Растворами кислот и щелочей

Рассмотрим взаимодействие типичных восстановите-лей, металлов, с некоторыми окислителями - водой, раство-рами кислот и щелочей. Необходимое условие осуществления реакции окисления металла - .

Окислительно-восстановительные потенциалы некото-рых металлов, водорода и кислорода в кислой, нейтральной и щелочной среде приведены в таблице.

Среда
кислая (рН=0)	нейтральная (рН=7)	щелочная (рН=14)
окисл.-восст. пара	Е^0, В	окисл.-восст. пара	Е, В	окисл.-восст. пара	Е^0, В
2H^+/H2		2H2O/H2	-0,41	2H2O/H2	-0,83
O2/2H2O	+1,22	O2/4OH^-	+0,81	O2/4OH^-	+0,40
Al^3+/Al	-1,66	Al(OH)3/Al	-1,88	AlO2^-/Al	-2,36
Bi^3+/Bi	+1,21	BiO^+/Bi	-0,04	Bi2O3/Bi	-0,45
Cd^2+/Cd	-0,40	Cd(OH)2/Cd	-0,41	Cd(OH)2/Cd	-0,82
Co^2+/Co	-0,28	Co(OH)2/Co	-0,32	Co(OH)2/Co	-0,73
Cr^3+/Cr	-0,74	Cr(OH)3/Cr	-0,93	CrO2^-/Cr	-1,32
Cu^2+/Cu	+0,34	Cu(OH)2/Cu	+0,19	Cu(OH)2/Cu	-0,22
Fe^2+/Fe	-0,44	Fe(OH)2/Fe	-0,46	Fe(OH)2/Fe	-0,87
Mg^2+/Mg	-2,36	Mg(OH)2/Mg	-2,38	Mg(OH)2/Mg	-2,69
Ni^2+/Ni	-0,25	Ni(OH)2/Ni	-0,30	Ni(OH)2/Ni	-0,72
Pb^2+/Pb	-0,13	Pb(OH)2/Pb	-0,14	PbO2^2^-/Pb	-0,54
Sn^2+/Sn	-0,14	Sn(OH)2/Sn	-0,50	SnO2^2^-/Sn	-0,91
Zn^2+/Zn	-0,76	Zn(OH)2/Zn	-0,81	ZnO2^2^-/Zn	-1,22

Реальное прохождение реакции, помимо соотношения потенциалов окислителя и восстановителя, определяет кинетика процесса. Взаимодействие металлов с окислителями в отдельных случаях тормозится оксидными или солевыми плёнками на поверхности металла. Такое состояние металла называют пассивным, а явление перехода в пассивное состояние - пассивацией.

Действие кислот на металлы

Кислоты можно разбить на две группы:

^· кислоты, в которых окислителем являются ионы водорода (хлороводородная - соляная, разбавленная серная и др.),

_· кислоты, в которых окислителем служат анионы, содержащие элементы, в высшей степени окисления - , (концентрированная серная, азотная_.).

· Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель - ион водорода

В растворах таких кислот стандартный потенциал окислителя , т.е. с ними реагируют металлы с положительными значениями потенциалов (стоящие в ряду напряжений левее водорода).

Пример 1. Zn + H ₂SO_{4 разб.} ®

в-ль ок-ль

цинк растворяется в разбавленной серной кислоте:

Zn - 2= Zn²⁺

2H⁺ + 2= H₂

Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂

Zn + H₂SO_{4 разб.} = ZnSO₄ + H₂.

Пример 2. Cu + H ₂SO_{4 разб.} или H Cl ®

в-ль ок-ль ок-ль

Реакция взаимодействия меди с хлороводородной (соляной) и разбавленной серной кислотами невозможна, так как потенциал окислителя меньше потенциала восстановителя:

; .

· Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель - анион кислоты.

В концентрированной серной и разбавленной азотной кислотах продукты восстановления аниона зависят от активности металла.

По активности металлы можно условно разделить на три группы:

Li Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Au

¬¾¾¾¾¾¾¾¾® ¬¾¾¾¾¾¾¾® ¬¾¾¾¾¾®

активные средней активности малоактивные

Взаимодействие металлов с H₂SO_{4 конц.}

При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой сульфат-ион может восстанавливаться до H₂S, S, SO₂. Условная схема взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой может быть представлена следующим образом:

М активные H₂S

М средн. активности

М + H₂SO_4конц. ® сульфат М + H₂O + S

М малоактивные

SO₂

Пример. Mn + H₂SO_{4 конц.}®

Марганец – активный металл, поэтому при взаимодействии образуется H₂S:

4 Мn - 2= Мn²⁺

SO₄^2- + 8+ 10H⁺ = H₂S + 4H₂O

4Mn + SO₄^2- + 10H⁺ = 4Mn²⁺ + H₂S + 4H₂O

4SO₄^2- 4SO₄^2-

4Mn + 5H₂SO_4конц. = 4MnSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Серная кислота в данной реакции - не только окисли-тель, но и среда, в которой проходит ОВР.

Взаимодействие металлов с HNO₃

При взаимодействии металлов с разбавленной азотной кислотой нитрат-ион также может восстанавливаться до разных продуктов - NH₄⁺, N₂, N₂O, NO.

Условная схема взаимодействия металлов с разбавленной азотной кислотой:

М активные NH₄NO₃

М ср. акт.

М + HNO_{3 разб.} ® нитрат М + H₂O + N₂, N₂O

М малоакт.

NO

Пример. Cu + HNO_{3 разб.} ®

Медь – малоактивный металл, , поэтому при взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется NO:

3 Cu - 2= Cu²⁺

2 NO₃^- + 3+ 4H⁺ = NO + 2H₂O

3Cu + 2NO₃^- + 8H⁺ = 3Cu²⁺ + 2NO + 4H₂O

6NO₃^- 6NO₃^-

3Cu + 8HNO_3разб. = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

В реальных условиях при реакциях с концентрированной серной и разбавленной азотной кислотами, как правило, образуется смесь продуктов восстановления анионов, в которой количественно преобладает тот или иной компонент. Состав смеси во многом определяется концентрацией раствора кислоты. Так, например, действие на металлы сильно разбавленной азотной кислоты приводит к появлению в продуктах реакции нитрата аммония.

При взаимодействии металлов с концентрированной азотной кислотой, независимо от активности металла, образуется NO₂:

М + HNO_3конц. ® нитрат М + NO₂ + H₂O.

Пример. Zn + HNO_{3 конц.} ®

Zn - 2= Zn²⁺

2 NO₃^- + + 2H⁺ = NO₂ + H₂O

Zn + 2NO₃^- + 4H⁺ = Zn²⁺ + 2NO₂ + 2H₂O

2NO₃^- 2NO₃^-

Zn + 4HNO_{3 конц.} = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

Концентрированные кислоты, в частности, серная и азотная, на некоторые металлы оказывают пассивирующее действие. В результате многие металлы не растворяются в таких кислотах. К примеру, с концентрированной серной кислотой при комнатной температуре не реагирует железо. Вследствие перехода металла в пассивное состояние при реакциях с рассматриваемой группой кислот могут образоваться продукты, не соответствующие приведенным схемам. Например, при нагревании железо реагирует с концентрированной серной кислотой, но образуется продукт восстановления SO₂, более характерный для реакций с участием малоактивных металлов.

Дата добавления: 2013-12-13