Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au




K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+, Mn2+, Zn2+, Fe2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, H+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pt2+, Au3+

Выводы:

¨ Чем левее расположен металл, тем он химически более активен и обладает большей восстановительной способностью;

¨ Все металлы, расположенные левее водорода, вытесняют его из большинства разбавленных кислот;

¨ Каждый металл способен вытеснять из солей все другие металлы, расположенные в ряду напряжений правее его.

Металлы как восстановители могут вступать в реакции с различными окислителями: с простыми веществами (кислородом, хлором, серой, углеродом и др.), образуя соответственно оксиды, хлориды, сульфиды и карбиды; с кислотами; с солями других металлов. Для ознакомления с химическими свойствами металлов обратитесь к табл. 1.

Таблица 1

Химическая активность металлов

Свойство металлов K Na Ca Mg Al Mn Zn Fe Cr Ni Sn Pb Cu Hg Ag Pt Au  
Нахождение в природе Только в виде соединений В виде соединений и в свободном состоянии В свободном состоянии  
Промышл. способы получения Электролиз расплавов Восстановление (C, Al) или электролиз растворов Выплавка из руды  
Окисляемость кислородом Очень быстрая Окисление при н.у. Окисление при нагревании Не окисляются
Отношение к воде Вытесняют Н2 из воды при н.у. Вытесняют Н2 из воды при нагревании Не реагируют с водой  
Отношение к кислотам Реагируют с разб. и. конц. кислотами, выделяя Н2 или другие продукты восстановления кислот и образуя соль Окисляются конц. кислотами–окислителями Не окисляются конц. кислотами–окислителями  
                     

 

При нахождении металла в растворе, содержащем более активный окислитель в виде иона (имеющего больший электродный потенциал, см. табл. 2), он может окисляться с переходом его ионов в раствор.

Таблица 2

Стандартные электродные потенциалы металлов

 

Электрод Электродный потенциал, Ео, В Электрод Электродный потенциал, Ео В
Li/Li+ Rb/Rb+ K/K+ Cs/Cs+ Ba/Ba2+ Ca/Ca2+ Na/Na+ Mg/Mg2+ Al/Al3+ Ti/Ti2+ Zr/Zr4+ Mn/Mn2+ V/V2+ Cr/Cr2+ Zn/Zn2+ Cr/Cr3+ Fe/Fe2+ – 3,045 – 2,925 – 2,924 – 2,923 – 2,900 – 2,870 – 2,714 – 2,370 – 1,700 – 1,603 – 1,580 – 1,180 – 1,180 – 0,913 – 0,763 – 0,740 – 0,440 Cd/Cd2+ Co/Co2+ Ni/Ni2+ Sn/Sn2+ Pb/Pb2+ Fe/Fe3+ H2/2H+ Sb/Sb3+ Bi/Bi3+ Cu/Cu2+ Cu/Cu+ Hg/Hg2+ Ag/Ag+ Pt/Pt2+ Au/Au3+ Au/Au+ – 0,403 – 0,277 – 0,250 – 0,136 – 0,127 – 0,037 0,000 0,200 0,215 0,340 0,520 0,800 0,850 1,190 1,500 1,700

 

Рассмотрим взаимодействие металлов с растворами солей. Здесь окислителем является катион соли.

Пример 1. Железо погружено в раствор сульфата меди (II) с концентрацией 1 М. По таблице 2 находим, что Ео(Fe/Fe2+)=– 0.44 B < Eo(Cu/Cu2+)=0.34 B, поэтому ионы меди являются более сильными окислителями, чем ионы железа. Значит, на поверхности железа пойдут процессы: окисления Fe – 2e = Fe2+ и восстановления Cu2+ + 2e = Cu. Суммарное ионное уравнение: Cu2+ + Fe=Fe2+ +Cu, суммарное молекулярное уравнение CuSO4 + Fe = FeSO4+Cu.

При взаимодействии металлов с соляной и разбавленной серной кислотами в роли окислителя выступает ион водорода. Эти кислоты энергично взаимодействуют со многими металлами (потенциал которых ниже, чем потенциал водородного электрода), с образованием солей и выделением свободного водорода.

Пример 2. Взаимодействие алюминия с соляной кислотой. Ео(Al/Al3+)=–1, 700 В. Реакция пойдет следующим образом: процесс восстановления 2H++2e=H2, процесс окисления Al–3e=Al3+ . Суммарное ионное уравнение: 2Al+6H+=2Al3++3H2. Молекулярное уравнение: 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2­.

Пример 3. Серебро в растворах разбавленных кислот растворяться не будет, так как Е0 (Ag/Ag+)=0,85 В больше Е0 (H2/2H+)=0 В, поэтому реакция не пойдет.

При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой возникает ряд особенностей, связанных с тем, что здесь окислителем является сульфат-анион SO42–. При его восстановлении степень окисления серы уменьшается от +6 до +4, 0, –2. Это зависит от активности металла, то есть от его электродного потенциала. Так, в случае неактивного металла (Ео>–0,5 В) сера восстанавливается до +4 (SO2), а в случае активного металла (Ео < –0,5 В) сера восстанавливается до 0 (S) или –2 (H2S).

Пример 4. В раствор концентрированной серной кислоты помещён цинк. Так как для цинка Ео=–0,763 В, значит, сульфат–анион SO42– способен восстанавливаться до H2S; процесс восстановления: SO42– + 10H+ +8e=H2S+4H2O, процесс окисления: Zn–2e=Zn2+.

Взаимодействие металлов с разбавленной и концентрированной азотной кислотой. В азотной кислоте окислителем является нитрат–анион NO3. Характерная особенность азотной кислоты состоит в том, что при её действии на металлы не происходит выделения газообразного водорода. Дело в том, что азотная кислота, являясь сильным окислителем, способна восстанавливаться в водном растворе (особенно под действием света): 2HNO3 = =2NO2 + H2O + ½ O2. Поэтому водород, который мог бы выделиться из азотной кислоты при действии на неё металла, окисляется в воду образующимся атомарным кислородом. При восстановлении нитрат–аниона степень окисления азота уменьшается с +5 до +4, +3, +2, +1, 0, –3. При этом образуются различные оксиды азота. Степень окисления азота также зависит от концентрации кислоты и активности металла, например:

 

Активность металла Концентрация кислоты Продукт восстановления
Высокая (Ео<0,5) Разбавленная N2O
Средняя (0.5<Eo<0) Разбавленная NO, N2
Низкая (Eo>0) Очень разбавленная NH3, NO
Любая (0<Eo, Eo<0) Концентрированная NO2

 

Пример 5. Серебро помещено в раствор разбавленной азотной кислоты. Так как серебро относится к неактивным металлам (см. табл. 2), то реакция пойдет следующим образом: 3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O. Здесь процесс восстановления: NO3 + 4H+ + 3e = = NO + 2H2О. Процесс окисления: Ag – e = Ag+.

Если же серебро находится в концентрированном растворе азотной кислоты, то вероятна следующая реакция: Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O. Здесь процесс восстановления NO3 + 2H+ + e = NO2 + H2O, а процесс окисления: Ag – e = Ag+.

При взаимодействии металлов с водой окислителем выступает ион водорода. Теоретически с водой реагируют металлы, имеющие в нейтральной среде меньший потенциал, чем потенциал водорода. Наиболее бурно при н.у. с водой способны реагировать только щелочные и щелочноземельные металлы.

Пример 6. Взаимодействие натрия с водой. Так как Е0(Na/Na+) << Е0(H2/2H+), реакция пойдет следующим образом: процесс восстановления 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН, процесс окисления Na – e = Na+. Суммарное уравнение реакции: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

Медь с водой при н.у. взаимодействовать не будет, так её потенциал (см. табл. 2) превышает потенциал водорода.

 







Дата добавления: 2015-03-11; просмотров: 4654. Нарушение авторских прав


Рекомендуемые страницы:


Studopedia.info - Студопедия - 2014-2020 год . (0.003 сек.) русская версия | украинская версия