ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы КАТЕГОРИИ:
|
Окисление металлов кислотами, в которых в роли сильных окислителей выступают кислотные остатки (анионы кислот).Концентрированная серная кислота H2SO4к В концентрированной серной кислоте в роли сильного окислителя выступает SO42- (или атом S+6, входящий в состав сульфат-иона). Сульфат-ион не проявляет себя как окислитель в разбавленной серной кислоте из-за его очень сильной гидратации. Концентрированная H2SO4 окисляет даже мало активные металлы типа Cu, Ag, Hg и другие. При этом в зависимости от активности металла сульфат-ион восстанавливается до H2S, S, SO2. Схематично реакцию можно записать в виде: Me + H2SO4к =Me2(SO4)n+H2O+(H2S, S, SO2). Обычно H2S выделяется в случае активных металлов (приблизительно до Zn в ряду активности металлов), SO2 образуется наиболее часто (особенно при окислении металлов средней активности и мало активных, расположенных после Zn). К этой группе относятся наиболее часто используемые на практике металлы, например, Fe, Cr, Mo, Ni, Cd, Pb, Sn, Cu, Ag и другие. Следует отметить, что SO2 может выделяться даже при взаимодействии с H2SO4к активных металлов, например, лития. Строго говоря, при взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой в том или ином количестве выделяются разные продукты ее восстановления (H2S, S, SO2). Для каждого конкретного металла в уравнении реакции записывают то вещество, концентрация которого максимальна в заданных условиях. Необходимо помнить также, что для многих металлов при изменении условий протекания реакции (концентрации кислоты, температуры) возможно образование в преобладающем количестве любого из возможных продуктов восстановления сульфат-ионов. В связи с этим предложенная схема является условной, как и в случае с азотной кислотой НNO3. Холодная концентрированная H2SO4 пассивирует некоторые р и многие d-металлы (Al, Fe, Со, Ni, Cr и другие, как правило, стоящие в верxней части побочных подгрупп периодической системы) c образованием на их поверхности качественных оксидных пленок, практически не имеющих пор, обладающих хорошей адгезией к поверхности металла и плохо растворимых в концентрированной кислоте. Реакцию пассивации можно записать следующим образом: 2Fe + 3H2SO4к ≠ Fe2O3¯ +3H2O +3SO2 холодная Следует также иметь в виду, что многие металлы IV-VIII групп окисляются H2SO4к до более высоких степеней окисления (например, Fe3+, Cr3+, Mn4+), чем в случае кислот, в которых окислителем является ион Н+, например: Fe + H2SO4р = FeSO4 + H2 2Fe + 6H2SO4к =Fe2(SO4)3 + 3SO2(S) + 6H2O Рассмотрим реакцию взаимодействия активного металла алюминия с H2SO4к и уравняем коэффициенты (при взаимодействии Al с концентрированной H2SO4 может выделяться не только Н2S, но и SO2): +6 +3 -2 8Al + 15H2SO4к = 4Al2(SO4)3 + 3H2S (или SO2) +12H2O. (1) SS =15 Воспользуемся методом электронного баланса: запишем процессы окисления и восстановления, сделаем баланс электронов и сложим полуреакции: 8/Al → Al+3 +3e 3/ S+6 + 8e → S-2 8Al + 3S+6 (к-та) ® 8Al+3 + 3S-2 В данной реакции серная кислота участвует в образовании двух продуктов: Н2S (этот процесс отражается полуреакцией восстановления S+6 до S-2) и солиАl2(SO4)3, образование которой не учитывается в балансе. В связи с этим в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих с солеобразованием, используют следующее правило определения коэффициентов уравнения: 1) переносим из баланса в уравнение реакции все коэффициенты, кроме кислоты; 2) уравниваем (проверяем) атомы металла в левой и правой части уравнения; 3) определяем коэффициент к кислоте - суммируем атомы элемента, образующего кислоту (например,S, N, Cl) в правой части уравнения, полученная цифра является коэффициентом к кислоте. В данном примере – атомы серы (∑S =15); 4) уравниваем атомы Н (или О) в исходных веществах и продуктах реакции, проставляя, при необходимости, коэффициент к Н2О. Запишем еще один пример: +6 +3 +4 2Fe + 6H2SO4к, гор. = Fe2(SO4)3 +3SO2 +6 H2O ↓-3е ↑+2е ∑S =6 Имея навыки использования таблицы окислительно-восстановительных потенциалов, можно уравнивать коэффициенты методом ионно-электронного баланса. В этом случае при составлении баланса электронов выбираем из таблицы электрохимические системы, которые отражают протекающие процессы. В таких системах фигурируют реально существующие в растворе ионы и молекулы. При этом учитываются правила записи уравнений в ионном виде (плохо растворимые вещества, газы, вода и слабые электролиты представлены в молекулярной форме). Так, например, при восстановлении сульфат-ионов SO42- до SO2илиH2Sвкислой среде(Н+) используем из справочной литературы электрохимические системы, которые отражают интересующие нас превращения: SO42- + 4 H+ +2e ↔ SO2 +2H2O SO42 - +10 H+ +10 e ↔ H2S +4H2O Для выбора электрохимической системы ориентируются на исходные компоненты реакции (SO42 - + nH+) и продукт восстановления серной кислоты (например,SO2 или H2S). Обратимся еще раз к уравнению, которое отражает взаимодействие алюминия с горячей концентрированной H2SO4 (1). Для составления ионно-электронного баланса записываем следующие полуреакции: 3 / SO42- +10H+ +10 e →H2S +4H2O 10/ Al → Al+3 + 3е 10Al +3SO42- + 30H+ →10Al3+ +3H2S +12H2O Суммарная ионная реакция позволяет сразу получить коэффициенты ко всем веществам уравнения (1). При этом по количеству ионов водорода H+ определяем коэффициент к кислоте H2SО4 -15.
Концентрированная и разбавленная азотная кислота HNO3 Окислителем в азотной кислоте любой концентрации являются нитрат-ионы NO3- (или входящий в их состав атом N+5). Ион Н+ не может конкурировать с таким сильным окислителем, поэтому водород Н2, практически не выделяется. Азотная кислота окисляет все металлы, кроме благородных (Au и металлы платиновой группы), такие металлы окисляются смесью концентрированных кислот, например, царской водкой (HNO3к+HClк). Схематично реакцию можно представить следующим образом: Me + HNO3 р, к =Me(NO3)n +H2O + (NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3) Смещение вправо в ряду продуктов восстановления нитрат-иона происходит при увеличении активности восстановителя (металла) и разбавлении кислоты. Причем для одного и тот же металла, например, железа можно обнаружить любой из продуктов указанного ряда в качестве преобладающего от NO2 до NH4NO3 (NH3) при разбавлении азотной кислоты от концентрированной до 3-5%. Условная схема превращений имеет вид: наиболее активные металлы + HNO3 очень р.→NH3(NH4NO3) + HNO3 р → N2O Активные металлы до Zn + соль + Н2О + HNO3к →NO + HNO3р →NO Металлы, стоящие после Zn + соль + Н2О (исключение Au и Pt гр. ) + HNO3к ®NO2 Из схемы следует, что при взаимодействии азотной кислоты с металлами (и неметаллами тоже) чаще всего выделяются газы NO и NO2. При этом азотная кислота (аналогично Н2SO4к) может окислять многие металлы до более высоких степеней окисления, чем такие мягкие окислители, как HCl, H2SO4р, а именно: Fe→ Fe+3, Cr→Cr+3, Sn→Sn+4 и т.д. При подборе коэффициентов воспользуемся сначала методом электронного баланса (необходимо последовательно выполнить все четыре пункта приведенного выше правила): 8Al + 30HNO3р = 8Al(NO3)3 + 3N20 (с оч. разб.NH4NO3) +15Н2О (2) 8 /Alо → Al3+ +3e ∑ N = 30 3 / 2N+5 +8e → 2N+1 8Alо + 6N+5 → 8Al3+ +6N+1 кислота Можно получить коэффициенты уравнения (2) методом ионно-электронного баланса, используя одну из электрохимических систем из ряда стандартных потенциалов, отражающих превращение нитрат-иона NO3- в кислой среде (H+) в один из возможных продуктов: NO3- +2 H+ + e ↔ NO2 + H2O NO3- +4 H+ +3e ↔ NO + 2H2O 2 NO3- +12 H+ +10e ↔ N2 +6H2O 2 NO3- +10 H+ +8e ↔ N2O +5H2O NO3- +10 H+ +8e ↔ NH4+ +3H2O Тогда для реакции (2) можно записать: 8/ Alо → Al3+ +3е 3/ 2NO3- +10H+ +8e → N2O +5H2O 8Alо + 6NO3- + 30H+ → 8Al3+ +3N2O +15H2О Суммарное ионное уравнение позволяет получить все коэффициенты реакции (2) и отражает все реально существующие в ней ионы и молекулы. Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует некоторые р и многие d -металлы (Al, Fe, Cо Ni, Cr и другие) аналогично серной кислоте. Это позволяет транспортировать кислоты в железных цистернах предварительно подвергнутых пассивации. Реакция пассивации имеет вид: Fe+ 4HNO3к ≠ Fe2O3¯ +NO2 +2H2O холодная Следует отметить, что концентрированные кислоты не встречаются в окружающей среде. Они используются, в основном, в процессах синтеза, а также для химической пассивации металлов и их обработки.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
|