2. Реакции, не сопровождающиеся выделением водорода

К реакциям такого типа относится взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Особенностью их является то, что окислительные свойства эти кислоты проявляют не за счет ионов Н⁺, а за счет атомов азота (N⁺⁵) и атомов серы (S⁺⁶). Поэтому водород в этих реакциях не выделяется, и реагировать с этими кислотами могут и металлы, стоящие в ряду активности после водорода. Рассмотрим реакции с этими кислотами подробнее.

Азотная кислота – НNО₃ − один из энергичнейших окислителей. Почти все металлы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия) растворяются в ней, превращаясь в соли (нитраты), а некоторые металлы − в оксиды. Кислота при этом может восстанавливаться до различных продуктов:

N⁺⁴О₂; N⁺²О; N₂⁺¹О; N₂^о ; N^-3Н₄Nо₃ (N^-3Н₃).

Глубина восстановления кислоты металлом зависит от концентрации кислоты и активности металла. Чем выше концентрация кислоты, тем менее глубоко она восстанавливается. Так, концентрированная НNO₃ восстанавливается, преимущественно, в оксид NO₂ − бурый газ (независимо от активности металла).

Пример:

Cu^o + 4HN⁺⁵O_{3 (конц.)} ® Cu⁺²(NO₃)₂ + 2N⁺⁴ O₂ + 2H₂O

Сuo - 2ê = Cu+2		1
	2
N+5 + 1ê = N+4		2

Следует отметить, что концентрированная НNО₃ пассивирует некоторые металлы (Fе, Сr, Аl и др.). Переход активных металлов в пассивное состояние объясняется образованием на их поверхности плотной оксидной пленки, устойчивой к дальнейшему действию кислоты и других окислителей.

При взаимодействии разбавленной НNО₃ с малоактивными металлами, стоящими в ряду активности вблизи от Н (как слева, так и справа), например, Cu, Pb, Sn и др., образуется оксид азота(II) − NО. В случае более активных металлов Fе, Zn и др. − образуется оксид азота(I) – N₂O. Сильно разбавленная кислота взаимодействует с активными металлами (например, Мg, Аl), восстанавливаясь до NН₃, который с кислотой образует соль NH₄NО₃ (нитрат аммония)

Примеры:

Cu + HNO_{3 (разб.)} ® Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Fe + HNO_{3 (разб.)} ® Fe(NO₃)₃ + N₂O + H₂O

Mg+ HNO_{3 (разб.)} ® Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Приведенные схемы реакций предлагается разобрать студентам, на основании электронных уравнений процессов расставить коэффициенты (по методу электронного баланса).

Необходимо обратить внимание на то, что если металлы могут проявлять разные степени окисления, то в реакции с азотной кислотой образуется соль с более высокой степенью окисления (например, Fе⁺³), что можно подтвердить соответствующими качественными реакциями (см. стр.9).

Концентрированная серная кислота окисляет металлы, стоящие в ряду активности до серебра включительно. Продуктами ее восстановления могут быть (в зависимости от активности металла и температуры):

S⁺⁴O₂ ; S^o; Н₂S^-2.

Малоактивные металлы (стоящие в ряду активности вблизи водорода, как до, так и после) восстанавливают кислоту до SO₂:

Cu^o + 2H₂S⁺⁶O_4(конц.) ® Cu⁺² SO₄ + S⁺⁴O₂­+ H₂O

Сuo - 2ê = Cu+2		1
	2
S+6 + 2ê = S+4		1

При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO₂, так и свободная сера, и сероводород:

t^o

Zn + H₂SO_4(конц.) ® ZnSO₄ + S¯+ H₂O

Mg + H₂SO_4(конц.) ® MgSO₄ + H₂S­ + H₂O

Студентам предлагается самим записать электронные уравнения процессов окисления и восстановления и расставить коэффициенты по методу электронного баланса.

Концентрированная серная кислота (концентрация которой близка к 100%), подобно концентрированной азотной, пассивирует некоторые металлы (Fе, Аl, Ni, Co и др.)

пример:

Fe + 3H₂SO_4(конц.) ® Fe₂O₃ + 3SO₂ + 3H₂O

Действие щелочей на металлы

Щелочи взаимодействуют с некоторыми металлами р-семейства (Аl, Gа, In, Рb, и др.) и d-семейства (Zn, Сr, и др.) с выделением водорода и образованием солей. В разбавленных растворах щелочей образуются комплексные соли

Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂­

цинкат натрия

или Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­

Na₂[Zn(OH)₄] − тетрагидроксоцинкат натрия.

Из металлов s-семейства только бериллий растворяется в щелочи:

Be + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Be (OH)₄] + H₂­

Na₂[Be (OH)₄] − тетрагидроксобериллат натрия.

Выше приведенные реакции характерны для металлов, оксиды и гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства.

Свойства оксидов и гидроксидов металлов

Оксиды металлов имеют, преимущественно, основной характер. Лишь некоторые из них проявляют амфотерные свойства. Реагируют с водой лишь оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, образуя растворимые в воде гидроксиды (NаОН, КОН, Ва(ОН)₂ и др.), которые являются очень сильными основаниями и называются щелочами.

Большинство же оксидов металлов непосредственно с водой не реагирует, соответствующие им гидроксиды получают косвенным путем (при взаимодействии щелочей с солями металлов); они нерастворимы в воде и являются слабыми основаниями, например, Fе(ОН)₃, Сu(ОН)₂, Ni(ОН)₂, Со(ОН)₂ и др.

Гидроксиды, проявляющие как свойства оснований, так и свойства кислот (в зависимости от реагента, вступающего с ним в реакцию), называются амфотерными. К ним относятся Ве(ОН)₂, Zn(ОН)₂, Рb(ОН)₂, Аl(ОН)₃, Сr(ОН)₃ и др.

Практически амфотерность гидроксида можно доказать в лаборатории путем растворения его как в кислоте, так и в растворе щелочи. Молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций, доказывающих амфотерный характер гидроксидов цинка и алюминия, приводятся ниже:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2+ 2H+ = Zn+2 + 2H2O	Al(OH)3 + 3HCl = Al Cl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ = Al +3 + 3H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-	Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] Al(OH)3 + OH- = [Al(OH)4]-

Коррозия металлов

Самопроизвольное разрушение металлов и сплавов на их основе, происходящее под воздействием окружающей среды, называется коррозией. Следующей схемой можно представить коррозию (окисление) металла:

Me^o - nê ® Meⁿ⁺

По механизму взаимодействия металла с окружающей средой различают химическую и электрохимическую коррозии.