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
położenie 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 leży 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.
Jeżeli rozpatrujemy zachowanie się metali w roztworach kwasów, należy brać pod uwagę dwa
czynniki:
− położenie 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 stężony, jak i rozcieńczony HNO3 oraz stężony H2SO4.
Kwasy nieutleniające roztwarzają tylko metale znajdujące się na lewo od wodoru w szeregu
napięciowym, ponieważ 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, że 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 można 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, ponieważ 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 również i te, które leżą na prawo od wodoru. Tylko bardzo
szlachetne metale, takie jak złoto czy platyna, nie roztwarzają się w silnie utleniającym kwasie
azotowym.
Należy podkreślić, że 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 stężonego kwasu siarkowego - dwutlenek siarki. Poniżej podano
przykładowo kilka reakcji roztwarzania metali w kwasach utleniających (rozcieńczony i stężony
HNO3, stężony H2SO4, woda królewska będąca mieszaniną stężonych kwasów HCI i HNO3):
a. Miedź roztwarza się dobrze w rozcieńczonym kwasie azotowym na gorąco. Gazowymi
produktami reakcji są wszystkie wymienione wyżej 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 stężony 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 żelaza Fe3+.
W cząsteczkowym zapisie reakcji produktem będzie sól - azotan żelaza (III). W zależności od
stężenia użytego kwasu azotowego, reakcje można zapisać:
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
d. Stężony 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, żelazo 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, że
metal staje się wtedy odporny na działanie czynników chemicznych i nie zachowuje się tak, jak
by to wynikało z jego położenia w szeregu napięciowym metali. Od grubości tej warstewki
tlenkowej i jej własności fizykochemicznych zależy stopień pasywacji metalu. Pasywację może
wywołać już tlen atmosferyczny, a wyraźnie zachodzi ona pod wpływem działania kwasów
utleniających, na przykład stężonego 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 położenia
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 zbliżony
do potencjału srebra (+0,8 V).
Pasywność niektórych metali udziela się również ich stopom, na przykład stopom żelazo-
chromowym (ferrochrom).
Pasywacja metali ma duże znaczenie praktyczne - to właśnie dzięki pasywacji można na
przykład stężony, bardzo czysty kwas siarkowy przechowywać w cysternach żelaznych,
a stężony kwas azotowy w aluminiowych.
Amfoteryczność metali
Niektóre metale wykazujące tzw. amfoteryczność, roztwarzają się nie tylko w roztworach
kwasów, ale również 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, można wytrącić z niego wodorotlenek glinowy:
NaAl(OH)4 + HCl = Al(OH)3 + NaCl + H2O
Z kolei wodorotlenek glinowy, jako wodorotlenek amfoteryczny, można rozpuścić
w roztworze mocnego kwasu lub zasady. Jeżeli 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 również takie metale jak cynk, ołów, cyna. Roztwarzają się
one także, aczkolwiek znacznie słabiej niż glin, w stężonych 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 stężonym 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, żelazo - gwoździki lub opiłki, roztwory o stężeniu: 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 należy
brać zbyt dużej objętości odczynników. Łączna objętość roztworu nie powinna przekraczać 1/3
probówki. Roztwór kwasu lub zasady należy wlewać do probówki nad zlewem. Należy zbadać,
czy probówki mające być użyte 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 można 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
stężeniach, przy czym roztwory te ogrzewamy do temperatury bliskiej wrzenia - dlatego podczas
wykonywania doświadczeń należy zachować szczególną ostrożność.
Probówkę z roztworem podczas ogrzewania należy lekko potrząsać - zapobiega to przegrzaniu
i wypryśnięciu roztworu. Wylot probówki podczas ogrzewania musi być skierowany tak, by nie
zagrażał oczom wykonującego doświadczenie i osób będących w pobliżu. Dla ochrony oczu
należy stosować okulary ochronne. Stężonych kwasów w żadnym wypadku nie wolno ogrzewać
w probówkach.
Resztek metali po doświadczeniach nie wolno wyrzucać do zlewów, jedynie do kubłów lub
wiader stojących przy zlewie. Jeżeli użyte w doświadczeniach blaszki metali są jeszcze
w dobrym stanie, to po wylaniu roztworów należy je wyjąć z probówek, wypłukać wodą
i odłożyć na półkę - mogą być użyte 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 stężeniach: 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 stężeniu: HCl 15%, HNO3 20% i NaOH 10%. Cynk dobrze reaguje z roztworami
kwasów już na zimno.
Jeżeli jednak któraś z tych reakcji na zimno zachodzi słabo, roztwór należy ogrzać, aby
uzyskać dość znaczne stężenie 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 stężeniu:
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 stężonym
kwasie azotowym bardzo czysty glin zupełnie nie roztwarza się w skutek pasywacji. Na czym
polega pasywacja glinu w stężonym 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 stężeniu 10%, a do roztworu hydroksoglinianu
sodowego roztwór HCl o stężeniu 15%. W obu przypadkach powinien wytrącić się biały,
kłaczkowaty osad wodorotlenku glinu. Napisać równania obydwu reakcji. Reakcje wytrącania
wodorotlenku glinowego należy wykonywać bardzo ostrożnie, ponieważ 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 stężeniu: 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
stężenie jonów Pb2+, przelać po połowie do dwóch innych probówek i rozcieńczyć taką samą
ilością wody destylowanej. Do jednej probówki wkraplać HCl o stężeniu 15%, a do drugiej
roztwór jodku potasowego (KJ) o stężeniu 5%. Powinny wytrącić się ciężkie osady trudno
rozpuszczalnych soli ołowiu(II) - w pierwszym przypadku biały chlorek ołowiu PbCl2 i w drugim
przypadku żółty jodek ołowiu PbI2. Napisać równania wykonanych reakcji.
Reakcje żelaza (Fe) z roztworami kwasów
Do dwóch czystych probówek wrzucić po dwa żelazne gwoździki (lub kilka opiłków)
i podziałać na nie roztworami kwasów o stężeniu: H2SO4 20%, HNO3 20%. Pierwszy roztwór
podgrzać, aby uzyskać odpowiednie stężenie jonów Fe2+. W kwasie azotowym żelazo zwykle
roztwarza się już na zimno, jeżeli jednak na początku reaguje słabo - lekko podgrzać. Dlaczego
obydwa roztwory poreakcyjne różnią się barwą? Napisać zachodzące reakcje pamiętając, że
podczas roztwarzania żelaza w kwasach nieutleniających powstają sole żelaza(II), to jest jony
Fe2+, natomiast roztwarzanie żelaza w utleniającym kwasie azotowym prowadzi zawsze do
utworzenia soli żelaza(III), to jest jonów Fe3+.
Reakcje identyfikacyjne i własności redukujące jonu Fe2+
Otrzymany w reakcji żelaza z H2SO4 roztwór siarczanu żelaza(II) przelać po połowie do
dwóch innych probówek i rozcieńczyć taką samą ilością wody destylowanej. Do pierwszej
probówki wkraplać NaOH o stężeniu 10%. Powinien wytrącić się zielonkawy osad wodorotlenku
żelaza(II) - Fe(OH)2. Zapisać reakcję.
Do drugiej probówki wkraplać powoli roztwór nadmanganianu potasowego KMnO4 o stężeniu
1%. Dlaczego roztwór KMnO4 w reakcji z jonami Fe2+ odbarwia się? Napisać i zbilansować tę
reakcję redoks w postaci jonowej pamiętając, że zachodzi ona w środowisku kwaśnym:
Fe2+ + MnO –
4 + ....... = Fe3+ + Mn2+ + ........
Reakcje identyfikacyjne i własności utleniające jonu Fe3+
Otrzymany w reakcji żelaza z HNO3 roztwór azotanu żelaza(III) posłuży do wykonania trzech
podanych niżej reakcji:
a. Do czystej probówki przelać około 3 cm3 roztworu azotanu żelaza(III), rozcieńczyć taką samą
ilością wody destylowanej i wkraplać NaOH o stężeniu 10%. Powinien wytrącić się rdzawo-
brązowy osad wodorotlenku żelaza(III) - Fe(OH)3, potocznie nazywany rdzą. Napisać reakcję.
b. Do czystej probówki przelać około l cm3 roztworu azotanu żelaza(III), rozcieńczyć mocno
wodą destylowaną i wkraplać ostrożnie roztwór tiocyjanianu potasowego KCNS o stężeniu
5%. Powstaje rozpuszczalny tiocyjanian żelaza(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 żelaza(III), rozcieńczyć taką samą
ilością wody destylowanej i wkraplać ostrożnie roztwór jodku potasowego KI o stężeniu 5%.
W reakcji tej, wskutek utleniającego działania jonów żelaza(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.