Химия металлов. Цинк
Подождите немного. Документ загружается.
Министерство образования РФ.
Уфимский государственный авиационный
Технический университет.
Лабораторная работа по химии
Тема: «ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ»
Выполнил студент группы АТП17(ЭСС)
Иванов Д. Ю.
Проверил преподаватель
Муллаянов Р. Х.
ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ
Целью данной работы является рассмотрение связи физико-химических свойств металлов
с ЭЛЕКТРОННЫМ строением атомов, строением кристаллической структуры, изучение
химических свойств металлов (взаимодействие с простыми и сложными окислителями;
водой, кислотами, щелочами, их смесями) для понимания физико-химических процессов
при химических методах обработки металлов и сплавов.
Основные понятия темы
Металлы - простые вещества, обладающие характерными свойствами; высокой
электропроводностью и теплопроводностью, отрицательным температурным
коэффициентом электропроводности, способностью хорошо отражать электромагнитные
волны (блеск и непрозрачность), пластичностью.
По химическим свойствам металлы - восстановители, так как легко отдаю: свои
валентные электроны:
Металлы - это элементы, атомы которых имеют минимальное количество электронов на
внешнем энергетическом уровне. Степень окисления определяется числом неспаренных
электронов в нормальном и возбужденном состояниях.
Восстановительную активность атома элемента определяют потенциалом ионизации
валентных электронов. Химическая активность металла как простого вещества, имеющего
кристаллическое строение, характеризуется термодинамическими величинами
(знтальпией ΔН и энергией Гиббса ΔG). Для суждения о возможности реакции металла с
водой, кислотами, щелочами необходимо также определение величины ΔG химической
реакции, Так как эти реакции являются окислительно-восстановительными, где металл
выступает в качестве восстановителя, а ион водорода H
+
(гидроксоний H
2
O) либо анион
кислоты в виде окислителя.
При условии, что φ
окисл
> φ
вост
, реакция между металлом и водой, кислотой, щелочью,
растворами солей возможна
Взаимодействие металлов с простыми окислителями
Простые окислители - это кислород О:, галогены. Наиболее часто встречается реакция
окисления металлов кислородом воздуха:
Me + О
2
-> Ме
х
О
у
Возможность данной реакции при нормальных условиях определяется
величиной ΔG
0
298
реакции.
При окисления металлов кислородом образуются оксиды. Для металлов, имеющих
большое число степеней окисления, низшие оксиды металлов обладают основными
свойствами (если степень окисления от 1 до 2), высшие оксиды (оксиды с максимальными
степенями окисления) -кислотными (степень окисления > 4), Оксиды, где степень
окисления +3, +4 - амфотерны.
7.1.2. Взаимодействие металлов с водой
Металлы взаимодействуют с водой по реакции
Me + Н
2
О = Ме(ОН)
x
+Н
2
восст. окисл.
Так как эта реакция является окислительно-восстановительной, то возможность данной
реакции определяется по величине энергии Гиббса.
Наряду с термодинамическим расчетом необходимо учитывать, что многие металлы
покрыты оксидными пленками.
Взаимодействие металлов с кислотами
Для очистки металлов от поверхностных слоев перед нанесением покрытий всегда, когда
нужно иметь дело с чистой поверхностью металла, используют кислотное травление.
Травление бывает технологическое и структурное
Технологическое травление используют для обработки и изменения формы поверхности
металла, структурное травление - для выявления структуры поверхности кристаллических
материалов,
Химическое фрезерование проводится для получения нужного рисунка - придания
профиля поверхности детали, Согласно чертежу, на отдельные участки поверхности
заносится химически стойкий слой, а свободные участка травятся при воздействии смесей
кислот.
Химическое травление используется для выявления дефектов в кристаллах: малоугловых
и двойниковых границ, дислокаций и дефектов упаковки
Для металлов, химическое травление которых затруднено (Ti, Mo, W, жаропрочные
сплавы), используется электрохимическое травление.
Кислоты - вещества, содержащие водород и диссоциирующие с образованием Н
+
.
Различают бескислородные и кислородсодержащие кислоты.
Бескислородные кислоты - растворы галогеноводородов в воде: соляная (НС1),
плавиковая (HF), бромоводородная (НВг), йодоводородная (HI), сероводородная (H-S),
Кислородсодержащие кислоты: азотная, серная, фосфорная, хлорная и другие.
План выполнения эксперимента
Запишите предполагаемое уравнение реакции взаимодействия исследуемого металла с
раствором электролита. По уравнениям (7.6-7.9; 7.22-7.24), значениям электродных
потенциалов и перенапряжений определите термодинамическую вероятность протекания
этих реакций. Для взаимодействия типа Me + {Г получите также эту информацию,
пользуясь диаграммой Пурбе.
Опустите в пробирки стружки металла и прилейте 1 -2 мл электролита С
концентрированными растворами работайте в вытяжном шкафу. Опишите характер
протекания реакции, окраску, запах выделяющихся продуктов. Если реакция не идет при
комнатной температуре, нагревайте раствор на спиртовке
В отчете приведите уравнения химических реакций, расчет термодинамической
вероятности протекания реакции, экспериментальные наблюдения и сопоставьте данные
расчета и эксперимента.
Реакция взаимодействия с водой
Положили в пробирку кусочек цинка, налили воды и подогрели на спиртовке. Довели
воду до кипения. Наглядных проявлений хода реакции не наблюдалось.
Zn + 2H
2
O = Zn(OH)
2
+ H
2
Zn
0
– 2e → Zn
2+
φ
вост
(Zn
2+
/Zn) = -0.763 В φ
окисл
(2H
2
O/2OH
2-
H
2
) = -0.414 В
E = φ
окисл
– φ
вост
= -0,414 + 0,763 = 0,349 В
ΔG = -zFE = -2*26.8*0.349 = -18.706
т. к. ΔG<0 то реакция возможна. Значит реакция Цинка с водой прошла.
Реакция взаимодействия с азотной кислотой.
Положили в пробирку кусочек цинка, налили азотной кислоты. Наблюдалось повышение
температуры, появление оранжевой окраски, выделение газа. Реакция прошла.
3Zn +8HNO
3
(конц)= 3Zn(NO
3
)
2
+ 2NO
+ 4H
2
O
Zn
0
- 2e → Zn
2+
(восстановитель)
NO
3
-
+ H
+
+ 3e → NO + H
2
O (окислитель)
уравняем левую и правую части
3 Zn
0
- 2e → Zn
2+
(восстановитель)
2 NO
3
-
+ 4H
+
+ 3e → NO + 2H
2
O (окислитель)
3Zn
0
+ 8H
+
→ 3Zn
2+
+ 2NO +4H
2
O
φ
вост
(Zn
2+
/Zn) = -0.763 В φ
окисл
(NO
3
-
/NO) = 0.96 В
E = φ
окисл
– φ
вост
= 0,96 + 0,763 = 1,723 В
ΔG = -zFE = -2*26,8*1,723 = -92,35 , т. к. ΔG<0 то реакция возможна.
Реакция взаимодействия с серной кислотой.
Положили в пробирку кусочек цинка, налили серной кислоты и подогрели на спиртовке.
Довели серную кислоту до кипения. Наблюдается появление белого осадка. Реакция
прошла.
3Zn + H
2
SO
4
→ 3ZnSO
4
+ S↓ + 4H
2
O
Zn
0
- 2e → Zn
2+
(восстановитель)
HSO
4
-
+7H
+
+ 6e → S + 4H
2
O (окислитель)
φ
вост
(Zn
2+
/Zn) = -0.763 В φ
окисл
= +0.351 В
E = φ
окисл
– φ
вост
= 0.351 +0.763 = 1.114 В
ΔG = -zFE = -2*26,8*1,114 = -59,7 , т. к. ΔG<0 то реакция возможна.
Реакция взаимодействия с соляной кислотой.
Положили в пробирку кусочек цинка, налили соляной кислоты. Наблюдается повышение
температуры, выделение газа. Реакция прошла.
2HCl + Zn → ZnCl
2
+ H
2
Zn
0
- 2e → Zn
2+
(восстановитель)
2H
+
+ 2e → H
2
(окислитель)
φ
вост
(Zn
2+
/Zn) = -0.763 В φ
окисл
= 0, т. к. Ph соляной кислоты = 0
E = φ
окисл
– φ
вост
= 0 + 0,763 = 0,763 В
ΔG = -zFE = -2*26,8*0,763 = -40,9 , т. к. ΔG<0 то реакция возможна.
Реакция взаимодействия со щёлочью.
Положили в пробирку кусочек цинка, налили гидроксида натрия. Наблюдается выделение
газа. Реакция прошла.
2Zn + 2NaOH + 2H
2
O → 2Na
2
[Zn(OH)
2
]+H
2
Zn
0
- 2e → Zn
2+
(восстановитель)
2H
2
O + 2e → 2OH
-
+ H
2
(окислитель)
φ
вост
(Zn
2+
/Zn) = -0.763 В φ
окисл
= -0.82 В
E = φ
окисл
– φ
вост
= -0,82 + 0,763 = -0,057 В
ΔG = zFE = -2*26,8*0,057 = -3,05 , т. к. ΔG<0 то реакция возможна.
Вывод: Мы рассмотрели связи физико-химических свойств металлов с ЭЛЕКТРОННЫМ
строением атомов, строением кристаллической структуры, изучили химические свойства
металлов (взаимодействие с простыми и сложными окислителями; водой, кислотами,
щелочами, их смесями) для понимания физико-химических процессов при химических
методах обработки металлов и сплавов.