6.6 Взаимодействие металлов с кислотами, водой и растворами щелочей

Реакции взаимодействия металлов с растворами кислот, щелочей и водой относятся к окислительно-восстановительным процессам. В указанных реакциях металлы являются восстановителями. Химическую активность металла характеризует величина стандартного электродного потенциала. При погружении металла в раствор его соли между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом. Стандартный электродный потенциал металла – это его электродный потенциал, устанавливающийся при погружении металла в раствор его соли с концентрацией (точнее, активностью) ионов металла 1 моль/л, измеренный при 25 ⁰С относительно стандартного водородного электрода.

Металлы, расположенные в ряд в порядке возрастания значений их стандартных электродных потенциалов (табл. П 6), образуют ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений металлов):

Li K Ba Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H₂ Cu Ag Hg.

В зависимости от среды процессах окисления металлов окислителями могут быть:

• в нейтральной и щелочной – вода:

2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН ^-

• в растворах разбавленных кислот (HCl, H₂SO₄) окислитель – Н⁺:

2Н ⁺ + 2ē = Н_2.

В присутствии кислорода процесс восстановления протекает по следующим схемам:

• в кислой среде

O₂ + 4ē + 4Н ⁺ = 2Н₂О

• в щелочной и нейтральной средах

О₂ + 4ē + 2Н₂О = 4ОН ^-.

При рассмотрении данных процессов следует учитывать, что реакция термодинамически возможна, если Е ⁰(ох.) > Е ⁰(red.)

В H₂SO_{4 КОНЦ} и HNO_{3 РАЗБ, КОНЦ} окислителем являются анионы кислот. Продукты восстановления анионов определяются активностью металла:

H₂SO_{4 КОНЦ} + Me (активный Li - Mn) ® сульфат Ме + H₂S + Н₂О

H₂SO_{4 КОНЦ} + Me (средней активн. Zn - Н) ® сульфат Ме +S + Н₂О

H₂SO_{4 КОНЦ} + Me (малоактивный Н - Au) ® сульфат Ме + SO₂+ Н₂О

HNO_{3 РАЗБ} + Me (активный Li - Mn) ® нитрат Ме + NH₄NO₃ + Н₂О

HNO_{3 РАЗБ} + Me (средней активн. Zn - Н) ® нитрат Ме +N₂, N₂O + Н₂О

HNO_{3 РАЗБ} + Me (малоактивный Н - Au) ® нитрат Ме + NO + Н₂О

HNO_{3 КОНЦ} + Me (любой активности) ® нитрат Ме + NO₂ + Н₂О

6.7. Примеры решения и оформления заданий

Допишите правую часть схемы предлагаемого взаимодействия, используя данные табл. П. 5, П. 6, запишите электронно-ионные уравнения полуреакций, ионное и молекулярное уравнения реакции:

Be + H₂SO_4(КОНЦ.) →

При взаимодействии металлов с HNO_{3 РАЗБ}, HNO_{3 КОНЦ}, H₂SO_4(КОНЦ.) составляют схему реакции, учитывая концентрацию кислоты и активность металла (см. стр. 73)

Be + H₂SO_4(КОНЦ.) = BeSO₄ + H₂S + H₂O

Be – 2 ē = Be²⁺ 8 4

SO₄^2– + 10 H⁺ + 8 ē = H₂S + 4 H₂O 2 1

4 Be + SO₄^2– + 10 H⁺ = 4 Be²⁺ + H₂S + 4 H₂O

Расставляют коэффициенты в исходной схеме рнеакции (коэффициент перед кислотой удобно поставить в соответствии с количеством ионов H⁺):

4 Be + 5 H₂SO_4(КОНЦ.) = 4 BeSO₄ + H₂S + 4H₂O

Sn + NaOH + H₂O →

При составлении уравнения реакции взаимодействия металла с раствором щелочи, разбавленной серной, соляной (и некоторыми другими) кислотами или водой требуется привести и сравнить значения потенциалов металла (восстановителя) и окислителя (является компонентом среды, в которую помещен металл):

Е⁰ SnO₂^2–/Sn = –0,91 B (восстановитель)

Е⁰ 2H₂O /H₂ = –0,83 B (окислитель)

Е ⁰(ок.) > Е ⁰(вс.)

Составляют схемы полуреакций:

• в качестве восстановителя в реакцию вступает металл Sn, который в соответствии с данными потенциала окисляется до SnO₂^2–;

• в качестве окислителя в ракцию вступает H₂O, которая в соответствии с данными потенциала восстанавливается до H₂.

Sn → SnO₂^2–

H₂O → H₂

В соответствии правилами среды составляют уравнения полуреакций, молекулярное урвнение и расставляют коэффициенты:

Sn + 4OH^– – 2 ē = SnO₂^2– + 2 H₂O 2 1

2H₂O + 2 ē = H₂ + 2 OH^– 2 1

Sn + 4OH^– + 2H₂O = SnO₂^2– + 2 H₂O + H₂ + 2 OH^–

Sn + 2 NaOH = Na₂SnO₂ + H₂.