IV. Химические свойства металлов

Металлами называются простые вещества состоящие из атомов металлических элементов. Поэтому они способны только окисляться и являются только восстановителями.

M e – ne = Me ⁿ⁺.

Восстановитель окисляется.

Активность металлов (способность вступать в реакции) определяется значением электродного потенциала металла в ряду стандартных электродных потенциалов (см. таблицу). Чем ниже значение электродного потенциала окисления металла, тем выше активность металла (тем легче идет окисление металла). Взаимодействие металлов с различными реагентами есть окислительно-восстановительный процесс. Поэтому реагенты являются окислителями, которые восстанавливаются.

Термодинамическая возможность протекания реакции взаимодействия металлов с реагентами определяется условием, что Э.Д.С. реакции должна быть положительной величиной:

Е_{реакции} = e_{восстановления} - e_{окисления .}

Взаимодействие металлов с водой

В воде окислителем является ион водорода (H⁺), который образуется при диссоциации:

H₂O <=> H⁺ + OH^-.

Так как вода, как слабый электролит, диссоциирует по равновесному процессу, то восстановление окислителя идет по уравнению

2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-.

Электродный потенциал процесса восстановления ионов водорода из воды (где [H⁺] = 10^-7 мол/л) по уравнению Нернста будет равен (−0,41В).

eH₂O/H₂ = 0 + 0,059 · lg 10^-7 = –0,41В.

По способности взаимодействовать с водой металлы можно разделить на три группы.

1.Металлы, для которых электродный потенциал окисления больше –0,41В. Такие металлы термодинамически не взаимодействуют c водой, так как Э.Д.С. реакции – отрицательная величина.

2.Металлы, для которых электродный потенциал окисления в интервале от –0,41В до –2,36В (магний при комнатной температуре). Такие металлы термодинамически взаимодействуют с водой, так как Э.Д.С. реакции – положительная величина.

Однако образующийся в результате реакции гидроксид металла нерастворим в воде и защитная пленка прекращает реакцию. Происходит пассивация металла.

3.Металлы, для которых электродный потенциал окисления от –2,36В (магний при температуре кипения воды) и ниже. Такие металлы взаимодействуют с водой.

Таким образом, по взаимодействию с водой металлы можно классифицировать: инертные, пассивирующиеся и активные.

Взаимодействие металлов с водными растворами щелочей

При взаимодействии металла с водой в качестве продукта образуется гидроксид металла. Как известно, гидроксиды имеют кислотный (кислоты), основной (основания) и амфотерный характер.

Гидроксиды конструкционных металлов бериллия, алюминия, цинка, олова и свинца имеют амфотерный характер. Поэтому образующийся при взаимодействии с водой нерастворимый гидроксид металла проявляет свойства кислоты и вступает во взаимодействие с основанием (щелочью) образуя соли, растворимые в воде Таким образом, защитная пленка разрушается, и указанные конструкционные металлы реагируют с водой.

Взаимодействие металлов с кислотами

Характер взаимодействия, а также состав продуктов зависит от активности металла (восстановителя), активности кислоты (окислителя) и концентрации кислоты.

Металлы по отношению к кислотам классифицируют по активности:

а) активные – (электродный потенциал окисления меньше –1,18В);

б) средней активности – (электродный потенциал окисления от –1,18В до 0,0В);

в) малоактивные – (электродный потенциал окисления больше 0,0В).

Кислоты, как известно, диссоциируют на ион водорода (катион) и кислотный остаток (анион). В некоторых кислотах как катион, так и анион могут восстанавливаться. В зависимости от того, какой ион в кислоте является окислителем, возможны следующие направления реакции:

1.Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислителем является ион водорода (H⁺). Это все кислоты, кроме азотной кислоты и концентрированной серной кислоты.

Восстановление окислителя идет по уравнению

2H⁺ + 2e = H₂

Электродный потенциал восстановления ионов водорода в стандартных условиях будет равен 0,0В. С такими кислотами взаимодействуют все металлы, электродный потенциал окисления которых меньше нуля, так как Э.Д.С. реакции – отрицательная величина.

Если образующиеся по реакции соли нерастворимы в воде, то защитный слой разделяет реагенты и происходит пассивация металла.

P b + H₂SO_{4 (разбавленная)} = H₂ + PbSO₄

2.При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой окислителем является сульфат-ион (SO₄^2-).

Восстановление окислителя идет по уравнениям:

SO₄^2- + 10H⁺ + 8e = H₂S + 4H₂O e⁰ = +0,30В,

SO₄^2- + 8H⁺ + 6e = S + 4H₂O e⁰ = +0,36В,

SO₄^2- + 4H⁺ + 2e = SO₂ + 2H₂O e⁰ = +0,72В.

С концентрированной серной кислотой взаимодействуют все металлы до серебра, электродный потенциал окисления которого +0,80В.

Состав продуктов зависит от активности металла.

H ₂SO₄(конц.) + Me (активн.) H₂S + Me₂(SO₄)_n + H₂O

H₂SO₄(конц.) + Me (среднеактивн.) S + Me₂(SO₄)_n + H₂O

H₂SO₄(конц.) + Me (малоактивн.) SO₂ + Me₂(SO₄)_n + H₂O

3.При взаимодействии металлов с азотной кислотой любой концентрации окислителем является нитрат-ион (NO₃^-).

Восстановление окислителя идет по уравнениям:

2NO₃^- + 12H⁺ + 10e = N₂ + 6H₂O e⁰ = +1,27В,

2NO₃^- + 10H⁺ + 8e = N₂O + 5H₂O e⁰ = +1,12В,

NO₃^- + 4H⁺ + 3e = NO + 2H₂O e⁰ = +0,96В,

NO₃^- + 2H⁺ + 2e = NO₂ + H₂O e⁰ = +1,05В,

NO₃^- + 10H⁺ + 8e = NH₄⁺ + 3H₂O e⁰ = +0,86В.

С азотной кислотой взаимодействуют все металлы до золота, электродный потенциал окисления которого +1.50В. Причем разбавленная кислота является более сильным окислителем, чем концентрированная кислота.

Состав продуктов зависит от активности металла и концентрации кислоты.

H NO₃(конц.) + Me(различн.активн.) NO₂ + Me(NO₃)n + H₂O,

HNO₃(очень разб.) + Me(активн.) NH₄NO₃ + Me(NO₃)n + H₂O,

HNO₃(разб.) + Me(активн.) N₂ + Me(NO₃)n + H₂O,

HNO₃(разб.) + Me(среднеактивн.) N₂O + Me(NO₃)n+H₂O,

HNO₃(разб.) + Me(малоактивн.) NO + Me(NO₃)n + H₂O.