +2eKt: 2H++ 2e- → H2
3. Если соль, в растворе которой находится металл, не подвергается гидролизу, то
металл корродирует в ней с кислородной деполяризацией:
В растворе NaCl:
2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2
An: Fe → Fe2+ +2e-
Kt: O2+4e-+2H2O →4OHКАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА НЕКОТОРЫЕ ИОНЫ МЕТАЛЛОВ.
Fe2+ и Fe3+
Бесцветный или бледно-салатовый растор соли железа (II) раствор красной кровяной соли
(зеленый раствор) → синее окрашивание
3 Fe2+ + 2[Fe3+(CN)6]3-→ Fe3 [Fe3+(CN)6]2
Бледно-желтый или бурый раствор соли железа (III) и раствор гексацианоферрата (II)
калия→ синее окрашивание
4Fe3+ + 3[Fe2+(CN)6]4- → Fe4 [Fe2+(CN)6]3
Бледно-желтый или бурый раствор соли железа (III) и раствор роданида калия или
аммония→кроваво-красное окрашивание
Fe3+ + 3(CNS)- → Fe(CNS)3
Ва2+
Растворимая соль бария и раствор серной кислоты или любого растворимого
сульфата→белый осадок сульфата бария не растворимый в минеральных кислотах
Ва2+ + SО42- → ВаSО4
Cu2+
Растворимая соль меди (II) и избыток концентрированного раствора аммиака→ярко-синее
окрашивание в результате образования комплексного иона тетрааминмеди (II)
Cu2+ + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+