DZIAŁANIE ROZTWORÓW KWASÓW I ZASAD NA METALE
Teoretyczne podstawy działania kwasów na metale
Aktywność chemiczną metali, to znaczy zdolność przechodzenia w stan jonowy, określa ich
połoŜenie w szeregu napięciowym metali. W skrócie szereg ten przedstawia się następująco:
Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.
Im bardziej na lewo od H2 leŜy metal w szeregu napięciowym, tym większa jest jego
aktywność chemiczna, to znaczy zdolność przechodzenia w stan jonowy na drodze reakcji
chemicznych. Metale znajdujące się w szeregu napięciowym na prawo od wodoru, są to metale
półszlachetne i szlachetne, chemicznie mało aktywne.
JeŜeli rozpatrujemy zachowanie się metali w roztworach kwasów, naleŜy brać pod uwagę dwa
czynniki:
− połoŜenie metalu w szeregu napięciowym, a w szczególności jego usytuowanie względem
wodoru,
− rodzaj stosowanego kwasu.
Kwasy, z punktu widzenia działania na metale, dzielą się na nieutleniające i utleniające.
Z podstawowych kwasów - kwasami nieutleniającymi są roztwory HCl i H2SO4, a kwasami
utleniającymi są zarówno stęŜony, jak i rozcieńczony HNO3 oraz stęŜony H2SO4.
Kwasy nieutleniające roztwarzają tylko metale znajdujące się na lewo od wodoru w szeregu
napięciowym, poniewaŜ tylko te metale, zgodnie z regułą rządzącą w szeregu napięciowym, są
zdolne wyprzeć wodór z kwasu nieutleniającego:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3 H2
Istota tych reakcji polega na tym, Ŝe metal jako donor elektronów, redukuje pochodzące
z kwasu jony wodorowe do wolnego wodoru, a sam wskutek oddania elektronów utlenia się do
swoich jonów, co jest równoznaczne z roztwarzaniem się metalu. Dlatego istotę działania kwasu
nieutleniającego na przykładzie cynku moŜna przedstawić reakcją jonową:
Zn + 2H+ = Zn2+ + H2
Znajdujące się na prawo od wodoru w szeregu napięciowym metale półszlachetne i szlachetne
nie roztwarzają się w kwasach nieutleniających, poniewaŜ wskutek małej aktywności chemicznej
nie są zdolne do oddania swych elektronów jonom wodorowym, a więc nie mogą wyprzeć
wodoru z tych kwasów.
Kwasy utleniające roztwarzają dobrze metale zarówno te znajdujące się na lewo od wodoru
w szeregu napięciowym, jak równieŜ i te, które leŜą na prawo od wodoru. Tylko bardzo
szlachetne metale, takie jak złoto czy platyna, nie roztwarzają się w silnie utleniającym kwasie
azotowym.
NaleŜy podkreślić, Ŝe roztwarzanie metali w kwasach utleniających polega nie na wypieraniu
wodoru z kwasu, lecz na częściowej redukcji odpowiednich reszt kwasowych przez metal.
Dlatego w reakcjach metali z kwasami utleniającymi nie wydziela się nigdy wodór, lecz gazowe
produkty reakcji kwasu. W przypadku kwasu azotowego są to tlenki azotu (N2O, NO, N2O3,
NO2), a w przypadku stęŜonego kwasu siarkowego - dwutlenek siarki. PoniŜej podano
przykładowo kilka reakcji roztwarzania metali w kwasach utleniających (rozcieńczony i stęŜony
HNO3, stęŜony H2SO4, woda królewska będąca mieszaniną stęŜonych kwasów HCI i HNO3):
a. Miedź roztwarza się dobrze w rozcieńczonym kwasie azotowym na gorąco. Gazowymi
produktami reakcji są wszystkie wymienione wyŜej tlenki azotu, spośród których wybieramy
do zapisu w reakcji jeden tylko tlenek. Najczęściej roztwarzając metal w rozcieńczonym
kwasie azotowym, jako gazowy produkt reakcji zapisuje się tlenek azotu (NO):
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
b. Stosując do roztwarzania metali bardziej stęŜony kwas azotowy, jako gazowy produkt reakcji
zapisuje się najczęściej dwutlenek azotu (NO2). W przypadku roztwarzania miedzi reakcję
zapiszemy:
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
c. śelazo roztwarzane w kwasie azotowym utlenia się zawsze do jonów Ŝelaza Fe3+.
W cząsteczkowym zapisie reakcji produktem będzie sól - azotan Ŝelaza (III). W zaleŜności od
stęŜenia uŜytego kwasu azotowego, reakcje moŜna zapisać:
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
d. StęŜony kwas siarkowy roztwarza metale półszlachetne, przy czym gazowym produktem
reakcji jest dwutlenek siarki SO2, np.:
Cu + 2H2SO4(st) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Bi + 6H2SO4(st) = Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
e. Złoto metal bardzo szlachetny, znajdujący się na samym końcu szeregu napięciowego,
roztwarza się tylko w wodzie królewskiej, tworząc kwas czterochlorozłotowy:
Au + 4HCl + 3HNO3 = HAuCl4 + 3NO2 + 3H2O
Pasywacja metali
Wiele metali wykazuje zdolność do tzw. pasywacji. Zaznacza się ona wyraźnie w przypadku
np. takich metali jak glin, chrom, Ŝelazo czy tantal. Pasywacja metalu zachodzi pod wpływem
czynników utleniających i polega na utworzeniu na jego powierzchni cienkiej, rzędu
milionowych części milimetra, warstewki bardzo zwartego tlenku tego metalu. Sprawia ona, Ŝe
metal staje się wtedy odporny na działanie czynników chemicznych i nie zachowuje się tak, jak
by to wynikało z jego połoŜenia w szeregu napięciowym metali. Od grubości tej warstewki
tlenkowej i jej własności fizykochemicznych zaleŜy stopień pasywacji metalu. Pasywację moŜe
wywołać juŜ tlen atmosferyczny, a wyraźnie zachodzi ona pod wpływem działania kwasów
utleniających, na przykład stęŜonego kwasu azotowego.
Metal w stanie pasywnym zachowuje się biernie, lecz stan ten zanika wobec czynników
redukujących i metal odzyskuje wtedy własności wynikające z jego naturalnego połoŜenia
w szeregu napięciowym. Na przykład chrom w stanie aktywnym ma potencjał normalny –0,71 V,
a w stanie pasywnym, szczególnie trwałym w przypadku tego metalu, osiąga potencjał zbliŜony
do potencjału srebra (+0,8 V).
Pasywność niektórych metali udziela się równieŜ ich stopom, na przykład stopom Ŝelazo-
chromowym (ferrochrom).
Pasywacja metali ma duŜe znaczenie praktyczne - to właśnie dzięki pasywacji moŜna na
przykład stęŜony, bardzo czysty kwas siarkowy przechowywać w cysternach Ŝelaznych,
a stęŜony kwas azotowy w aluminiowych.
Amfoteryczność metali
Niektóre metale wykazujące tzw. amfoteryczność, roztwarzają się nie tylko w roztworach
kwasów, ale równieŜ w roztworach silnych zasad (NaOH, KOH). Silne własności amfoteryczne
wykazuje na przykład glin i dlatego metal ten roztwarza się bardzo dobrze w roztworach silnych
zasad z wytworzeniem rozpuszczalnych hydroksoglinianów i wydzieleniem wodoru. I tak
w reakcji glinu z roztworem zasady sodowej powstaje czterohydroksoglinian sodowy i wydziela
się wodór:
Al + NaOH + 3H2O = NaAl(OH)4 + 3/2H2
Działając na roztwór czterohydroksoglinianu sodowego kwasem solnym lub innym mocnym
kwasem, moŜna wytrącić z niego wodorotlenek glinowy:
NaAl(OH)4 + HCl = Al(OH)3 + NaCl + H2O
Z kolei wodorotlenek glinowy, jako wodorotlenek amfoteryczny, moŜna rozpuścić
w roztworze mocnego kwasu lub zasady. JeŜeli do rozpuszczenia zastosuje się kwas solny
i wodorotlenek sodowy, otrzyma się odpowiednio roztwór chlorku glinowego i hydroksoglinianu
sodowego:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3NaOH = NaAl(OH)4
Własności amfoteryczne wykazują równieŜ takie metale jak cynk, ołów, cyna. Roztwarzają się
one takŜe, aczkolwiek znacznie słabiej niŜ glin, w stęŜonych roztworach mocnych zasad,
wytwarzając odpowiednie hydroksosole. Na przykład w reakcji cynku z roztworem zasady
sodowej powstaje czterohydroksocynkan sodowy:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2Zn(OH)4 + H2
a w reakcji ołowiu ze stęŜonym roztworem zasady potasowej tworzy się trójhydroksoołowian
potasowy:
Pb + KOH + 2H2O = KPb(OH)3 + H2
Reakcje metali z kwasami i zasadami
Sprzęt i odczynniki
Dwa statywy z kompletem wysokich probówek, dwa cylindry miarowe o poj. 10 cm3,
tryskawka z wodą destylowaną, metale: miedź blaszki, cynk drobno granulowany lub blaszki,
glin blaszki, ołów granulki, Ŝelazo - gwoździki lub opiłki, roztwory o stęŜeniu: HCl 15%,
H2SO4 20%, HNO3 20%, NaOH 10%, NH4OH 10%, KI 5%, KMnO4 1%, okulary ochronne,
palnik gazowy.
Uwagi dotyczące wykonania ćwiczenia, wskazania BHP
Doświadczenia i obserwacje nad zachowaniem się metali w roztworach kwasów i zasad
wykonujemy w probówkach szklanych na zimno i na gorąco. Do wykonania reakcji nie naleŜy
brać zbyt duŜej objętości odczynników. Łączna objętość roztworu nie powinna przekraczać 1/3
probówki. Roztwór kwasu lub zasady naleŜy wlewać do probówki nad zlewem. NaleŜy zbadać,
czy probówki mające być uŜyte w doświadczeniach nie są uszkodzone lub pęknięte. Takie
probówki powinny być usunięte ze statywów. Probówki muszą być czyste, wypłukane wodą
destylowaną i od zewnątrz suche, aby moŜna je było ogrzewać w płomieniu palnika. Płomień
palnika gazowego powinien być niewielki, o zabarwieniu fioletowym. Nie wolno posługiwać się
palnikiem, w którym płomień przeskoczył.
Do roztwarzania metali stosujemy roztwory mocnych kwasów i zasad o dość znacznych
stęŜeniach, przy czym roztwory te ogrzewamy do temperatury bliskiej wrzenia - dlatego podczas
wykonywania doświadczeń naleŜy zachować szczególną ostroŜność.
Probówkę z roztworem podczas ogrzewania naleŜy lekko potrząsać - zapobiega to przegrzaniu
i wypryśnięciu roztworu. Wylot probówki podczas ogrzewania musi być skierowany tak, by nie
zagraŜał oczom wykonującego doświadczenie i osób będących w pobliŜu. Dla ochrony oczu
naleŜy stosować okulary ochronne. StęŜonych kwasów w Ŝadnym wypadku nie wolno ogrzewać
w probówkach.
Resztek metali po doświadczeniach nie wolno wyrzucać do zlewów, jedynie do kubłów lub
wiader stojących przy zlewie. JeŜeli uŜyte w doświadczeniach blaszki metali są jeszcze
w dobrym stanie, to po wylaniu roztworów naleŜy je wyjąć z probówek, wypłukać wodą
i odłoŜyć na półkę - mogą być uŜyte w kolejnych doświadczeniach.
Zachowanie się miedzi (Cu) w roztworach kwasów
Do trzech probówek wrzucić po 2-3 blaszki miedzi i podziałać na nie roztworami kwasów
o stęŜeniach: HCl 15%, H2SO4 20%, HNO3 20%. Obserwować zachowanie się próbek na zimno
i na gorąco. Zwrócić uwagę na odmienne działanie na miedź kwasów nieutleniających (HCl,
H2SO4) i utleniających (HNO3). Czy miedź roztwarza się we wszystkich kwasach? Dlaczego nie
roztwarza się w kwasach nieutleniających?
Miedź roztwarza się dobrze w kwasie azotowym na gorąco. Dlaczego roztwór poreakcyjny
zabarwia się na niebiesko? Jaki gaz wydziela się i jaką ma barwę? Napisać równanie reakcji,
dobrać współczynniki. Który z substratów jest w tej reakcji utleniaczem, a który reduktorem?
Reakcje identyfikacyjne jonu Cu2+
Otrzymany w reakcji miedzi z HNO3 roztwór azotanu miedzi(II) przelać po połowie do dwóch
innych probówek i rozcieńczyć taką samą ilością wody destylowanej. Do jednej probówki
wkraplać powoli roztwór NaOH. Wytrąca się niebieski, galaretowaty wodorotlenek miedzi (II).
Do drugiej probówki dodać nieco wodorotlenku amonowego, a potem większą porcję tego
odczynnika. Powstający na początku wodorotlenek miedzi(II) rozpuszcza się w nadmiarze
amoniaku, tworząc kompleksowy związek - azotan tetraaminomiedzi(II) o pięknej szafirowej
barwie:
Cu(NO3)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](NO3)2 + 4H2O
Ta bardzo czuła reakcja jest stosowana w analizie jakościowej do wykrywania jonów Cu2+.
Reakcje cynku (Zn) z roztworami kwasów i zasad
Do trzech probówek wrzucić po jednej granulce lub blaszce cynku i podziałać na nie
roztworami o stęŜeniu: HCl 15%, HNO3 20% i NaOH 10%. Cynk dobrze reaguje z roztworami
kwasów juŜ na zimno.
JeŜeli jednak któraś z tych reakcji na zimno zachodzi słabo, roztwór naleŜy ogrzać, aby
uzyskać dość znaczne stęŜenie jonów cynku w roztworze poreakcyjnym. Napisać i zbilansować
reakcje, w których powstają chlorek i azotan cynkowy oraz hydroksocynkan sodowy. O jakich
własnościach cynku świadczy jego roztwarzanie się zarówno w roztworach kwasów, jak i zasad?
Reakcje identyfikacyjne jonu Zn2+
Z otrzymanych roztworów chlorku cynkowego i hydroksocynkanu sodowego odlać po około
3 cm3 roztworu do innych probówek i rozcieńczyć taką samą ilością wody destylowanej. Do
roztworu chlorku cynkowego wkraplać 10% NaOH, natomiast do roztworu hydroksocynkanu
sodowego wkraplać 15% HCl. W obu wypadkach powinien wytrącić się biały osad wodorotlenku
cynku. Napisać równania obydwu reakcji.
Reakcje glinu (Al) z roztworami kwasów i zasad
Do trzech probówek wrzucić po kawałeczku glinu i podziałać na nie roztworami o stęŜeniu:
HCl 15%, HNO3 20% i NaOH 10%.
Obserwować zachowanie się probówek na zimno i na gorąco. Napisać i zbilansować reakcje
roztwarzania się glinu w obydwu kwasach i zasadzie. Która z tych reakcji zachodzi najlepiej?
O jakich własnościach glinu świadczy jego roztwarzanie się zarówno w roztworach kwasów, jak
i zasad? Dlaczego glin roztwarza się słabo w rozcieńczonym kwasie azotowym? W stęŜonym
kwasie azotowym bardzo czysty glin zupełnie nie roztwarza się w skutek pasywacji. Na czym
polega pasywacja glinu w stęŜonym kwasie azotowym?
Reakcje identyfikacyjne jonu Al3+
Z otrzymanych roztworów chlorku glinowego i hydroksoglinianu sodowego odlać po około
3 cm3 do innych probówek i rozcieńczyć taką samą ilością wody destylowanej. Do roztworu
chlorku glinowego wkraplać roztwór NaOH o stęŜeniu 10%, a do roztworu hydroksoglinianu
sodowego roztwór HCl o stęŜeniu 15%. W obu przypadkach powinien wytrącić się biały,
kłaczkowaty osad wodorotlenku glinu. Napisać równania obydwu reakcji. Reakcje wytrącania
wodorotlenku glinowego naleŜy wykonywać bardzo ostroŜnie, poniewaŜ w nadmiarze kwasu lub
zasady wodorotlenek glinowy, jako związek amfoteryczny, rozpuszcza się.
Zachowanie się ołowiu (Pb) w roztworach kwasów
Do dwóch probówek wrzucić po dwie granulki ołowiu i podziałać na nie roztworami kwasów
o stęŜeniu: H2SO4 20%, HNO3 20%. Zbadać zachowanie się ołowiu w tych kwasach najpierw na
zimno, potem na gorąco. Czy w obydwu kwasach ołów się roztwarza? Dlaczego nie roztwarza
się praktycznie w roztworze kwasu siarkowego? Napisać i zbilansować reakcję roztwarzania
ołowiu w kwasie azotowym.
Reakcje identyfikacyjne jonu Pb2+
Otrzymany w reakcji ołowiu z HNO3 roztwór azotanu ołowiu(II), w którym jest znaczne
stęŜenie jonów Pb2+, przelać po połowie do dwóch innych probówek i rozcieńczyć taką samą
ilością wody destylowanej. Do jednej probówki wkraplać HCl o stęŜeniu 15%, a do drugiej
roztwór jodku potasowego (KJ) o stęŜeniu 5%. Powinny wytrącić się cięŜkie osady trudno
rozpuszczalnych soli ołowiu(II) - w pierwszym przypadku biały chlorek ołowiu PbCl2 i w drugim
przypadku Ŝółty jodek ołowiu PbI2. Napisać równania wykonanych reakcji.
Reakcje Ŝelaza (Fe) z roztworami kwasów
Do dwóch czystych probówek wrzucić po dwa Ŝelazne gwoździki (lub kilka opiłków)
i podziałać na nie roztworami kwasów o stęŜeniu: H2SO4 20%, HNO3 20%. Pierwszy roztwór
podgrzać, aby uzyskać odpowiednie stęŜenie jonów Fe2+. W kwasie azotowym Ŝelazo zwykle
roztwarza się juŜ na zimno, jeŜeli jednak na początku reaguje słabo - lekko podgrzać. Dlaczego
obydwa roztwory poreakcyjne róŜnią się barwą? Napisać zachodzące reakcje pamiętając, Ŝe
podczas roztwarzania Ŝelaza w kwasach nieutleniających powstają sole Ŝelaza(II), to jest jony
Fe2+, natomiast roztwarzanie Ŝelaza w utleniającym kwasie azotowym prowadzi zawsze do
utworzenia soli Ŝelaza(III), to jest jonów Fe3+.
Reakcje identyfikacyjne i własności redukujące jonu Fe2+
Otrzymany w reakcji Ŝelaza z H2SO4 roztwór siarczanu Ŝelaza(II) przelać po połowie do
dwóch innych probówek i rozcieńczyć taką samą ilością wody destylowanej. Do pierwszej
probówki wkraplać NaOH o stęŜeniu 10%. Powinien wytrącić się zielonkawy osad wodorotlenku
Ŝelaza(II) - Fe(OH)2. Zapisać reakcję.
Do drugiej probówki wkraplać powoli roztwór nadmanganianu potasowego KMnO4 o stęŜeniu
1%. Dlaczego roztwór KMnO4 w reakcji z jonami Fe2+ odbarwia się? Napisać i zbilansować tę
reakcję redoks w postaci jonowej pamiętając, Ŝe zachodzi ona w środowisku kwaśnym:
Fe2+ + MnO –
4 + ....... = Fe3+ + Mn2+ + ........
Reakcje identyfikacyjne i własności utleniające jonu Fe3+
Otrzymany w reakcji Ŝelaza z HNO3 roztwór azotanu Ŝelaza(III) posłuŜy do wykonania trzech
podanych niŜej reakcji:
a. Do czystej probówki przelać około 3 cm3 roztworu azotanu Ŝelaza(III), rozcieńczyć taką samą
ilością wody destylowanej i wkraplać NaOH o stęŜeniu 10%. Powinien wytrącić się rdzawo-
brązowy osad wodorotlenku Ŝelaza(III) - Fe(OH)3, potocznie nazywany rdzą. Napisać reakcję.
b. Do czystej probówki przelać około l cm3 roztworu azotanu Ŝelaza(III), rozcieńczyć mocno
wodą destylowaną i wkraplać ostroŜnie roztwór tiocyjanianu potasowego KCNS o stęŜeniu
5%. Powstaje rozpuszczalny tiocyjanian Ŝelaza(III) - Fe(CNS)3, który intensywnie zabarwia
roztwór na kolor krwistoczerwony. Napisać reakcję. Ta bardzo czuła reakcja jest stosowana
w analizie jakościowej do wykrywania jonów Fe3+.
c. Do czystej probówki przelać około 2 cm3 roztworu azotanu Ŝelaza(III), rozcieńczyć taką samą
ilością wody destylowanej i wkraplać ostroŜnie roztwór jodku potasowego KI o stęŜeniu 5%.
W reakcji tej, wskutek utleniającego działania jonów Ŝelaza(III) na jony jodkowe, wydziela się
wolny jod, który zabarwia roztwór na kolor ciemnobrązowy. Napisać i zbilansować w postaci
jonowej tę bardzo prostą reakcję redoks.