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 окислителявыступаетН2О:
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 / Me1n + // 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 (+)
 | |||
 |
SO42 -
· 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 = Е0Ox - Е0Red = 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 (+)
 | |||
 |
SO42–
· 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