Взаимодействие с концентрированной серной кислотой.
КРАСНОЯРСКИЙ ИНСТИТУТ ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНОГО
ТРАНСПОРТА -
филиал государственного образовательного учреждения высшего профессионального образования
«Иркутский государственный университет путей сообщения»
в г. Красноярске
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ
ЭКВИВАЛЕНТ И МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТА
Методические указания к лабораторным работам
для студентов первого курса всех специальностей
Красноярск 2007
УДК 54
ББК 24.1
Химические свойства металлов. Коррозия металлов и защита от коррозии. Эквивалент и молярная масса эквивалентов: Методические указания к лабораторным работам для студентов первого курса всех специальностей – Красноярск: КрИЖТ ИрГУПС , 2007, 41с.
Составитель: Людмила Александровна Рубчевская
Рецензенты: Грачева Е.В.., к.т.н., доцент кафедры
общематематических и естественнонаучных
дисциплин КрИЖТ ИрГУПС.
Тюменева Г.Т., к.т.н., доцент кафедры химии
Института архитектуры и строительства
«Сибирского федерального университета»
Печатается по решению методического совета Красноярского института железнодорожного транспорта
© Красноярский институт железнодорожного транспорта - филиал Иркутского государственного университета путей сообщения в г. Красноярске, 2007
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Цель работы: ознакомиться с наиболее характерными для всех металлов химическими свойствами.
ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ОБОСНОВАНИЕ
Из 116 известных к настоящему времени элементов к металлам относятся более 85. Металлы отличаются от неметаллов физическими и химическими свойствами. Для всех металлов (кроме ртути) характерно твердое агрегатное состояние, металлический блеск – результат отражения световых лучей, электро- и теплопроводность, пластичность. Перечисленные физические свойства металлов обусловлены их внутренним строением – металлическим типом связи в кристаллической решетке. На различии других физических свойств металлов основана их классификация в технике. Так, по величине плотности металлы делятся на легкие, плотность которых меньше 5 г/см3, и тяжелые – с плотностью более 5 г/см3. В зависимости от температуры плавления металлы делятся на тугоплавкие – с температурой плавления выше 15000С и легкоплавкие – с температурой плавления ниже 10000С. В технике принято деление металлов на черные и цветные. Цветные металлы также делятся на несколько групп. Такая классификация (табл. 1) не является строгой и совершенной, но она находит широкое использование на практике.
Таблица 1
Техническая классификация металлов
Черные | Цветные | ||||||||
легкие | драгоценные | тяжелые | Редкие | ||||||
рассеянные | тугоплавкие | легкие | редкоземельные | радиоактивные | жидкие | ||||
Fe, Mn, Cr и их сплавы | Li, Na, K, Be, Mg, Ca, Ba, Al | Pt, Ir, Os, Pd, Ru, Rh, Au, Ag | Cu, Zn, Sn, Pb, Bi | Ga, In, Tl, Re | Ti, Zr, V, Nb, Ta, W, Mo, Co, Ni | Rb, Cs, Sr | Sc, Y, La и лантаноиды | Po, Ra, U, Ac и актиноиды | Hg |
В химических реакциях металлы выступают как восстановители
Ме – ne- = Mеn+ процесс окисления,
восстановитель
где Ме – атом металла, e- – электрон, Mеn+ – положительно заряженный ион металла с зарядом n+.
Это объясняется тем, что атомы металлов имеют небольшое число электронов на внешнем энергетическом уровне (главным образом 1, 2 и 3). Исключение составляют германий (Ge), олово (Sn), свинец (Pb), на внешнем слое которых 4 электрона. В связи с этим у металлов низкая величина потенциала ионизации. Потенциал ионизации это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Чем он меньше, тем легче металлы отдают электроны и тем большей восстановительной активностью обладают. Наименьшие значения ионизационного потенциала – у щелочных металлов, которые и являются самыми энергичными восстановителями.
Взаимодействие металлов с кислородом.Кислородом окисляются почти все металлы, особенно при нагревании. При этом образуются оксиды
2Mg + O2 = 2MgO
Щелочные металлы при горении на воздухе образуют пероксиды и надпероксиды: (Na2O2, KO2, RbO2). Однако многие металлы (Cr, Al, Be, Mg, Ti и др.) в компактном состоянии при обычных температурах устойчивы к действию кислорода, так как покрываются тончайшей оксидной пленкой, которая предохраняет их от дальнейшего окисления. Золото (Au), платина (Pt) и отчасти серебро (Ag) не реагируют с кислородом.
В водных растворах химическую активность металла определяют на основании ряда напряжений или ряда стандартных электродных потенциалов металлов (табл.2).
В ряду напряжений металлы расположены в порядке увеличения алгебраической величины их стандартных потенциалов, следовательно, убывания восстановительной активности атомов металлов и возрастания окислительной активности ионов металлов.
Поэтому каждый металл восстанавливает все металлы, стоящие за ним, из растворов их солей.
Таблица 2
Стандартные потенциалы металлических электродов (Т = 298 0К)
Электрод | Электродная реакция | Е0, В |
Li+/Li | Li + + е - = Li | - 3,045 |
Rb+/Rb | Rb+ + e - = Rb | - 2,295 |
K+/K | K+ + e - = K | - 2,924 |
Сs+/Сs | Cs+ + e - = Cs | -2,923 |
Ва2+/Ва | Ва2+ +2e - = Ba | -2,906 |
Са2+/Cа | Са2+ +2e - = Ca | -2,866 |
Na+/Na | Na+ + e - = Na | -2,714 |
Мg2+/Mg | Mg2+ + 2e - = Mg | -2,363 |
Be2+/Be | Be2+ + 2e - = Be | -1,847 |
Al3+/Al | Al3+ + 3e - = Al | -1,662 |
Ti2+/Ti | Ti2+ + 2e - = Ti | -1,628 |
Mn2+/Mn | Mn2+ + 2e - = Mn | -1,180 |
Zn2+/Zn | Zn2+ + 2e - = Zn | -0,763 |
Cr3+/Cr | Cr3+ + 3e - = Cr | -0,744 |
Fe2+/Fe | Fe2+ + 2e - = Fe | -0,440 |
Сd2+/Cd | Cd2+ + 2e - = Cd | -0,403 |
Со2+/Co | Co2+ + 2e - = Co | -0,277 |
Ni2+/Ni | Ni2+ + 2e - = Ni | -0,250 |
Sn2+/Sn | Sn2+ + 2e - = Sn | -0,136 |
Pb2+/Pb | Pb2+ + 2e - = Pb | -0,126 |
2Н+/H2 | 2H+ + 2e - = H2 | |
Cu2+/Cu | Cu2+ + 2e - = Cu | +0,337 |
Ag+/Ag | Ag+ + e - = Ag | +0,799 |
Hg2+/Hg | Hg2+ + 2e - = Hg | +0,854 |
Рd2+/Pd | Pd2+ + 2e - = Pd | +0,987 |
Pt2+/Pt | Pt2+ + 2e - = Pt | +1,190 |
Au3+/Au | Au3+ + 3e - = Au | +1,498 |
Например, цинк будет восстанавливать из растворов солей только катионы металлов, стоящих в ряду напряжений после него:
Zn + NiSO4 = Ni + ZnSO4
Zn – 2e- → Zn2+ окисление
Ni2+ + 2e- → Ni восстановление,
а реакция Zn + MgSO4 → невозможна.
В ряду стандартных электродных потенциалов металлов условно можно выделить:
- активные металлы (Li, K, Rb, Cs, Ba, Ca, Na, Mg, Be, Al);
- металлы средней активности (Ti, Mn, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb);
- малоактивные металлы (Cu, Ag , Hg, Pd, Pt, Au), стоящие после водорода.
Взаимодействие металлов с водой.Окислителем в воде формально является ион водорода. Так как концентрация ионов H+ в воде равна 10-7 моль/л, то вычисляя по формуле Нернста потенциал водородного электрода получаем:
Поэтому водород из воды могут вытеснять металлы, имеющие потенциал меньший, чем – 0,41 В, т.е. стоящие впереди кадмия
(см. табл. 2). Практически же взаимодействуют с водой лишь щелочные и щелочноземельные металлы, причем магний при нагревании:
Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2.
Объясняется это тем, что необходимым условием реакции между металлом и водой является удаление с его поверхности оксидной пленки, например, по реакции
CaO + H2O = Ca(OH)2.
При этом образуется растворимый в воде гидроксид. Если поверхностная пленка металла не может быть удалена водой вследствие нерастворимости соответствующего гидроксида (Zn(OH)2, Fe(OH)2 и др.), то реакция не пойдет. Такие металлы (Zn, Fe) могут реагировать с парами воды при нагревании, так как при высокой температуре поверхностная пленка разрушается:
Fe + H2O (пар) ←→ H2 + FeO.
Взаимодействие металлов с хлороводородной (соляной) кислотой.Окислителем в соляной кислоте, так же как и в воде, является ион водорода. Стандартный электродный потенциал водородного электрода приравнен к нулю. Поэтому все активные металлы и металлы средней активности реагируют с кислотой с выделением водорода
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
HCl (окислитель Н+) | ||
Активные Li – Al | Средней активности Ti – H2 | Малоактивные H2 – Au |
реагируют | реагируют, | не реагируют |
реагирует и пассивируется Рb |
Но при взаимодействии свинца с соляной кислотой образующийся в начале реакции хлорид свинца (П) трудно растворим в воде и, оставаясь на поверхности металла, защищает его от доступа новых порций кислоты:
Рb + 2HCl = PbCl2↓ + H2.
В результате реакция останавливается.
Взаимодействие с разбавленной серной кислотой.
Разбавленная серная кислота, так же как и соляная, окисляет, своим ионом водорода. Она взаимодействует только с теми металлами, электродные потенциалы которых ниже, чем у водорода, например,
Fe + H2S04 (разб.) = FeS04 + Н2,
а реакция свинца с разбавленной серной кислотой быстро прекращается, так как образующаяся соль PbS04 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.
Взаимодействие с концентрированной серной кислотой.
В концентрированной серной кислоте в роли окислителя выступает сера в степени окисления +6, входящая в состав сульфат-иона SO2-4. В связи с этим концентрированной кислотой окисляются все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше, чем электродный потенциал окислителя. Максимальное значение электродного потенциала в электродных процессах с участием сульфат-иона в качестве окислителя равно 0,36 В. Поэтому с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы:
Н2SО4 (конц.) (окислитель S+6) | ||||
Активные Li – Al | Средней активности Ti – H2 | Малоактивные H2 – Au | ||
реагируют, | реагирует: Cu реагируют при нагревании Hg, Ag | не реагируют: | ||
реагируют, пассивируется | реагируют и пассивируются: | Аu, Ru, Оs, | ||
Al | Fe, Сr | Rh, Ir, Pt | ||
Кислота восстанавливается, в основном, до следующих продуктов: | ||||
H2S (S-2) | S (S0) или SО2 (S+4) | SО2 (S+4) | 1, | — |
В зависимости от активности металла, температуры, концентрации кислоты продуктами ее восстановления могут быть H2S, S и SО2. Справедливо правило, что чем активней металл, тем глубже степень восстановления кислоты.
Взаимодействуя с активными металлами (Li – Mg в ряду напряжений), кислота восстанавливается до сероводорода (H2S)
4 Mg + 5H2S04 (конц.) = 4MgS04 + H2S + 4Н2О.
В реакциях с малоактивными металлами (Cu,Ag) образуется всегда газ SО2, причем серебро растворяется в кипящей кислоте
Cu + 2Н2SО4 (конц.) = CuS04 + SO2 + 2H2O;
t0 C
2Ag + 2Н2SО4 (конц.) = Ag2S04↓+ SO2 + 2H2O.
Металлы средней активности (Zn, Sn, Pb и др.) реагируют с концентрированной серной кислотой с выделением S или SО2
3Zn + 4H2S04 (конц.) = 3ZnS04 + S + 4Н2О;
Sn + 4Н2SО4 (конц.) = Sn(S04)2 + 2SO2 + H2O;
Pb + 3Н2SО4 (конц.) = Pb (НS04)2 + SO2 + 2H2O.
Приведенные реакции показывают, что олово окисляется до четырехвалентного состояния с образованием сульфата олова (IV), а свинец окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца.
Такие металлы как Al, Fe, Сr при обычных условиях серной кислотой, концентрация которой близка к 100%, пассивируются. Пассивацией называется явление образования защитной пленки на поверхности металла при действии сильных окислителей. В большинстве случаях пассивация играет положительную роль, защищая металл от разрушения. За счет пассивации серную кислоту перевозят в стальных цистернах.
Взаимодействие с разбавленной азотной кислотой.
В азотной кислоте в качестве окислителя выступает азот в степени окисления +5. Значение электродного потенциала для нитрат-иона NО-3 разбавленной кислоты как окислителя равно 0,96 В, т.е. оно больше по сравнению с сульфат-ионом SO2-4. Это указывает на то, что азотная кислота – более сильный окислитель, чем серная. Действительно, она окисляет даже серебро. Восстанавливается азотная кислота тем глубже, чем активнее металл и чем меньше ее концентрация:
НNОз (разб.) (окислитель N+5) | |||
Активные Li - Al | Средней активности Ti - H2 | Малоактивные H2 - Au | |
реагируют | реагируют, | реагируют: Cu, Hg, Ag | не реагируют: Аu,Ru, Os, Rh, Ir, Pt |
пассивируются Ti, Cr | |||
Кислота восстанавливается, в основном, до следующих продуктов: | |||
NН4NОз (N-3) | N2 (N20), N2O (N+1), NO (N+2) | NO (N+2) | — |
Иллюстрацией к таблице могут быть следующие примеры:
8HNO3 (разб.) + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O;
4HNO3 (разб.) + Fe = NO + Fe(NO3)3 + 2H2O;
8HNO3 (разб.) + 3Sn = 2NO + 3Sn(NO3)2 + 4H2O;
10HNO3 (разб.) + 4Zn = N2O + 4Zn(NO3)2 + 5H2O;
10HNO3 (разб.) + 4Ca = NН4NОз + 4Ca(NO3)2 + 3H2O.
Из приведенных примеров видно, что железо окисляется в разбавленной азотной кислоте до нитрата железа (III), а олово до нитрата олова (II).
Титан и хром пассивируются в разбавленной азотной кислоте.
Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой.Концентрированная азотная кислота, в отличие от разбавленной, обычно восстанавливается до диоксида азота:
НNОз (конц.) (окислитель N+5) | |||
Активные Li - Mg | Средней активности Al, Ti - H2 | Малоактивные H2 - Au | |
реагируют | реагируют, реагируют | реагируют: Cu, Hg, Ag | не реагируют: Аu, Ru, Os, Rh, Ir, Pt |
и пассивируются | |||
Al, Ti, Cr, Fe | |||
Кислота восстанавливается, в основном, до следующих продуктов: | |||
N2O (N+1) | NO2 (N+4) | NO2 (N+4) | — |
Примеры:
10HNO3 (конц.) + 4Cа = N2O + 4Cа(NO3)2 + 5H2O;
4HNO3 (конц.) + Zn = 2NO2 + Zn (NO3)2 + 2H2O;
4HNO3 (конц.) + Сu = 2NO2 + Сu(NO3)2 + 2H2O.
Если металл имеет устойчивые высокие степени окисления, то в результате реакции получаются не нитраты, а оксиды или даже кислоты, например,
Sn + 4НNОз (конц.) = Н2SnОз + 4NО2 + Н2О.
Концентрированная азотная кислота (концентрация больше 70%) еще в большей степени, по сравнению с серной, обладает пассивирующим действием и не реагирует при обычных условиях с Al, Тi, Fe, Сг. Поэтому концентрированную азотную кислоту также перевозят в стальных или алюминиевых цистернах.
Взаимодействие с «царской водкой».Окислительные свойства азотной кислоты усиливаются при добавлении к ней концентрированной соляной кислоты. Наибольший эффект наблюдается при соотношении НNОз:HCl = 1:3. Такая смесь называется «царской водкой». При действии «царской водки» растворяется золото и платина
Аu + НNОз + 4HCl = H[AuC14] + NO + 2Н2О.
Взаимодействие с растворами щелочей.Щелочами металлы окисляться не могут, так как щелочные металлы являются одними из наиболее сильных восстановителей, а их ионы – одни из наиболее слабых окислителей. Однако в присутствии щелочей окисляющее действие воды может проявиться в большей мере, чем в их отсутствие. При окислении металлов водой образуются гидроксиды и водород. Если оксид и гидроксид относятся к амфотерным соединениям, то они будут растворяться в щелочном растворе. В результате пассивные в чистой воде металлы могут энергично взаимодействовать с растворами щелочей:
Н2О (окислитель H+) + щелочь (например, NaOH ) | ||
Активные | Средней активности | Малоактивные |
реагируют: Ве, Al | реагируют: Zn, Sn, Pb | не реагируют: |
Процесс растворения может быть представлен в виде двух стадий: окисления металла водой и растворения гидроксида:
Zn + 2НОН = Zn(OH)2 + Н2;
Zn(ОН)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4].
Общее уравнение реакции записывается так:
Zn + 2НОН + 2NaOH = Nа2[Zn (ОН)4] + H2.
Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, наждачная бумага, спиртовка, водяная баня, индикатор – фенолфталеин, дистиллированная вода, растворы HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KI, K3[Fe(CN)6], Fe(SCN)3; чистые металлы – медь, магний, цинк, алюминий, олово, свинец, железо; растворы различных солей.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ