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 Е_о(Fe/Fe²⁺)=– 0.44 B < E_o(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. Е_о(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 SO₄^2–. 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 (Е_о>–0,5 В) сера восстанавливается до +4 (SO₂), а в случае активного металла (Е_о < –0,5 В) сера восстанавливается до 0 (S) или –2 (H₂S).

Пример 4. В раствор концентрированной серной кислоты помещён цинк. Так как для цинка Е_о=–0,763 В, значит, сульфат–анион SO₄^2– способен восстанавливаться до H₂S; процесс восстановления: SO₄^2– + 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: NO^–₃ + 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.