Взаимодействие металла с водным раствором щелочи.

В водных растворах щелочей окислительным действием обладают молекулы воды (за счет ионов Н⁺). Поэтому термодинамическая возможность окисления металлов в этих случаях определяется, как и при действии воды, положением металла в ряду напряжений относительно водорода. А практическую возможность осуществления данной реакции определяет растворимость полученного гидроксида в щелочах. В щелочах растворяются гидроксиды, проявляющие амфотерные свойств (гидроксиды берилия, цинка, олова(II), алюминия, хрома (III) и т.д.),

1 этап Me + HOH →Me(OH)_x + H_2,

если амфотерный гидроксид, то

2 этап Me(OH)_x + RОН → R_а[Ме(OH)_b]

Me + HOH + RОН → R_а[Ме(OH)_b] + H₂

ПРИМЕР 8: Оцените термодинамическую возможность взаимодействия в системе ЦИНК И РАСТВОР ГИДРОКСИДА НАТРИЯ. Проанализируйте практическую возможность взаимодействия в стандартных условиях, учитывая растворимость продукта реакции. Если реакция практически возможна, составьте уравнение реакции.

Решение. Взаимодействие металла с раствором щелочи состоит из двух этапов. На первом этапе взаимодействует металл с водой, и если образуется амфотерный гидроксид, то на втором этапе он взаимодействует со щелочью.

В водных растворах щелочей окислительным действием обладают молекулы воды (за счет ионов Н⁺). Поэтому термодинамическая возможность окисления металлов в этих случаях определяется, как и при действии воды (см. пример 5). В данном случае есть термодинамическая возможность осуществления взаимодействия цинка с водой.

Zn + 2H₂О = Zn(ОН)₂ + H₂

Образовавшийся гидроксид цинка амфотерный, следовательно взаимодействует со щелочью, т.е. практически реакция осуществима.

Zn(ОН)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

Суммарно процесс взаимодействия цинка с раствором гидроксида натрия можно представить следующим образом:

Zn + 2H₂О + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

восстановитель 1|Zn − 2е → Zn²⁺ процесс окисления

oкислитель 1|2H⁺ + 2е → Н₂ процесс восстановления

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Опыт 1. восстановительные свойства металлов.

В три пробирки налейте по 2 – 3 мл 0,1М раствора серной кислоты. В одну пробирку внесите цинк, в другую – железо, а в третью – медь.

Запишите наблюдения, составьте уравнения происходящих реакций и объясните результаты опыта.

Опыт 2. влияние рН среды на окислительно-восстановительные реакции

В три пробирки налейте по 3мл раствора перманганата калия KMnO₄. В первую пробирку прилейте 2мл 1М раствора серной кислоты, во вторую – 2мл воды, в третью – 2мл 2М раствора гидроксида калия.

В каждую пробирку добавьте по 3мл раствора сульфита натрия NaSO₃.

Запишите наблюдения, составьте уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций и объясните результаты опыта.

Учтите, что фиолетовая окраска характерна для ионов МnO₄^-, слабо-розовая – для ионов Мn²⁺, зеленая – для ионов МnO₄^2-, бурый цвет имеют осадки MnO₂ и Mn(OH)₂.

Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства

Нитрит – иона NO3- (полумикрометод).

1. К подкисленному раствору иодида калия KJ (под тягой) добавьте несколько капель раствора нитрита натрия NaNO₂ и несколько капель раствора крахмала. Что наблюдаете?

2. К подкисленному раствору перманганата калия KMnO₄ добавьте до обесцвечивания раствор нитрита натрия. Запишите наблюдения.

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций. Объясните, какова функция NaNO₂ в опытах 1 и 2.

 

Опыт 4. Взаимодействие железа с кислотами.

Налейте в четыре пробирки по пять капель кислот: 2М HCl, 1M H₂SO_4, концентрированной H₂SO₄, 2M HNO₃. В каждую пробирку внесите кусочек железной стружки.

Пробирку с концентрированной серной кислотой нагрейте. Затем добавьте во все растворы по капле 0,01М раствора тиоцианата калия (KNCS) или аммония (NH₄NCS)., которые образуют с ионами железа (III) соль Fe(NCS)₃, окрашенную в красный цвет. В каких пробирках образовались ионы Fe³⁺?

В тех пробирках, где раствор не окрашивается в красный цвет, при растворении железа образуются ионы Fe²⁺.

Напишите уравнения реакций растворения железа в различных кислотах.