Электрохимический ряд напряжений металлов

Li... Rb... K... Ba... Sr... Ca... Na.... Mg... Al... Mn... Zn... Cr... Fe... Cd... Co...

Ni... Sn... Pb...H... Sb... Bi... Cu... Hg...Ag...Pb...Pt...Au.

В соответствии с этим металлы подразделяются на три группы:

– активные, имеющие значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов от наиболее отрицательного (у лития) до потенциала алюминия (Li-Аl);

– средней активности (Аl-Н₂);

– малоактивные (Н₂-Аu).

Чем левее расположен металл в ряду напряжений, тем выше его восстановительная способность и тем слабее окислительная способность его катиона в растворе.

Металл способен вытеснять из растворов солей только те металлы (т.е. окисляться их катионом), которые стоят в этом ряду правее него.

Металлы, расположенные левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот, т.е. окисляться катионом водорода кислоты.

Наиболее распространенные окислители металлов:

– катион водорода (протон) в молекулах воды и «кислотах – неокислителях»: разбавленной H₂SO₄, галогеноводородных кислотах, Н₃РО₄, Н₂S, НСΝ, органических кислотах и некоторых других;

– вода в щелочной среде;

– элементы в высших степенях окисления, входящие в состав «кислот – окислителей»: S⁺⁶ в концентрированной H₂SO_4, N⁺⁵ в HNO₃ любой концентрации.

– катион менее активного металла в растворе его соли.

Реакции металлов с окислителями сопровождается образованием продуктов восстановления окислителей, состав которых зависит от природы реагирующих веществ (см. ниже таблицу 8.2. и раздел "Влияние на ОВР металлов поверхностных пленок").

При окислении металлов концентрированной H₂SO₄ и HNO₃ любой концентрации образуется смесь продуктов восстановления частиц S⁺⁶ и N⁺⁵, среди которых имеются преобладающие вещества (таблица 8.2).

Таблица 8.2 – Состав преобладающих продуктов восстановления окислителя в зависимости от природы металла и окислителя

Активность металла	Окислитель	Преобладающие продукты восстановления окислителя
Активные металлы	H2O (при pH=7)	H2
С водой взаимодействуют только Li,K,Rb,Cs,Ba,Sr,Ca,Na, Mg (при нагр.)
Be, Al, Zn	H2O (при pH>7) в щелочной среде	H2
Mg, Be, Al, Мn Zn (при норм. условиях)	H+ в составе кислот-неоки- слителей (разб H2SO4, HCl, HCN, H3PO4 и др.)	H2 H2
	N+5 в конц.HNO3	NO2
	N+5 в разб HNO3	N2
	N+5 в очень разб. HNO3	NH3 (NH4NO3)
	S+6 в конц. H2SO4	H2S
Металлы средней активности а	H2O (при pH>7) в щелочной среде	H2
Sn, Pb, Ge
Fe, Ni, Cr , Sn, Pb, Zn (при нагревании)	H+ в кислотах-неокисли-телях	H2
	конц. HNO3	NO2
	разб.HNO3	N2O
	очень разб.HNO3	N2
	конц. H2SO4	S

Неактивные металлы	конц. HNO3 разб. HNO3 очень. разб. HNO3 конц. H2SO4	NO2 NO NO SO2
Взаимодействуют только Cu, Hg, Ag Взаимодействуют только Cu и Hg

Металлы со стабильной высшей степенью окисления при окислении конц. HNO₃ могут в качестве преобладающих продуктов реакции давать кислоты с высшей степенью окисления металла, например:

Sn + 4НΝО₃(конц.) → H₂SnO₃+4NO₂+H₂O

Общая схема реакции металлов с кислотами – окислителями:

Me + HNO₃ → Me(NO₃)_x + H₂O + преобладающий продукт восстановления

кислоты в зависимости от ее концентрации

Me + H₂SO₄(конц.) → Me_x(SO₄)_y + H₂O + преобладающий продукт

восстановления H₂SO₄

Влияние на ОВР металлов поверхностных пленок:

1. В конц. H₂SO₄ устойчивы Al, Cr и Fe вследствие пассивации (реакция начинается, а затем прекращается из-за образования на поверхности инертного слоя).

2. В конц. HNO₃ при нормальной температуре устойчивы из-за пассивации Al, Fe, Cо, Ni, Cr (они начинают реагировать, а затем окисление прекращается из-за образования на поверхности инертного слоя).

3. Не окисляется HNO₃ любой концентрации:

– Au, Ru, Os, Pd, Pt, Rh, Jr вследствие их термодинамической устойчивости;

– Ti, Ta, Zr, Hf, Νb из-за пассивации (Ti не окисляется ни разб., ни конц. HNO₃).

4. Разбавленная H₂SO₄ и HCl не окисляют Pb из-за пассивации нерастворимыми солями (реакция начинается, а затем прекращается).

5. На поверхности ряда металлов (Be, Al, Sn, Zn, Pb ) образуются нерастворимые амфотерные оксиды, поэтому они не окисляются H₂O в нейтральной среде. Однако в щелочной среде эти металлы реагируют с водой, т.к. у образующихся амфотерных оксидов, а затем и гидроксидов преобладают кислотные свойства, вследствие чего они взаимодействуют со щелочью, образуя растворимые соли.