Какие оксиды не растворяются в воде. VI. Реакции растворения оксида в металле. Результаты исследования и их обсуждение

Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода в степни окисления – 2 и какого-нибудь другого элемента.

могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма распространён в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ – это оксиды.

Они бывают солеобразующими и несолеобразующие.

Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В результате химических реакций можно получать и другие соли:

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N 2 O, NO.

Солеобразующие оксиды в свою очередь бывают 3-х типов: основными (от слова « основание» ), кислотными и амфотерными.

Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. К основным оксидам относятся, например, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO и т.д.

Химические свойства основных оксидов

1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4 .

3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Реагируют с амфотерными оксидами:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2 .

Если в составе оксидов в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность (обычно проявляют от IV до VII), то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды, относящие к классу кислот. Это, например, CO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 3 , Cl 2 O 5 , Mn 2 O 7 и т.д. Кислотные оксиды растворяются в воде и щелочах, образуя при этом соль и воду.

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 .

Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO 2 и др.).

2. Реагируют с основанными оксидами с образованием соли:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

В состав амфотерного оксида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка ZnO может быть как основанием, так и кислотой (Zn(OH) 2 и H 2 ZnO 2). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства.

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль – цинкат натрия и воду:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:

ZnO + 2 NaOH + H 2 O => Na 2 .

Координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц: атомов или инов в молекуле или кристалле . Для каждого амфотерного металла характерно свое координационное число. Для Be и Zn – это 4; Для и Al – это 4 или 6; Для и Cr – это 6 или (очень редко) 4;

Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.

Остались вопросы? Хотите знать больше об оксидах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Сера и её соединения.

Оборудование, реактивы:

Сера (мелкие кусочки), сера (порошок), железо восстановленное, сульфит натрия сухой, концентрированная серная кислота, медь, гидроксид натрия, фенолфталеин, фуксин, сахар, перманганат калия кристаллический, спирт, оксид меди (II).

Пробирки больших - 5 шт, маленьких - 6 шт, штатив под пробирки, штатив сборный, ступка и пестик, маленький тигель, маленькая колба с газоотводной трубкой и капельной воронкой, стакан маленький, стеклянные палочки для перемешивания, колбы, вата, фарфоровые чашки, плитка электрическая.

Сера и её свойства

Особенности плавления серы.

В пробирку на 1/3 ее объема кладут мелкие кусочки серы (серный цвет для этих целей менее пригоден, так как при его плавлении наблюдается сильное вспенивание). Пробирку с серой нагревают до расплавления серы (119 "С). При дальнейшем нагревании сера темнеет и начинает загустевать (максимальное загустевание при 200"С). В этот момент пробирку на мгновение опрокидывают отверстием вниз, и сера не выльется. Еще при более сильном нагревании сера снова разжижается, а при 445"С кипит. Кипящую серу выливают в стакан или кристаллизатор с водой, делая при этом пробиркой круговое движение. В воде застывает пластическая сера. Если вынуть ее из воды (при помощи стеклянной палочки), то она растягивается подобно резине.

Реакция соединения серы и железа.

а) Опыт проводят в пробирке. Сначала готовят смесь веществ в соотношении 7: 4

(Аr(Fe): Аr(S) = 56: 32). Например, достаточно взять 3,5 г железа и 2 г серы. В полученной смеси различимы отдельные частицы серы, железа и цвет этих веществ. Если немного смеси бросить в стакан с водой, то сера всплывает (не смачивается водой), а железо тонет (смачивается водой).

Смесь можно разделить магнитом. Для этого к смеси на часовом стекле или стеклянной пластине, покрытой бумагой, подносят магнит, который притягивает железо, сера остается на часовом

стекле. Смесь переносят в пробирку, которую закрепляют в лапке штатива слегка наклонно и нагревают. Достаточно добиться начала реакции (раскаления докрасна) в одном месте смеси в - и реакция продолжается сама собой (процесс экзотермический). Для извлечения полученного сульфида железа разбивают пробирку. Итак, из двух веществ, если они были взяты в количествах, соответствующих расчетам, получилось одно вещество, имеющее свойства, отличающиеся от свойств исходных веществ.

Возможные неполадки при проведении опыта

1. Для опыта надо брать только восстановленное железо. При использовании обычных опилок реакция не идет, так как каждая крупинка их покрыта тончайшей пленкой оксидов железа, которая

мешает соприкосновению железа с серой.

2. Реакция не пойдет или будут наблюдаться только отдельные вспышки, если смесь плохо перемешана и нет достаточного контакта серы с железом.

3. Реакция не пойдет, если крупинки железа очень велики, следовательно, поверхность соприкосновения его с серой мала.

Оксид серы (IV) и сернистая кислота.

Получение оксида серы (IV) .

а) Колбу с твердым сульфитом натрия закрывают пробкой с капельной воронкой. При приливании концентрированной серной кислоты (кислоту надо приливать по каплям. Когда наблюдается

сильное выделение газа, то приливание кислоты прекращают) выделяется оксид серы (IV). Реакция идет без нагревания.

б) К меди (стружки, опилки или проволока) приливают концентрированную серную кислоту и нагревают. Собирают оксид серы (IV) вытеснением воздуха.

Растворение оксида серы (IV) в воде.

Поставить цилиндр отверстием вверх и заполнить его оксидом серы (IV). Полноту заполнения контролируют как и с углекислым газом горящей лучиной. Цилиндр закрывают стеклянной

пластиной и отверстием вниз опускают в кристаллизатор с водой. При покачивании цилиндра вода постепенно заходит в него. Растворимость оксида серы (IV) в воде очень велика и при комнатных условиях равна в среднем 40 объемам газа на 1 объем воды, что составляет приблизительно 10% по массе. Большая растворимость всегда позволяет учащимся делать вывод, что в таком случае между растворяющимся газом и растворителем происходит химическая

реакция.

Химические свойства сернистой кислоты .

В склянку наливают 100 - 150 мл воды и пропускают в течение нескольких минут оксид серы (IV) так, чтобы раствор имел сильный запах. Такую склянку закрывают пробкой.

а) 1/3 объема пробирки заполняют водой, подкрашенной фуксином. Добавляют к подкрашенной воде сернистую кислоту и размешивают раствор. Сернистая кислота дает бесцветный раствор с органическими красителями. Нагревают раствор до кипения. Окраска фуксина снова восстанавливается. Почему?

Свойства оксидов

Оксиды - это сложные химические вещества, представляющие собой химические соединения простых элементов с кислородом. Они бывают солеобразующими и не образующие соли . При этом солеобразующие бывают 3-х типов: основными (от слова "основание"), кислотными и амфотерными .
Примером окислов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) - представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере. CO (окись углерода) - газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом. Существуют и другие окислы, не образующие соли. Теперь разберём подробнее каждый вид солеобразующих окислов.

Основные оксиды

Основные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным относятся следующие:
K 2 O (окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окись железа 2-валентного).

Рассмотрим химические свойства оксидов на примерах

1. Взаимодействие с водой:
- взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H 2 O→ Ca(OH) 2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:
- взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O (Кристаллы этого вещества CaSO 4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO 2 → CaCO 3 (Это вещество известно всем - обычный мел!)

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами.

Примерами кислотных окислов могут быть:

CO 2 (всем известный углекислый газ), P 2 O 5 - оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора), SO 3 - триокись серы - это вещество используют для получения серной кислоты .

Химическая реакция с водой

CO 2 +H 2 O→ H 2 CO 3 - это вещество - угольная кислота - одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для "пузырьков" газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков.

Реакция с щелочами (основаниями):

CO 2 +2NaOH→ Na 2 CO 3 +H 2 O- образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название - кальцинированная сода или стиральная сода, - отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую!

Реакция с основными оксидами:

CO 2 +MgO→ MgCO 3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

Амфотерные оксиды

Амфотерные оксиды - это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами ) и основаниями (или основными оксидами ). Наиболее частое применение слово "амфотерный" в нашем случае относится к оксидам металлов .

Примером амфотерных оксидов могут быть:

ZnO - окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al 2 O 3 - окись алюминия (называют еще "глинозёмом").

Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:

Реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H 2 CO 3 → ZnCO 3 + H 2 O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде.

Реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH→ Na 2 ZnO 2 +H 2 O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.

Получение оксидов

Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды . Например, если раскалённое железный прутик, да и не только железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, - вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO:

2Fe+O 2 → 2FeO

Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами. Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка

2Zn+O 2 → 2ZnO

Горение угля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа

2C+O 2 → 2CO - образование угарного газа.

C+O 2 → CO 2 - образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом угарный газ окисляется, превращаясь в углекислый газ.

Получение оксидов можно осуществить другим способом - путём химической реакции разложения . Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов :

Fe(OH) 2 → FeO+H 2 O

Твёрдый оксид алюминия - минерал корунд Оксид железа (III). Поверхность планеты Марс имеет красновато-оранжевый цвет из-за наличия в грунте оксида железа (III). Твёрдый оксид алюминия - корунд

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 +3H 2 O,
а также при разложении отдельных кислот:

H 2 CO 3 → H 2 O+CO 2 - разложение угольной кислоты

H 2 SO 3 → H 2 O+SO 2 - разложение сернистой кислоты

Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании:

CaCO 3 → CaO+CO 2 - прокаливанием мела получают окись кальция (или негашенную известь) и углекислый газ.

2Cu(NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 - в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO 2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).

Ещё одним способом, которым можно осуществить получение окислов - это окислительно-восстановительные реакции

Cu + 4HNO 3 (конц.)→ Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 (конц.)→ 3SO 2 + 2H 2 O

Оксиды хлора

Молекула ClO 2 Молекула Cl 2 O 7 Закись азота N 2 O Азотистый ангидрид N 2 O 3 Азотный ангидрид N 2 O 5 Бурый газ NO 2

Известны следующие оксиды хлора : Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Все они, за исключением Cl 2 O 7 , имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO 2 , Cl 2 O 6 . Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты :

Так, Cl 2 O - кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.

Cl 2 O + H 2 O→ 2HClO - Хлорноватистая кислота

ClO 2 - кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:

ClO 2 + H 2 O→ HClO 2 + HClO 3

Cl 2 O 6 - тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот:

Cl 2 O 6 + H 2 O→ HClO 3 + HClO 4

И, наконец, Cl 2 O 7 - бесцветная жидкость - кислотный оксид хлора хлорной кислоты:

Cl 2 O 7 + H 2 O→ 2HClO 4

Оксиды азота

Азот - газ, который образует 5 различных соединений с кислородом - 5 оксидов азота . А именно:

N 2 O - гемиоксид азота . Другое его название известно в медицине под названием веселящий газ или закись азота - это бесцветный сладковатый и приятный на вкус на газ.
- NO - моноксид азота - бесцветный, не имеющий ни запаха ни вкуса газ.
- N 2 O 3 - азотистый ангидрид - бесцветное кристаллическое вещество
- NO 2 - диоксид азота . Другое его название - бурый газ - газ действительно имеет буро-коричневый цвет
- N 2 O 5 - азотный ангидрид - синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0 C

Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO - моноксид азота и NO 2 - диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N 2 O не реагируют ни с водой, ни с щелочами. (N 2 O 3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO 2 , которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое вещество азотную кислоту Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота :

Реакция с водой:

2NO 2 + H 2 O→ HNO 3 + HNO 2 - образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO 3 и азотистая кислота.

Реакция с щелочью:

2NO 2 + 2NaOH→ NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - образуются две соли: нитрат натрия NaNO 3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты).

Реакция с солями:

2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.

Получают диоксид азота (NO 2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом :

2NO + O 2 → 2NO 2

Оксиды железа

Железо образует два оксида : FeO - оксид железа (2-валентный) - порошок чёрного цвета, который получают восстановлением оксида железа (3-валентного) угарным газом по следующей химической реакции:

Fe 2 O 3 +CO→ 2FeO+CO 2

Этот основной оксид, легко вступающий в реакции с кислотами. Он обладает восстановительными свойствами и быстро окисляется в оксид железа (3-валентный).

4FeO +O 2 → 2Fe 2 O 3

Оксид железа (3-валентный) - красно-бурый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (может взаимодействовать и с кислотами и со щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что наиболее часто он его используют, как основной оксид .

Есть ещё так называемы смешанный оксид железа Fe 3 O 4 . Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным железняком или магнетитом). Если железо сгорает, то в результате реакции горения образуется окалина, состоящая сразу из двух оксидов: оксида железа (III) и (II) валентные.

Оксид серы

Сернистый газ SO 2

Оксид серы SO 2 - или сернистый газ относится к кислотным оксидам , но кислоту не образует, хотя отлично растворяется в воде - 40л оксида серы в 1 л воды (для удобства составления химических уравнений такой раствор называют сернистой кислотой).

При нормальных обстоятельствах - это бесцветный газ с резким и удушливым запахом горелой серы. При температуре всего -10 0 C его можно перевести в жидкое состояние.

В присутствии катализатора -оксида ванадия (V 2 O 5) оксид серы присоединяет кислород и превращается в триоксид серы

2SO 2 +O 2 → 2SO 3

Растворённый в воде сернистый газ - оксид серы SO 2 - очень медленно окисляется, в результате чего сам раствор превращается в серную кислоту

Если сернистый газ пропускать через раствор щелочи, например, гидроксида натрия, то образуется сульфит натрия (или гидросульфит - смотря сколько взять щёлочи и сернистого газа)

NaOH + SO 2 → NaHSO 3 - сернистый газ взят в избытке

2NaOH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O

Если сернистый газ не реагирует с водой, то почему его водный раствор даёт кислую реакцию?! Да, не реагирует, но он сам окисляется в воде, присоединяя к себе кислород. И получается, что в воде накапливаются свободные атомы водорода, которые и дают кислую реакцию (можете проверить каким-нибудь индикатором!)

3

1 Московский государственный технический университет им. Н.Э. Баумана

2 Первый Московский государственный медицинский университет им. И.М. Сеченова

3 Московский педагогический государственный университет

Вопросы травления оксидных отложений с поверхности сталей, содержащих кобальт и железо, всегда имели практическую значимость и были актуальными. Изучив большое количество материала по данному вопросу, авторы констатируют, что некоторые аспекты проблемы еще не до конца изучены (к ним относятся влияние характеристик растворов электролитов, выявление механизма действия этих факторов). Оксиды кобальта и железа широко используются как катализаторы различных химических процессов (окисление метана и угарного газа, дегидрирование парафинов и др.). Их свойства зависят от особенностей поверхности, которая определяет кинетику растворения оксидов. Проведенные экспериментальные исследования по воздействию минеральных кислот (в частности, H2SO4) на скорость гетерогенной реакции (Со3О4 и Fe3O4 в кислой среде) выявили природу лимитирующей стадии, которая состоит в формировании поверхностных соединений вида – и их последующего перехода в раствор электролита. Также разработан системный анализ кривых растворения оксидов для расчета кинетических параметров: энергии активации и порядков реакции по ионам водорода и сульфат-ионам.

оксид кобальта

оксид железа

кинетика

растворение

моделирование

модель Бартона – Странского

метод Хоугена – Ватсона

1. Бокштейн Б.С., Менделев М.И., Похвиснев Ю.В. Физическая химия: термодинамика и кинетика. – М.: Изд-во «МИСИС», 2012. – 258 с.

2. Батлер Дж. Ионные равновесия. – Л.: Химия, 1973. – 448 с.

3. Дельмон Б. Кинетика гетерогенных реакций. – М.: Мир, 1972. – 555 с.

4. Барре П. Кинетика гетерогенных процессов. – М.: Мир, 1976. – 400 с.

5. Киселев М.Ю. Механизм и кинетика растворения пирита методом электрохимической хлоринации // Известия высших учебных заведений. Горный журнал. – 2010. – № 4. – С. 101–104.

6. Корценштейн Н.М., Самуйлов Е.В. Объемная конденсация при гетерогенных реакциях // Коллоидный журнал. – 2013. – Т. 75, № 1. – 84 с.

7. Колесников В.А., Капустин В.А., Капустин Ю.И., Исаев М.К., Колесников А.В. Оксиды металлов – перспективные материалы для электрохимических процессов // Стекло и керамика. – 2016. – № 12. – С. 23–28.

8. Якушева Е.А., Горичев И.Г., Атанасян Т.К., Изотов А.Д. Изучение кинетики растворения оксидов кобальта (Со3О4, Со2О3) при различных концентрациях H2SO4, HCl, ЭДТА И рН // Волгоград: Тезисы XIX Менд. съезда по общей и прикладной химии. – 2011. – Т. 3 – С. 366.

9. Якушева Е.А., Горичев И.Г., Атанасян Т.К., Лайнер Ю.А. Кинетика растворения оксидов кобальта в кислых средах // Металлы. – 2010. – № 2. – С. 21–27.

10. Якушева Е.А., Горичев И.Г., Атанасян Т.К., Плахотная О.Н., Горячева В.Н. Моделирование кинетических процессов растворения оксидов кобальта и меди в серной кислоте // Вестник МГТУ им. Н.Э. Баумана. Сер. Естественные науки. – 2017. – № 3. – C. 124–134.

Проведенные экспериментальные исследования растворения оксидных фаз позволяют детально описать процессы поведения твердой фазы в кислой среде, объяснить явления, протекающие на поверхности оксидов, с учетом их кислотно-основных характеристик и механизма растворения, провести моделирование топохимических реакций.

Цель исследования состоит в изучении и моделировании процесса растворения Со3О4 и Fe3O4 в серной кислоте.

Материалы и методы исследования

Для исследований брали образцы массой 500 мг с d = 80÷100 мкм. Идентификацию оксидов проводили методами рентгенофазового, ИК- и термоанализами.

Для выяснения механизма растворения твердых образцов оксидов металлов в кислых средах эксперимент проводился в приборе (термостатируемый реактор объемом 0,5 л) для изучения кинетики растворения твердых образцов, исключающем влияние, каких-либо неконтролируемых факторов на изучаемое явление. Температура опыта 363 К. Эксперимент проводился при различных значениях рН и концентрациях минеральной кислоты.

Через определенные промежутки времени проводили отбор проб жидкой фазы из реакционного сосуда стеклянным фильтром Шотта. Концентрацию ионов кобальта определяли спектрофотометрически (спектрофотометр УФ-3100) с помощью роданида аммония, а железа - с помощью о-фенантролина.

Полученные экспериментальные данные по влиянию концентрации кислоты на скорость растворения оксида кобальта Co3O4 и Fe3O4 представлены на рис. 1 (точки - данные эксперимента, линии - результат моделирования). Долю растворенного вещества a рассчитывали по уравнению: a = Dt/D∞.

Рис. 1. а) зависимость доли растворенного оксида Со3О4 от времени при различных концентрациях серной кислоты (моль/л): 1 - 10,0; 2 - 5,93; 3 - 2,97; 4 - 1,0; 5 - 0,57; 6 - 0,12; Т = 363,2 К; б) зависимость доли растворенного оксида Fe3О4 от времени при различных концентрациях серной кислоты (моль/л): 1 - 10,3; 2 - 7,82; 3 - 3,86; 4 - 2,44; Т = 293 К

Результаты исследования и их обсуждение

Расчет кинетических параметров. Был проведен анализ экспериментальных кинетических данных с помощью уравнений гетерогенной кинетики, который позволил определить порядки реакций по различным ионам (ni), удельную скорость растворения (Wi), ее зависимость от концентрации раствора, а также энергии активации реакций (Еа) .

Кинетика гетерогенных реакций базируется на обязательном учете изменения поверхности частиц в процессе растворения во времени, кроме того, как правило, гетерогенные реакции характеризуются постоянством скорости во времени (1) .

В этом случае скорость растворения оксида можно представить уравнением :

где Wi - удельная скорость растворения; f(α) - функция, которая учитывает, как меняется поверхность оксида с течением времени.

Для выяснения механизма растворения и моделирования этого явления брали модель Бартона - Странского (2):

, (2)

где A - константа. Ее значение прямо пропорционально числу активных центров на поверхности одной частицы оксида.

Для нахождения значений переменных W и A использовались методы нелинейного регрессионного анализа и компьютерная программа MathCad.

Таблица 1

Удельная скорость растворения оксидов Co3O4 и Fe3O4 в зависимости от концентрации H2SO4

Из данных таблицы и рис. 2 (точки - экспериментальные данные, линии - результат моделирования по уравнению (3)) следует, что оксид кобальта Co3O4 растворяется быстрее в серной кислоте, чем оксид железа Fe3O4. Порядок реакции по ионам водорода для двух оксидов равен приблизительно 0,5. (все результаты получены на основе модели Бартона - Странского).

Рис. 2. а) зависимость логарифма скорости (lg W) от логарифма концентрации (lg C(H2SO4)) при растворении Со3О4 в серной кислоте; б) зависимость логарифма скорости (lg W) от логарифма концентрации (lg C(H2SO4)) при растворении Fe3O4 в серной кислоте

Полученные данные позволяют описать связь удельной скорости растворения оксидов Со3O4 и Fe3O4 от концентрации H2SO4 обобщенным уравнением

, (3)

где ≡, W0 - константа скорости растворения, K1, K2 - постоянные.

Моделирование механизма растворения оксидов кобальта и железа в неорганической кислоте. Растворение оксидов в кислотах происходит на поверхностных дефектах кристаллической решетки, так называемых активных центрах растворения оксидов, адсорбировавших ионы H+ и ионные пары Н+…А-.

Метод Хоугена - Ватсона позволяет провести моделирование влияния рН и концентрации кислот на скорость растворения оксидов .

В этом случае скорость растворения оксидов кобальта и железа будет выражаться уравнением :

Предположительно на поверхности оксидов образуются частицы гидроксокомплексов металлов такого же состава, что и находящиеся в растворе. Для расчета концентрации гидроксокомплексов использовали уравнения материального баланса в реакциях гидролиза по ионам водорода, кобальта и железа; уравнения гидролиза по всем ступеням для расчета констант гидролиза . Метод Хоугена - Ватсона предполагает, что зависимость концентрации ионов на поверхности оксидов и в растворе подчиняется изотерме Ленгмюра, что позволяет связать поверхностную и объемную концентрации ионов (уравнение (5)).

Зависимость удельной скорости растворения оксидов кобальта Со3О4 и Fe3O4 в разбавленной серной кислоте выражается уравнениями (5-7).

Концентрацию ионов и можно выразить через общую концентрацию ионов Co3+ и Fe3+, если установлено их содержание в растворе. В этом случае и . Тогда скорость равна

Если проводить моделирование процесса растворения оксида и принять, что ионы и выступают в качестве поверхностно-активных частиц, то зависимость скорости процесса от концентрации ионов будет выглядеть следующим образом (a1 - количество ионов в растворе).