Работа 19. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С КИСЛОТАМИ, ЩЕЛОЧАМИ, ВОДОЙ
Восстановительные свойства металлов
Металлы в химических реакциях являются восстановителями. Ме- рой восстановительных свойств металлов при стандартных условиях (Т= 298 К, [Men+] = 1 моль/л) являются их стандартные электродные по- тенциалы (или Е). Металлы, расположенные по увеличению стан- дартного электродного потенциала, образуют электрохимический ряд активности металлов или ряд напряжений:
Ме:
|
Li
|
K
|
Ba
|
Ca
|
Na
|
Mg
|
Al
|
Ti
|
Mn
|
Zn
|
Меn+
|
Li+
|
K+
|
Ba2+
|
Ca2+
|
Na+
|
Mg2+
|
Al3+
|
Ti3+
|
Mn2+
|
Zn2+
|
, В
|
–3,04
|
–2,92
|
–2,91
|
–2,87
|
–2,71
|
–2,36
|
–1,66
|
–1,21
|
–1,18
|
–0,76
|
Cr
|
Fe
|
Cd
|
Ni
|
Sn
|
Pb
|
H2
|
Cu
|
Ag
|
Pt
|
Au
|
Cr3+
|
Fe2+
|
Cd2+
|
Ni2+
|
Sn2+
|
Pb2+
|
2H+
|
Cu2+
|
Ag+
|
Pt2+
|
Au3+
|
–0,71
|
–0,44
|
–0,40
|
–0,25
|
–0,14
|
–0,13
|
0,00
|
+0,34
|
+0,80
|
+1,20
|
+1,50
|
В ряду напряжений восстановительные свойства металлов умень- шаются, а окислительные свойства их катионов возрастают. Металлы от лития до алюминия принято считать сильными или активными восста- новителями, от титана до свинца – восстановителями средней активно- сти, а расположенные в ряду напряжений после водорода – слабыми или малоактивными восстановителями.
Общие закономерности взаимодействия металлов с окислителями
Окислительно-восстановительные реакции с участием металлов проводятся при их получении и анализе, в производстве химических ре- активов, при изготовлении печатных плат и т.д. В качестве окислителей используются кислоты и соли других металлов. Такие реакции возмож- ны при условии, если значение у окислителя (табл. 10), больше, чем у металла (восстановителя), т.е. когда выполняется условие:
о = оок – овос
На практике реакции идут в тех случаях, когда 0,3 В и когда продукты переходят в раствор, а не покрывают поверхность металла непроницаемой защитной пленкой.
Таблица 10
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых полуреакций
№ п.п.
|
Полуреакция
|
, В
|
1
|
2H+ + 2е- = H2
|
0,00
|
2
|
H2O + 2е- = H2 + 2OH- ([OH-] = 1 M; [H+] = 10-14 M)
|
–0,83
|
3
|
H2O + 2е- = H2 + 2OH- ([OH-] = [H+] = 10-7 M)
|
–0,41
|
4
|
Zn – 2е- = Zn2+
|
–0,76
|
5
|
Zn –2е- + 4OH- = [Zn(OH)4]2-
|
–1,216
|
6
|
Zn – 2е- + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+
|
–1,04
|
7
|
Zn – 2е- + 2H2O = Zn(OH)2 + 2H+
|
–0,439
|
8
|
Cu – 2е- = Cu2+
|
+0,34
|
9
|
Cu – 2е- + S2- = CuS
|
–0,79
|
10
|
2Cu – 2е- + S2- = Cu2S
|
–0,95
|
11
|
Cu – 2е- + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+
|
–0,05
|
12
|
Cu – 2е- + 2OH- = Cu(OH)2
|
–0,224
|
13
|
Be – 2е- + 4OH- = [Be(OH)4]2-
|
–2,63
|
14
|
Al – 3е- + 4OH- = [Al(OH)4]-
|
–2,33
|
15
|
Cr – 3е- + 4OH- = [Cr(OH)4]-
|
–1,27
|
16
|
Ga – 3е- + 4OH- = [Ga(OH)4]-
|
–1,22
|
17
|
Sn – 2е- + 4OH- = [Sn(OH)4]2-
|
–0,91
|
18
|
W – 6е- + 8OH- = WO 2 + 4H2O
4
|
–1,05
|
19
|
Mo – 6е- + 8OH- = MoO 2 + 4H2O
4
|
–1,05
|
20
|
Sb – 3е- + 4OH- = SbO + 2H2O
2
|
–0,675
|
21
|
SO 2 + 8е- + 10H+ + = H2S + 4H2O
4
|
+0,303
|
22
|
SO 2 + 6е- + 8H+ = S + 4H2O
4
|
+0,36
|
23
|
SO 2 + 2е- + 4H+ = SO2 + 2H2O
4
|
+0,17
|
24
|
NO + 8е- + 10H+ = NH + 3H2O
3 4
|
+0,864
|
25
|
2NO + 10е- + 12H+ = N2 + 6H2O
3
|
+1,24
|
26
|
2NO +8е- 10H+ = N2O + 5H2O
3
|
+1,116
|
27
|
NO + 3е- + 4H+ = NO + 2H2O
3
|
+0,96
|
28
|
NO + е- + 2H+ = NO2 + H2O
3
|
+0,80
|
29
|
Au – 3е- = Au3+
|
+1,50
|
30
|
Pt - 2е- = Pt2+
|
+1,20
|
31
|
Au – 3е- + 4Cl- = AuCl
4
|
+1,00
|
32
|
Pt – 4е- + 6Cl- = PtCl 2
6
|
+0,68
|
При отклонении от стандартных условий окислительно- восстановительные потенциалы изменяются, поэтому можно осущест- вить реакции, невозможные при стандартных условиях. Например, сер- ная кислота, значения которой равны нулю, 0,303, 0,36 и 0,17 В (табл. 10, строки 1, 21–23), при стандартных условиях окисляет только те металлы, которые в ряду напряжений расположены до водорода. Но концентрированная серная кислота при нагревании окисляет несколько металлов, стоящих после водорода – до серебра включительно.
3
Азотная кислота является сильным окислителем и может окислять все металлы, кроме золота и платины. Восстановление NO -иона при этом может происходить параллельно по нескольким полуреакциям
(табл. 10, строки 24–29), поэтому при взаимодействии металлов с HNO3
получаются смеси продуктов восстановления (NH4NO3, N2, N2O, NO, NO2 и др.). Среди них термодинамически наиболее вероятным продук- том является азот, но по кинетическим причинам, которые до конца не изучены, преобладают оксиды азота NO и NO2. Записывая уравнения реакций металлов с азотной кислотой, обычно указывают только один продукт восстановления, которого образуется больше всего.
При взаимодействии многих металлов с азотной и концентриро- ванной серной кислотами на поверхности металлов образуется плотная оксидная пленка, препятствующая дальнейшему окислению металла. Это явление называется пассивацией металла, оно используется для за- щиты металлов от коррозии.
На восстановительную способность металлов влияет присутствие веществ, образующих с окисленным металлом комплексные соединения или малорастворимые продукты. Например, из сравнения полуреакций 4 – 6 в таблице 10 видно, что восстановительная способность цинка в присутствии щелочей и аммиака выше, чем при их отсутствии.
При взаимодействии металлов с соляной и разбавленной серной кислотами окислителем является ион водорода Н+. Поэтому с ними взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуется соль и выделяется водород, например:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2
Металлы переменной валентности, проявляющие переменную сте- пень окисления, соляной и разбавленной серной кислотами окисляются, как правило, до низших степеней окисления, например:
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2
Свинец практически не взаимодействует с соляной и разбавленной серной кислотами, так как на его поверхности образуется плотная не- растворимая пленка хлорида или сульфата свинца (II).
Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой
4
В концентрированной серной кислоте окислителем являются суль- фат-ионы SO 2 , в которых сера находится в степени окисления +6. Окисляя металл, серная кислота восстанавливается до сероводорода, се- ры и оксида серы (IV). Соответствующие полуреакции приведены в таблице 10 (строки 21–23). Чем левее в ряду напряжений находится ме- талл, тем полнее восстанавливается серная кислота.
При взаимодействии с концентрированной серной кислотой актив- ных металлов образуются соль, вода и преимущественно сероводород:
8Na + 5H2SO4(конц.) = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O
Малоактивные металлы восстанавливают концентрированную сер- ную кислоту преимущественно до SO2, например:
Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
а металлы средней активности – преимущественно до серы: 3Zn + 4H2SO4(конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O
Металлы переменной валентности концентрированной H2SO4
окисляются, как правило, до высшей степени окисления, например: 3Sn + 8H2SO4(конц.) = 3Sn(SO4)2 + 2S + 8H2O
Благородные металлы с концентрированной серной кислотой не
взаимодействуют ни при каких условиях. Некоторые металлы (Al, Fe,
Сr, Ni, Ti, V и др.) не взаимодействуют с концентрированной серной ки- слотой при обычных условиях (пассивируются), но взаимодействуют при нагревании. Большое практическое значение имеет пассивация же- леза: концентрированную серную кислоту можно хранить в ёмкостях из обычной нелегированной стали.
Свинец с концентрированной серной кислотой взаимодействует с образованием растворимой гидросоли, оксида серы (IV) и воды:
Pb + 3H2SO4 = Pb(HSO4)2 + SO2 + 2H2O
Достарыңызбен бөлісу: |
