Взаимодействие металлов с кислотами, водой

И растворами щелочей

При взаимодействии металлов с агрессивными средами металл выступает в качестве восстановителя. Химическую активность (восстановительную способность) металла характеризует величина электродного потенциала.

Стандартным электродным потенциалом называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственной соли с концентрацией =1 моль/л, измеренный по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого при 25 ⁰С условно принимается равным нулю.

Чем меньше значение , тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов, получаем ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов (табл. П.6). В этом ряду все металлы условно делят на активные, средней активности и малоактивные:

 

Li Rb K Cs Ba Sr Na Mg Be Al Mn Cr Zn Fe Cd Co Ni Sn Pb H₂ Bi Cu Hg Ag Pt Au

Активные металлы Средней активности Малоактивные

В роли окислителя в растворах кислот, щелочей и в воде выступает среда (потенциалы в табл. П.8). Реакции возможны, если потенциал окислителя больше потенциала восстановителя.

В нейтральной и щелочной среде в роли окислителя выступаетН₂О:

2Н₂О + 2 ē = Н₂ + 2ОН ^—

В растворах разбавленных кислот (HCl, H₂SO₄) - окислитель Н⁺:

2Н ⁺ + 2 ē = Н₂

В присутствии кислорода процесс восстановления протекает с участием кислорода, так как он обладает бóльшими окислительными свойствами, чемН₂О и Н⁺: O₂ + 4 ē + 4Н ⁺ = 2Н₂О (в кислой среде);

О₂ + 4 ē + 2Н₂О = 4ОН ^— (в щелочной и нейтральной средах).

В H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ (разб.), HNO₃ (конц.) окислителем являются анионы кислот. Степень восстановления анионов определяется активностью металла:

H₂SO₄ (конц.) + Me (активные) ® сульфат Ме + H₂S + Н₂О

H₂SO₄ (конц.) + Me (средней активности) ® сульфат Ме +S + Н₂О

H₂SO₄ (конц.) + Me (малоактивные) ® сульфат Ме + SO₂+ Н₂О

HNO₃ (разб.) + Me (активные) ® нитрат Ме + NH₄NO₃ + Н₂О

HNO₃ (разб.) + Me (средней активности) ® нитрат Ме +N₂, N₂O + Н₂О

HNO₃ (разб.) + Me (малоактивные) ® нитрат Ме + NO + Н₂О

HNO₃ (конц.) + Me (независимо от активности) ® нитрат Ме + NO₂ + Н₂О

Внимание! Три распространенных металла – Al, Cr, Fe – на холоде не растворяются в H₂SO₄(конц.) и HNO₃(конц.). В этих кислотах они пассивируются, т. е. покрываются тонкой прочной пленкой, предохраняющей их от разрушения. Реакции протекают только при повышенной температуре.

Задание к подразделу 4.2

 

Используя потенциалы (табл. П.6, П.7, П.8), допишите уравнения реакций (по две для каждого варианта), составив к ним электронно-ионные схемы. Для реакций металлов с H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ значение потенциала окислителя более 1 В. Оцените практическую устойчивость металлов в данной среде.

 

281. а) Pb + KOH+ H2O + O2 б) Cu + H2SO4 (конц.)	291. а)Al + HNO3 (разб.) б) Cr + NaOH + О2
282. а)Al + H2O + O2 б) Mg + HNO3 (разб.)	292. а)Al + NaOH + H2O б) Cu + HNO3 (разб.)
283. а)Al + HNO3 (конц.) б) Sn + NaOH + O2 + H2O	293. а)Al + H2SO4 (конц.) б) Sn + H2O + O2
284. а)Al + NaOH + H2O + O2 б) Zn + H2SO4 (конц.)	294. а)Cr + NaOH + H2O б) Be + HNO3 (разб.)
285. а)Al+HNO3 (конц.) б) Zn + NaOH + H2O + O2	295. а)Fe + H2SO4 (конц.) Fe3+ б) Al + H2O
286. а)Mg + H2O б) Zn + H2SO4 (разб.) + O2	296. а)Zn + HNO3 (конц.) б) Al + KOH+ H2O
287. а)Fe + HNO3 (разб.) б) Zn + H2O + O2	297. а)Zn + H2SO4 (конц.) б) Co + NaOH+ H2O + O2
288. а)HNO3(разб.)+ Fe Fe3+ б) Zn + NaOH + H2O	298. а) Fe + HNO3(конц.) Fe3+ б) Al + H2O + O2
289. а)Zn + H2O + O2 б) Cu + H2SO4 (конц.)	299. а)Zn + NaOH + H2O б) Cu + HNO3 (конц.)
290. а)Zn + NaOH + H2O + O2 б) Cd + HNO3 (разб.)	310. а)Zn + HNO3 (разб.) б) Cu + NaOH+ H2O + O2

Гальванические элементы

 

Гальваническими элементами называют устройства, в которых энергия окислительно-восстановительных реакций преобразуется непосредственно в электрическую.

Методика рассмотрения работы гальванических элементов:

· Составляют схему гальванического элемента:

(–) Me₁ / Me₁^{n +} // Me₂ ^m+ / Me₂ (+)

· По уравнению Нернста находят потенциалы электродов.

· Указывают движение электронов во внешней цепи: от электрода с меньшим потенциалом к электроду с более высоким потенциалом.

· Записывают уравнения электродных процессов, определяют характер этих процессов.

· Составляют суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в гальваническом элементе.

· Рассчитывают величину ЭДС гальванического элемента как разность потенциалов положительного и отрицательного электродов.

Пример 1. Гальванический элемент с водородным электродом.

· Схема Zn / ZnSO₄ // H₂SO₄, Н₂ / Pt.

1 моль/л, 1 моль/л, Т = 298 К, P = 101,3 кПa.

· Электродные потенциалы

= 0 В, = - 0,76 В (при 1 моль/л).

· Направление движения электронов во внутренней цепи - от цинкового электрода к водородному, так как потенциал цинкового электрода меньше.

ē

 

(–) Zn / ZnSO ₄ // H₂SO₄, Н₂ / Pt (+)

SO₄^{2 -}

· Уравнения электродных процессов:

Zn (-): Zn - 2 ē = Zn ²⁺ - процесс окисления;

Pt (+): 2Н ⁺+ 2 ē = Н ₂ ­ - процесс восстановления.

· Суммарное уравнение:

Zn + 2Н ⁺ = Zn ²⁺ + Н ₂ ­ Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + Н ₂ ­

· Расчет величины ЭДС:

ЭДС = Е ⁰_Ox - Е ⁰_Red = 0 – (- 0,76) = 0,76 В.

Пример 2. Концентрационный гальванический элемент

Оба электрода из одного металла, но растворы солей, в которые погружены электроды, разной концентрации.

· Схема гальванического элемента:

Ni / NiSO ₄( = 10^-4 моль/л)// NiSO ₄ ( =1моль/л) / Ni

Стандартный электродный потенциал = - 0,25 В.

· Вычисление электродных потенциалов по уравнению Нернста:

= + · lg = - 0,25 + ·lg 10 ^{- 4} = - 0,309 B.

= = - 0,25 B.

· Направление движения электронов по внешней цепи от Ni₁ электрода к Ni₂, так как >

ē

(-) Ni₁ / NiSO₄ (10 ^{- 4} М) // NiSO₄ (1 М) / Ni ₂ (+)

SO₄^2–

· Уравнения электродных полуреакций:

Ni₁ (-): Ni - 2 ē = Ni ²⁺ - процесс окисления;

Ni₂ (+): Ni²⁺ + 2 ē = Ni - процесс восстановления.

· Расчет величины ЭДС:

ЭДС = - = - 0,25 - (- 0,309) = 0,059 В.

 

Задания к подразделу 4.3

 

Для предложенных гальванических элементов рассчитайте электродные потенциалы и ЭДС. Если концентрация раствора не указана, потенциал примите стандартным (табл.П.6). Напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение токообразующей реакции, составьте схему и укажите направления движения электронов и ионов.

 

301. Al / Al₂(SO₄)₃, 0,005 M // NiSO₄, 0,01 М / Ni

302. Ni / NiSO₄, 0,1 M // H₂SO₄ / H₂ (Pt)

303. Sn / SnSO₄ // Cr₂(SO₄)₃, 0,05 M / Cr

304. (Pt) H₂ / H₂SO₄ // Al₂(SO₄)₃, 0,005 M / Al

305. Cu / CuSO₄, 0,1 M // H₂SO₄ / H₂ (Pt)

306. Ag / AgNO₃, 0,01 M // H₂SO₄ / H₂ (Pt)

307. Co / CoSO₄, 0,01 M // CoSO₄ / Co

308. Zn / ZnSO₄, 0,1 M // FeSO₄, 0,01 M / Fe

309. Ag / AgNO₃, 0,01 M // Zn(NO₃)₂ / Zn

310. (Pt) H₂ / H₂SO₄ // ZnSO₄, 0,01 M / Zn

311. Cd / Cd(NO₃)₂, 0,1 M // Cd(NO₃)₂, 0,001 M / Cd

312. Ni / NiSO₄, 0,001 M // NiSO₄ / Ni

313. Fe / FeCl₂ // FeCl₂, 0,01 M / Fe

314. Cr / Cr₂(SO₄)₃, 0,005 M // ZnSO₄ / Zn

315. Zn / Zn(NO₃)₂, 0,001 M // Zn(NO₃)₂ / Zn

316. Ag / AgNO₃ // Cr(NO₃)₃, 0,005 M / Cr

317. Cd / CdCl₂, 0,1 M // CuCl₂, 0,1 M / Cu

318. Ti / Ti₂(SO₄)₃, 0,5 M // CuSO₄ / Cu

319. Sn / SnSO₄, 0,01 M // Fe₂(SO₄)₃ / Fe

320. Ag / AgNO₃, 0,0001 M // Pb(NO₃)₂, 0,1 M / Pb