Главная > Химия > Составление химических уравнений
<< Предыдущий параграф
Следующий параграф >>
<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Макеты страниц

Составление уравнений реакций окисления металлов

растворами кислот и щелочей

Взаимодействие металла с кислотой сопровождается переходом металла в состояние иона — это реакция окисления металла ионами кислоты. Так, например, , взаимодействуя с соляной кислотой, отдает 2 электрона ионам водорода и переходит в ион :

Все металлы и неметаллы по химической активности можно расположить в ряд, называемый рядом стандартных электродных потенциалов (см. приложение 6) или рядом напряжений — для металлов:

Из ряда напряжений следует, что все металлы с отрицательной величиной потенциала, стоящие левее водорода, выделяют водород из кислот, анионы которых не проявляют окислительных свойств. При этом интенсивность реакции тем больше, чем левее в ряду напряжений стоит металл. Это объясняется тем, что у иона водорода сродство к электрону больше чем у элементов, стоящих левее водорода. И наоборот, металлы, расположенные правее водорода (нормальные электродные потенциалы которых имеют знак плюс), не вытесняют водород из кислот.

В ряду напряжений каждый металл окисляется ионами всех следующих за ним металлов, имеющих большие потенциалы, чем его, и не окисляются ионами металлов с меньшим потенциалом. Например, реакция

осуществима, а реакция

не идет, так как серебро имеет значительно большую алгебраическую величину стандартного потенциала, чем кальций, серебро расположено в ряду напряжений правее кальция и, следовательно, оно не может вытеснить его из раствора соли.

Восстановительная способность свободных металлов увеличивается от золота к литию, а окислительная способность ионов, наоборот, увеличивается от лития к золоту.

В гальваническом элементе, составленном из двух металлических электродов, анодом (отрицательным полюсом) является более активный металл. При этом чем дальше друг от друга в ряду напряжений расположены эти металлы, тем большее напряжение может давать гальванический элемент.

Однако следует подчеркнуть, что ряд напряжений металлов нельзя рассматривать как абсолютную характеристику свойств металлов, действительную во всех случаях и при всяких условиях. Например, металлический магний не вытесняет цинк из раствора его соли, хотя его потенциал значительно отрицательнее, т. е. имеет значительно меньшую алгебраическую величину стандартного потенциала, чем у цинка.

По величине электродного потенциала можно судить лишь о принципиальной (термодинамической) возможности растворения или осаждения металла. Фактическое значение электродного потенциала нередко зависит от ряда побочных причин и условий, приводящих к отличию его от термодинамического значения.

Несмотря на это, в большинстве случаей ряд напряжений (как будет показано ниже) позволяет правильно определять направление окислительно-восстановительных реакций.

Если металл не окисляется ионом водорода кислоты, то он может взаимодействовать только с такими кислотами, которые являются более сильными окислителями. К таким кислотам относятся азотная (концентрированная и разбавленная), серная (концентрированная), хлорноватистая и некоторые другие. Так, например, взаимодействует с концентрированной азотной кислотой, потому что в ион обладает окислительными свойствами:

Золото и с не взаимодействует, но окисляется царской водкой (смесью трех объемов концентрированной соляной кислоты и одного объема концентрированной азотной кислоты) по следующему суммарному уравнению:

Уравнение реакции окисления царской водкой может быть написано по стадиям:

Следует иметь в виду, что металлы, обычно не выделяющие из кислот водорода, в известных условиях (образуя труднорастворимые соединения или комплексы) все же могут вступать во взаимодействие с кислотами.

Например, медь, не выделяющая водорода из большинства кислот, реагирует с , выделяя водород и образуя труднорастворимую соль — сульфид меди

Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, теоретически должны вытеснять его не только из кислот, но и из воды. Но вследствие очень малой концентрации ионов водорода , образующихся при диссоциации воды, только наиболее активные металлы реагируют с водой.

Уравнение реакции растворения цинка в щелочи нередко пишут так:

В действительности реакция протекает иначе. Металлический цинк практически не реагирует с водой вследствие образования на его поверхности гидроокиси цинка, препятствующей дальнейшему окислению. Однако в присутствии щелочи растворяется, и цинк начинает выделять водород из воды.

Поэтому химизм растворения (вернее, окисления) цинка в щелочах правильнее выражать уравнениями:

или

Окисление алюминия и олова в сильных щелочах выражают следующими уравнениями:

В горячем растворе КОН (или ) олово окисляется с нием водорода и образованием калия

Водные растворы алюминатов, вероятно, содержат ионы . Примерами гидроксоалюминатов, кроме , могут служить ; их состав стехиометрически может быть представлен так: ,

При нагревании гидроксосоли теряют воду и переходят в метаалюминаты:

<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Оглавление