Взаимодействие металлов с кислотами, водой и растворами щелочей

При взаимодействии металлов с агрессивными средами металл выступает в качестве восстановителя. Химическую активность (восстановительную способность) металла характеризует величина электродного потенциала.

Стандартным электродным потенциалом называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственной соли с концентрацией =1 моль/л, измеренный по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого при 25 ⁰С условно принимается равным нулю.

Чем меньше значение , тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов, получаем ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов (табл. П.6). В этом ряду все металлы условно делят на активные, средней активности и малоактивные:

Li Rb K Cs Ba Sr Na Mg Be Al Mn Cr Zn Fe Cd Co Ni Sn PbH₂ Bi Cu Hg Ag Pt Au

Активные металлы Средней активности Малоактивные

В роли окислителя в растворах кислот, щелочей и в воде выступает среда (потенциалы в табл. П.8). Реакции возможны, если потенциал окислителя больше потенциала восстановителя.

В нейтральной и щелочной среде в роли окислителя выступает Н₂О:

2Н₂О + 2 ē = Н₂ + 2ОН ^—

В растворах разбавленных кислот (HCl, H₂SO₄) - окислитель Н⁺:

2Н ⁺ + 2 ē = Н₂

В присутствии кислорода процесс восстановления протекает с участием кислорода, так как он обладает бóльшими окислительными свойствами, чем Н₂О и Н⁺ : O₂ + 4 ē + 4Н ⁺ = 2Н₂О (в кислой среде);

О₂ + 4 ē + 2Н₂О = 4ОН ^— (в щелочной и нейтральной средах).

В H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ (разб.), HNO₃ (конц.) окислителем являются анионы кислот. Степень восстановления анионов определяется активностью металла:

H₂SO₄ (конц.) + Me (активные)  сульфат Ме + H₂S + Н₂О

H₂SO₄ (конц.) + Me (средней активности)  сульфат Ме +S + Н₂О

H₂SO₄ (конц.) + Me (малоактивные)  сульфат Ме + SO₂+ Н₂О

HNO₃ (разб.) + Me (активные)  нитрат Ме + NH₄NO₃ + Н₂О

HNO₃ (разб.) + Me (средней активности)  нитрат Ме +N₂, N₂O + Н₂О

HNO₃ (разб.) + Me (малоактивные)  нитрат Ме + NO + Н₂О

HNO₃ (конц.) + Me (независимо от активности)  нитрат Ме + NO₂ + Н₂О

Внимание! Три распространенных металла – Al, Cr, Fe – на холоде не растворяются в H₂SO₄(конц.) и HNO₃(конц.). В этих кислотах они пассивируются, т. е. покрываются тонкой прочной пленкой, предохраняющей их от разрушения. Реакции протекают только при повышенной температуре.

Упражнения

1. Составить уравнения реакций и расставить коэффициенты:

Cu + HNO₃ (конц.) →

Cu + HNO₃ (разб.) →

Zn + HNO₃ (разб.) →

Cu + H₂SO₄ (конц.) →

Zn + H₂SO₄ (конц.) →

Mg + H₂SO₄ (конц.) →

2. Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций и расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

K₂Cr₂O₇ + HCl →

Cl₂ + Na₂S₂O₃ + H₂O → Na₂S₂O₆ + …

K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ →

K₂Cr₂O₇ + Na₂S + H₂SO₄ →

KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ →

NaCrO₂ + Br₂ + NaOH →

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА