1.Отношение металлов к воде.

Вода взаимодействует с наиболее активными металлами в качестве окислителя, при этом образуется водород согласно следующему уравнению:

2 H₂O + 2 e ® H₂ + 2 OH^–

Электродный потенциал этого процесса, т.е. при образовании водорода из воды, вычисленный по формуле Нернста для концентрации ионов водорода 10^–7моль/л (нейтральная среда), равен Е° = –0,41 В. Следовательно, вода теоретически может окислять только те металлы, у которых значения электродных потенциалов Е° < – 0,41 В. Этому условию удовлетворяют металлы, стоящие в начале ряда напряжений. Однако, многие из этих активных металлов в обычных условиях являются вполне устойчивыми по отношению к воде. Главная причина их устойчивости состоит в том, что они покрыты прочными оксидными плёнками. Например, алюминий защищён плёнкой, состоящей из оксида алюминия Аl₂О₃.

Особенно легко реагируют с водой щелочные и щелочноземельные металлы, которые покрыты рыхлой и легко растворяющейся в воде оксидной плёнкой.

ПРИМЕР 1. Металлический калий, помещённый в воду, быстро лишается оксидной

плёнки:

K2O + H2O ® 2 KOH K2O + H2O ® 2 K+ + 2 OH–

Далее металл реагирует с водой 2K + 2 H₂O = 2 KOH + H₂

Для того, чтобы составить это уравнение, применяется электронно–ионный баланс:

Восстановитель 2 | K ® K+ + e Окислитель 1 | 2 H2O + 2 e ® H2 + 2 OH–________ 2 K + 2 H2O ® 2 K+ + H2 + 2 OH–

Металлические калий, натрий и другие щелочные металлы приходится даже хранить под керосином.

2. ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДНЫМ РАСТВОРАМ ЩЕЛОЧЕЙ.

В тех случаях, когда металл защищён оксидной плёнкой, имеющей амфотерный характер (или кислотный), то в начале растворяется плёнка в результате взаимодействия оксида со щёлочью. А далее металл или реагирует с водой, или нет в зависимости от соотношения электродных потенциалов металла и водорода из воды (для данной щелочной среды). Следовательно, процесс растворения металла в щёлочи является многостадийным. ПРИМЕР 2. Растворение алюминия в водном растворе гидроксида калия.

1 стадия – снимается защитная оксидная плёнка, проявляющая амфотерный характер:

Al2O3 + 3 H2O + 2 KOH ® 2 K [AL(OH)4] AL2O3 + 3 H2O +2 K + + 2 OH – ® 2 K+ + 2 [AL(OH)4] – AL2O3 + 3 H2O +2 OH – ® 2 [AL(OH)4]

2 стадия – идёт окислительно–восстановительная реакция алюминия с водой (стандартный электродный потенциал алюминия Е° = –1,66В):

2 AL + б H₂O ® 2 АL(ОН)₃ ¯ + 3 Н₂

2 | AL + 3 ОН – ® АL(ОН)з + 3 е 3 | 2 Н2O + 2 е ® Н2 + 2 ОН –

2 AL + б ОН ^– + б Н₂O ® 2 AL(OH)₃ + 3 Н₂ + 6 ОН

3 стадия – взаимодействие образовавшейся плёнки из нерастворимого гидроксида AL(OH)₃, имеющего амфотерный характер, со щёлочью КОН:

AL(OH)3¯ + КОН ® K[AL(OH)4] AL(OH)3 + К+ + ОН – ® К+ + [AL(OH)4]–

Далее повторяется 2 стадия, т.е. обнажившийся металл вновь взаимодействует с водой, затем – 3 стадия и т.д. до полного растворения металла.

В итоге процесс взаимодействия алюминия со щёлочью можно выразить суммарным уравнением: 2 AL + 2 КОН + 6 Н₂О ® 2 K[AL(OH)₄] + 3 H₂

Таким образом, в водных растворах щелочей у многих металлов растворяются защитные оксидные плёнки, имеющие амфотерный характер (ZnO, Ga₂О₃, SnO₂ и др.), а также те оксидные плёнки, которые проявляют кислотный характер, например, плёнка WO₃ (на металле вольфрам). Далее очищенный металл проявляет своё химическое отношение к водному раствору щёлочи в зависимости от его свойств.