8.3. Химические свойства металлов

8.3.1. Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов

Металлы в реакциях с любыми простыми или сложными веществами проявляют восстановительные свойства. Химическую активность металлов в реакциях с водными растворами окислителей характеризует окислительно-восстановительный потенциал .Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов (ряд напряжений металлов, ряд стандартных электродных потенциалов металлов) – последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для систем

Ме – ne Meⁿ⁺

восст. форма окисл. Форма

	Восстановительная способность металлов увеличивается
	неблагородные металлы					благородные металлы
	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Ni Pb Н2 Cu Ag Hg Au
	Li+ K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Mn2+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Cd2+ Ni2+ Pb2+ Н+ Cu2+ Ag+ Hg2+ Au3+
	-3,04 -2,92 -2,87 -2,71 -2,36 -1,66 -1,18 -0,76 -0,74 -0,41 -0,40 -0,25 -0,13 0 +0,34 +0,80 +0,85 +1,41
	Окислительная способность катионов металлов увеличивается
	Стандартный электродный потенциал пары металл/катион металла увеличивается

Анализ ряда стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов

1. Чем левее металл в ряду, тем он химически активнее, легче окисляется и труднее восстанавливается из ионов.

Чем правее стоит металл в ряду, тем меньше его восстановительная способность и тем более выражена окислительная способность катионов металла.

2. Каждый металл, не разлагающий воду, вытесняет все последующие, правее стоящие металлы, из растворов их солей.

Например

2е

→; <= -0,14

3. Металлы, стоящие в ряду левее водорода, характеризуются отрицательными значениями окислительно-восстановительных потенциалов и вытесняют молекулярный водород из растворов кислот (HCl, CH₃COOH, RCOOH, H₂SO_4(разб.)…)

2Ме^о + 2nH⁺ → 2Meⁿ⁺ + nH₂

восстановитель окислитель

_<

Например:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

= -0,44 _<

Металлы, стоящие в ряду правее водорода, характеризуются положительными значениями окислительно-восстановительных потенциалов и не вытесняют молекулярный водород из растворов кислот.

Например:

Cu + HCl

>

8.3.2. Взаимодействие металлов с водой

Окислителем в воде является ион Н⁺. Окислительные свойства системы

2H⁺ + 2e H₂ (pH<7)

или

2H₂O + 2e H₂ + 2OH^– (pH≥7)

зависят в соответствии с уравнением Нернста от рН раствора (для Т=298К и ):

В нейтральной водной среде рН=7 и . Термодинамически возможна реакция воды с металлами, для которых

< ,

т.е. стоящими в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов левее Cd. Однако большинство из них покрыты защитными оксидными пленками, нерастворимыми в воде, которые и «пассивируют» металлы. Поэтому активно взаимодействуют с водой только щелочные (IA группа) и щелочно-земельные металлы. Продуктами реакции являются молекулярный водород и растворимые гидроксиды металлов.

2Me + 2nH₂O → 2Me(OH)_n + nH₂

Me: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (IA – подгруппа)

Ca, Sr, Ba, Ra (IIA – подгруппа)