II часть контрольного задания

Пусть ваше задание по II части сформулировано следующим образом: «Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте алюминия с раствором сульфида лития. Обосновать возможность их протекания».

а) Сначала рассмотрим металл. В нашем случае это алюминий. Какой это металл по активности? Из школьного курса вы знаете, что Al, также как щелочные и щелочноземельные металлы, относятся к активным металлам. А это значит, что он на воздухе обязательно будет реагировать с кислородом воздуха, т.е. будет покрыт оксидной пленкой Al₂O₃. Таким образом, при рассмотрении процессов, происходящих в нашей системе, необходимо учитывать наличие не только самого металла, но и его оксидной пленки. Следовательно, прежде чем рассматривать реакции с участием алюминия, необходимо рассмотреть реакции с участием его оксида. Для этого следует определить его свойства. Из «Опорного конспекта лекций по химии», стр. 23, вы узнаете, что оксид алюминия обладает амфотерными свойствами.

В результате по рассматриваемому заданию у нас есть следующая информация:

– активный металл Al;

– на этом металле имеется оксидная пленка Al₂O₃;

– оксид алюминия обладает амфотерными свойствами, т.е. способен реагировать либо с сильными основаниями (щелочами), либо с сильными кислотами.

б) Далее рассмотрим раствор соли. В нашем случае это сульфид лития и вода: Li₂S + H₂О. Что это за соль? Данная соль, образована сильным основанием (LiOH) и слабой кислотой (H₂S). А такие соли в воде подвергаются гидролизу («Опорный конспект лекций по химии», стр. 131-134):

Li₂S + H₂О LiHS + LiOH

В случае таких солей, также как и в случае солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз практические идет только по первой ступени. Кроме того, не будем забывать, что гидролиз во многих случаях, и в нашем тоже, является обратимым процессом. Об этом свидетельствуют противоположно направленные стрелки. Давайте запишем процесс гидролиза в ионном виде. В отличие от записи реакции в молекулярной форме(см. ранее), такая запись реакции дает нам возможность более наглядно определить характер среды, образующейся в результате гидролиза (иногда говорят «определить реакцию среды»). В нашем случае запись реакции в ионном виде (ионной форме) запишется так:

Li⁺ + S^2- + H₂O Li⁺ + HS^- + Li⁺ + OH^- , рН > 7

в сокращенном ионном виде:

S^2- + H₂O HS^- + OH^-

Примечание. Для правильной записи реакции в ионном виде следует вспомнить, что малодиссоциирующие соединения (в нашем случае H₂O), а также слабые кислоты, слабые основания и их остатки (в нашем случае HS^-) на ионы не раскладываются.

Из записи реакции в ионном виде наглядно видно, что в результате гидролиза соли Li₂S в продуктах реакции наблюдается появление гидроксид–ионов OH^-, т.е. среда становится щелочной. Используя водородный показатель можно записать, что в нашем случае pH>7.

в) Далее нам следует рассмотреть: как будет вести себя оксидированный с поверхности алюминий, когда он будет находиться в контакте с частично гидролизованным сульфидом лития в щелочной среде.

Зная, что амфотерные оксиды взаимодействуют с сильными основаниями (а LiOH – одно из них) образуя соль и воду, запишем:

Al₂O₃ + LiOH LiAlO₂ + H₂O

Таким образом, оксидная пленка может раствориться.

С чем теперь может взаимодействовать Al? Кислоты нет, по сравнению с Li он менее активен (см. ряд активности, «Опорный конспект лекций по химии», стр. 140), т.е. не может вытеснить литий из его солей. Остается вода. Из школьного курса химии мы знаем, что активные металлы способны вытеснять водород из воды:

2Al + 6H₂O 2Al(OH)₃ + 3H₂↑

Давайте докажем, что в нашем случае, т.е. в условиях щелочной среды, такая окислительно-восстановительная реакция действительно будет происходить. (Об окислительно-восстановительных реакциях см. «Опорный конспект лекций по химии», стр. 135-141). Для этого запишем для этой реакции процессы окисления и восстановления:

Затем, возьмем численные данные по стандартным окислительно-восстановительным потенциалам (Е⁰ или φ⁰), характеризующие указанные процессы. Эти данные есть во многих учебниках или учебных пособиях по химии (см. также «Опорный конспект лекций по химии», стр. 159). Для алюминия это потенциал Е^о равен -1,66 (В), для водорода в щелочной среде потенциал Е^о равен -0,83 (В). Данное значение Е^о для водорода получаем, используя уравнение Нернста («Опорный конспект лекций по химии», стр. 141). Поскольку LiOH – сильное основание (щелочь), то значение рН будет не просто больше 7, а значительно больше, поскольку в результате гидролиза Li₂S среда будет сильнощелочной, рН = 10 14. Возьмем величину рН=14, подставив ее в уравнение

Реакция способная протекать самопроизвольно, если разность потенциалов ΔЕ, характеризующих процесс восстановления и окисления (ЭДС реакции), будет больше нуля. В нашем случае:

DЕ = -0,83 – (-1,66) = 0,83 (В)

Вывод: алюминий в щелочной среде способен вытеснить водород из воды. В результате данной окислительно-восстановительной реакции, наряду с водородом, образуется и гидроксид алюминия Al(OH)₃, который, как и оксид алюминия Al₂O₃, обладает амфотерными свойствами.

В дальнейшем, гидроксид алюминия будет взаимодействовать со щелочью, которая есть в нашей системе:

Al(OH)₃ + LiOH LiAlO₂ + H₂O

Примечание. Гидроксид алюминия является промежуточным соединением. Его не следует указывать в конечных продуктах.

Теперь нам остается подвести итоги и написать заключительную реакцию. В левой и правой части оставим только те вещества, которые принимали участие в реакциях и образовались в результате рассмотренных взаимодействий:

2Al + 2Li₂S + 4H₂O = 2LiHS + 2LiAlO₂ + 3H₂↑

Примечание. Воду записываем только в левой части реакции (где ее больше).

Таким образом в окружающую среду в качестве конечных продуктов поступят: гидросульфид лития, метаалюминат литияи водород. Не забудем также, что среда в этом месте будет щелочной(в данном случае гидролиз – обратимый процесс, при расходовании LiOH новые порции соли Li₂S будут гидролизоваться с образованием того же LiOH).

Заключение по II части контрольного задания

По указанному алгоритму следует рассматривать все контрольные задания II части, которые вы получили. Следует, конечно, понимать, что в каких-то заданиях в результате гидролиза среда может получиться кислой (pH<7), и тогда не только оксид, но и сам металл будет способен растворяться в кислоте. В необходимых случаях реальность такой возможности следует проверить, используя ЭДС реакции. Следует помнить, что если вам в подобном задании дан активный металл (Al, Zn и т.д.) и соль менее активного металла (Cu, Fe и т.д.), то после растворения оксидной пленки активный металл сначала вытеснит менее активный из его соли (см. ряд активности металлов: «Опорный конспект лекций по химии», стр. 140). Будет ли вытесненный неактивный металл далее с чем-то взаимодействовать – зависит от состава кислотной среды. Если среда – раствор азотной кислоты, то будет, если среда – растворы серной, соляной и других сильных кислот, то необходимо предварительно вычислить ЭДС окислительно-восстановительных реакций, как было показано ранее.