Реакции металлов со сложными окислителями

⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 6Следующая ⇒

В табл. 3 представлены обобщенные данные по химическим свойствам металлов. Основное внимание в ней уделяется зависимости свойств металлов от величины стандартного электродного потенциала.

Изучите табл. 3 и запомните следующее:

1) по мере возрастания величины стандартного электродного потенциала восстановительная активность металлов в водных растворах ослабевает. Так, Mn окисляется легче, чем Zn, Bi и все другие металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее марганца;

2) одновременно окислительная активность катионов металлов Meⁿ⁺ возрастает (Fe²⁺ более сильный окислитель, чем Zn²⁺, Mg²⁺ и другие катионы металлов с меньшей величиной j⁰);

3) величиной стандартного электродного потенциала можно объяснить различие в отношении металлов к разбавленным и концентрированным кислотам, и щелочам, можно обосновать способы получения металлов и нахождение их в природе.

Таблица 3. Общие свойства металлов

№

Свойства металла

Li K Rb Ba Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Ga Fe Cd Ti Tl Co Sn Pb

Sb Bi As Cu Hg Ag Pd Pt Au

j⁰, В

–3,04 –2,71 –1,70 –0,76 –0,44 –0,13

+0,24 +0,34 +0,80 +1,50

Нахождение в природе

Только в виде соединений

В виде соединений
и в свободном виде

Самород-ное состояние

Получение

Электролиз расплава

Восстановление оксидов, электролиз водных растворов

Нагрев соеди-нений

Отмыв от пустой породы

Восстановитель-ная активность металла

® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® Ослабевает ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ®

Окислительная активность катиона Меⁿ⁺

® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® Возрастает ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ® ®

Окисляемость кислородом

Быстро окисляются

Окисляются на воздухе при комнатной температуре

Окисляются
при нагревании

Не окисляются

Взаимодействие с водой

Вытесняют Н₂ при комнатной темп-ре

Вытесняют Н₂ при нагревании

С водой не взаимодействуют

Взаимодействие с HCl_{(конц), (разб)}, H₂SO₄₍_p_азб)

Не взаимодействуют

Взаимодействие с H₂SO_4(конц)

(пассивируются Al и Fe)

Не реаги-руют

Взаимодействие с HNO₃₍_разб)

(пассивируется Ti)

Не реаги-руют

Взаимодействие с HNO₃₍_конц)

(пассивируются Al, Ni, Cr, Ti и Fe)

Не реаги-руют

Рассмотрим более подробно уравнения реакций металлов с водой и различными разбавленными и концентрированными кислотами:

а) реакция металла с водой происходит с образованием гидроксида металла и выделением водорода Н₂ для всех металлов, стандартный электродный потенциал которых меньше –0,41 В. Причем некоторые металлы пассивируются водой вследствие образования защитной пленки нерастворимого гидроксида (Al(OH)₃, Zn(OH)₂), например, j⁰_Ca/Ca²⁺ = –2,86 В.

Ca + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + H₂

б) реакция металлов с соляной кислотой HCl как концентрированной, так и разбавленной происходит с образованием хлорида металла и выделением водорода Н₂ для всех металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов левее водорода, то есть стандартный электродный потенциал которых меньше нуля, например, j⁰_Zn/Zn²⁺ = –0,76 В.

Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂

в) реакция металла с разбавленной серной кислотой H₂SO₄ происходит с образованием сульфата металла и выделением водорода Н₂ для всех металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов левее водорода, то есть стандартный электродный потенциал которых меньше нуля. Следует отметить, что некоторые металлы, например, свинец, пассивируются в растворах соляной и серной кислот нерастворимыми хлоридами или сульфатами соответственно, например, j⁰_Fe_/Fe²⁺ = –0,44 В.

Fe + H₂SO₄ ® Fe SO₄ + H₂

г) при составлении уравнений реакций металлов с концентрированной серной кислотой необходимо помнить следующее: в зависимости от величины стандартного электродного потенциала металла и температуры продукты восстановления серной кислоты могут быть различными (водород не выделяется).

Н₂SO₄→ SO₂ → S → H₂S

Все металлы, включая Ag, при комнатной температуре реагируют с концентрированной серной кислотой. Реакция, как правило, сопровождается выделением оксида серы (IV), например, j⁰_Mn_/Mn²⁺ = –1,185 В.

Mn + Н₂SO₄→ MnSO₄ + SO₂ + H₂O

Если стандартный электродный потенциал металла значительно меньше нуля (например, металлы Са, Mg, Al, Zn), то продуктами реакции является се-
ра S или сероводород H₂S и сульфат металла, например, j⁰_Al_/Al³⁺ = –1,70 В.

8Al + 15Н₂SO₄ → 4Al₂(SO₄)₃ + 12H₂O

Следует отметить, что некоторые металлы, например железо, концентрированная серная кислота пассивирует в результате образования оксидной пленки;

д) при составлении уравнений реакций металлов с концентрированной азотной кислотой пользуются схемой восстановления азотной кислоты:

HNO₃ → NO₂ → N₂O₃ → NO → N₂O → N₂ → NH₃ (NH₄NO₃)

Практически все металлы, кроме Au, Pt, Ta, Rh, Ir, окисляются концентрированной азотной кислотой с образованием нитрата и выделением газа NO₂, например, j⁰_Ag_/Ag³⁺ = +0,799 В.

Ag +2HNO₃ → AgNO₃ + NO₂ +H₂O

Многие конструкционные металлы (например, Fe, Cr, Al) концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует (происходит образование оксидной пленки, не растворимой в кислоте);

е) в зависимости от величины стандартного электродного потенциала металла и степени разбавления азотной кислоты, в качестве продуктов восстановления разбавленной азотной кислоты выделяются любые продукты, кроме NO₂ (смотрите схему восстановления азотной кислоты), например: j⁰_Cu_/Cu²⁺ = +0,338 В,

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

j⁰_Mg/Mg²⁺ = –2,372 В,

4Mg + 10HNO₃ → 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

j⁰_Al_/Al³⁺ = –1,70 В;

8Al + 30HNO₃ → 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

ж) благородные металлы (Au, Pt) растворяются в «царской водке» (1 объем концентрированной HNO₃ и 3–4 объема концентрированной HCl), например, j⁰_Au_/Au³⁺ = + 1,498 В.

Au + HNO₃ + 3HCl → AuCl₃ + NO + H₂O

В горячей (более 230 ⁰С) концентрированной селеновой кислоте H₂SeO₄ растворяется металлическое золото, образуется селенат золота (III) Au₂(SeO₄)₃, например, j⁰_Au_/Au³⁺ = +1,498 В.

2Au + 6H₂SeO₄ → Au₂(SeO₄)₃ + 3SeO₂ + 6H₂O

В избытке HCl образуется комплексная золотохлористоводородная кислота:

AuCl₃ + HCl → H[AuCl₄]

з) существуют особые случаи взаимодействия металлов с кислотами. К ним относят реакции поливалентных металлов (Sn, Sb, V, Mo, Ti, W), которые в высших степенях окисления проявляют неметаллические свойства. В реакциях с концентрированной HNO₃, либо в смесях HNO₃ и HCl, HNO₃ и HF, они, как правило, окисляются до высшей степени окисления с образованием соответствующих кислот, например, j⁰_Sn_/Sn⁴⁺ = +0,01 В.

Sn + 4HNO₃ → H₂SnO₃ + 4NO₂ + H₂O

В реакциях с Sb, V, Ti образуются соответственно сурьмяная H₃SbO₄, ванадиевая HVO₃ и титановая H₂TiO₃ кислоты.

Металлы W, Mo, Pt взаимодействуют со смесью кислот HNO₃ и HF с образованием комплексных кислот H₂[WF₈], H₂[MoF₆] и H₂[PtF₆] соответственно, например, j⁰_W_/W⁶⁺ = + 0,68 В.

W + 2HNO₃ + 8HF → H₂[WF₈] + 2NO + 4H₂O

Металлы р- и d-семейства, являющиеся, как правило, амфотерными элементами (Al, Ga, Zn, Sn, Pb и др.) окисляются в водных растворах щелочей с образованием солей (алюминат, галлат, цинкат, станнит, плюмбит и др.) и выделением продуктов восстановления.

Если стандартный электродный потенциал металла меньше нуля, то восстанавливается водород.

Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

Если стандартный электродный потенциал больше нуля, то для окисления необходим более сильный окислитель, чем вода, например перекись водорода Н₂О₂.

2Sb + 6NaOH + 3H₂O₂ → 2Na₃[Sb(OH)₆]

Приложение

Стандартные электродные потенциалы φ⁰ в водных растворах при 25^оС

Элемент	Электродный процесс	φ⁰, В
1	2	3
Ag	Ag⁺ + 1e = Ag	0,80
Al	AlO₂^- + 2H₂O + 3e = Al + 4OH^- Al³⁺ + 3e = Al	–2,35 –1,66
Au	Au³⁺ + 3e = Au Au⁺ + 1e = Au	1,50 1,69
Ba	Ba²⁺ + 2e = Ba	–2,90
Bi	Bi³⁺ + 3e = Bi	0,21
Br	Br₂(ж) + 2e = 2Br^-	1,07
Ca	Ca²⁺ + 2e = Ca	–2,87
Cd	Cd²⁺ + 2e = Cd	–0,40
Cl	Cl₂ + 2e = 2Cl^-	1,36
Co	Co²⁺ + 2e = Co Co³⁺ + 1e = Co²⁺	–0,28 1,81
Cr	Cr³⁺ + 3e = Cr Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O	–0,74 1,33
Cu	Cu²⁺ + 2e = Cu Cu⁺ + 1e = Cu	0,34 0,52
F	F₂ + 2e = 2F^-	2,87
Fe	Fe²⁺ + 2e = Fe Fe³⁺ + 3e = Fe [Fe(CN)₆]³^- + 1e = [Fe(CN)₆]^4- Fe³⁺ + 1e = Fe²⁺	–0,44 –0,04 0,36 0,77
H	H₂ + 2e = 2H^- 2H⁺ + 2e = H₂ 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^- (pH = 7)	–2,25 0,00 –0,41
Hg	Hg₂²⁺ + 2e = 2Hg Hg²⁺ + 2e = Hg	0,79 0,85
I	I₂(кр) + 2e = 2I^- 2IO₃^- + 12H⁺ + 10e = I₂(кр) + 6H₂O	0,54 1,19
K	K⁺ + 1e = K	–2,92
Li	Li⁺ + 1e = Li	–3,04
Mg	Mg²⁺ + 2e = Mg	–2,36
Mn	Mn²⁺ + 2e = Mn MnO₄^2- + 2H₂O + 3e = MnO₂ + 4OH^- MnO₂ + 4H⁺ + 2e = Mn²⁺ + 2H₂O MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O	–1,05 0,60 1,23 1,51
Na	Na⁺ + 1e = Na	–2,71
Ni	Ni²⁺ + 2e = Ni	–0,25

Продолжение таблицы
1	2	3
N	NO₃^- + 4H⁺ + 3e = NO + 2H₂O	0,96
O	O₂ + 2H₂O + 4e = 4OH^- O₂ + 2H⁺ + 2e = H₂O₂ O₂ + 4H⁺ + 4e = 2H₂O H₂O₂ + 2H⁺ + 2e = 2H₂O	0,40 0,68 1,23 1,78
Pb	Pb²⁺ + 2e = Pb PbSO₄ + 2e = Pb + SO₄^2- PbO₂ + 4H⁺ + SO₄^2- +2e = PbSO₄ + 2H₂O	–0,13 –0,36 1,69
Pt	Pt²⁺ + 2e = Pt	1,19
S	S₂O₈^2- + 2e = 2SO₄^2- S⁰ + 2H⁺ + 2e = H₂S	2,01 0,17
Sn	Sn²⁺ + 2e = Sn Sn⁴⁺ + 2e = Sn²⁺	–0,14 0,15
Zn	ZnO₂^2- + 2H₂O + 2e = Zn + 4OH^- Zn²⁺ + 2e = Zn	–1,22 –0,76

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 271; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 2 3 456 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!