Что такое ряд напряжений металлов. Активные металлы. Практическое использование ряда активности металлов

Какую информацию можно получить из ряда напряжений?

Ряд напряжений металлов широко используется в неорганической химии. В частности, результаты многих реакций и даже возможность их осуществления зависят от положения некоторого металла в ЭРН. Обсудим этот вопрос подробнее.

Взаимодействие металлов с кислотами

Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами - неокислителями. Металлы, расположенные в ЭРН правее Н, взаимодействуют только с кислотами - окислителями (в частности, с HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4).

Пример 1 . Цинк расположен в ЭРН левее водорода, следовательно, способен реагировать практически со всеми кислотами:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Пример 2 . Медь находится в ЭРН правее Н; данный металл не реагирует с "обычными" кислотами (HCl, H 3 PO 4 , HBr, органические кислоты), однако вступает во взаимодействие с кислотами-окислителями (азотная, концентрированная серная):

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Обращаю внимание на важный момент: при взаимодействии металлов с кислотами-окислителями выделяется не водород, а некоторые другие соединения. Подробнее об этом можно почитать !

Взаимодействие металлов с водой

Металлы, расположенные в ряду напряжений левее Mg, легко реагируют с водой уже при комнатной температуре с выделением водорода и образованием раствора щелочи.

Пример 3 . Натрий, калий, кальций легко растворяются в воде с образованием раствора щелочи:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Металлы, расположенные в ряду напряжений от водорода до магния (включительно), в ряде случаев взаимодействуют с водой, но реакции требуют специфических условий. Например, алюминий и магний начинают взаимодействие с Н 2 О только после удаления оксидной пленки с поверхности металла. Железо не реагирует с водой при комнатной температуре, но взаимодействует с парами воды. Кобальт, никель, олово, свинец практически не взаимодействуют с H 2 O не только при комнатной температуре, но и при нагревании.

Металлы, расположенные в правой части ЭРН (серебро, золото, платина) не реагируют с водой ни при каких условиях.

Взаимодействие металлов с водными растворами солей

Речь пойдет о реакциях следующего типа:

металл (*) + соль металла (**) = металл (**) + соль металла (*)

Хотелось бы подчеркнуть, что звездочки обозначают в данном случае не степень окисления, не валентность металла, а просто позволяют различить металл № 1 и металл № 2.

Для осуществления подобной реакции необходимо одновременное выполнение трех условий:

  1. соли, участвующие в процессе, должны растворяться в воде (это легко проверить, пользуясь таблицей растворимости);
  2. металл (*) должен находиться в ряду напряжений левее металла (**);
  3. металл (*) не должен реагировать с водой (что тоже легко проверяется по ЭРН).

Пример 4 . Рассмотрим несколько реакций:

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Первая реакция легко осуществима, все перечисленные выше условия выполнены: сульфат меди растворим в воде, цинк находится в ЭРН левее меди, Zn не реагирует с водой.

Вторая реакция невозможна, т. к. не выполнено первое условие (сульфид меди (II) практически не растворяется в воде). Третья реакция неосуществима, поскольку свинец - менее активный металл, нежели железо (находится правее в ЭРН). Наконец, четвертый процесс НЕ приведет к осаждению никеля, поскольку калий реагирует с водой; образовавшийся гидроксид калия может вступить в реакцию с раствором соли, но это уже совершенно другой процесс.

Процесс термического распада нитратов

Напомню, что нитраты - это соли азотной кислоты. Все нитраты разлагаются при нагревании, но вот состав продуктов разложения может быть разным. Состав определяется положением металла в ряду напряжений.

Нитраты металлов, расположенных в ЭРН левее магния, при нагревании образуют соответствующий нитрит и кислород:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

В ходе термического разложения нитратов металлов, расположенных в ряду напряжений от Mg до Cu включительно, образуются оксид металла, NO 2 и кислород:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Наконец, при разложении нитратов наименее активных металлов (расположенных в ЭРН правее меди) образуются металл, диоксид азота и кислород.

Восстановительные свойства - это главные химические свойства, характерные для всех металлов. Они проявляются во взаимодействии с самыми разнообразными окислителями, в том числе с окислителями из окружающей среды. В общем виде взаимодействие металла с окислителями можно выразить схемой:

Ме + Окислитель " Me (+Х),

Где (+Х) - это положительная степень окисления Ме.

Примеры окисления металлов.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

  • Ряд активности металлов

    Восстановительные свойства металлов отличаются друг от друга. В качестве количественной характеристики восстановительных свойств металлов используют электродные потенциалы Е.

    Чем активнее металл, тем отрицательнее его стандартный электродный потенциал Е о.

    Металлы, расположенные в ряд по мере убывания окислительной активности, образуют ряд активности.

    Ряд активности металлов

    Me Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Ag Au
    Me z+ Li + K + Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Ag + Au 3+
    E o ,B -3,0 -2,9 -2,87 -2,71 -2,36 -1,66 -1,18 -0,76 -0,74 -0,44 -0,25 -0,14 -0,13 0 +0,34 +0,80 +1,50
    Металл, с более отрицательным значением Ео, способен восстановить катион металла с более положительным электродным потенциалом.

    Восстановление металла из раствора его соли с другим металлом с более высокой восстановительной активностью называется цементацией . Цементацию используют в металлургических технологиях.

    В частности, Cd получают, восстанавливая его из раствора его соли цинком.

    Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

  • 3.3. 1. Взаимодействие металлов с кислородом

    Кислород - это сильный окислитель. Он может окислить подавляющее большинство металлов, кроме Au и Pt . Металлы, находящиеся на воздухе, контактируют с кислородом, поэтому при изучении химии металлов всегда обращают внимание на особенности взаимодействия металла с кислородом.

    Всем известно, что железо во влажном воздухе покрывается ржавчиной - гидратировааным оксидом железа. Но многие металлы в компактном состоянии при не слишком высокой температуре проявляют устойчивость к окислению, так как образуют на своей поверхности тонкие защитные пленки. Эти пленки из продуктов окисления не позволяют окислителю контактировать с металлом. Явление образования на поверхности металла защитных слоев, препятствующих окислению металла, называется - пассивацией металла.

    Повышение температуры способствует окислению металлов кислородом . Активность металлов повышается в мелкораздробленном состоянии. Большинство металлов в виде порошка сгорает в кислороде.

  • s-металлы

    Наибольшую восстановительную активность проявляют s -металлы. Металлы Na, K, Rb Cs способны воспламеняться на воздухе, и их хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина. Be и Mg при невысоких температурах на воздухе пассивируются. Но при поджигании лента из Mg сгорает с ослепительным пламенем.

    Металлы II А-подгруппы и Li при взаимодействии с кислородом образуют оксиды .

    2Ca + O 2 = 2CaO

    4 Li + O 2 = 2Li 2 O

    Щелочные металлы, кроме Li , при взаимодействии с кислородом образуют не оксиды, а пероксиды Me 2 O 2 и надпероксиды MeO 2 .

    2Na + O 2 = Na 2 O 2

    K + O 2 = KO 2

  • р-металлы

    Металлы, принадлежащие p -блоку на воздухе пассивируются.

    При горении в кислороде

    • металлы IIIА-подгруппы образуют оксиды типа Ме 2 О 3 ,
    • Sn окисляется до SnO 2 , а Pb - до PbO
    • Bi переходит в Bi 2 O 3 .
  • d-металлы

    Все d -металлы 4 периода окисляются кислородом . Легче всего окисляются Sc, Mn , Fe. Особенно устойчивы к коррозии Ti, V, Cr.

    При сгорании в кислороде из всех d

    При сгорании в кислороде из всех d -элементов 4 периода только скандий, титан и ванадий образуют оксиды, в которых Ме находится в высшей степени окисления, равной № группы. Остальные d-металлы 4 периода при сгорании в кислороде образуют оксиды, в которых Ме находится в промежуточных, но устойчивых степенях окисления.

    Типы оксидов, образуемых d-металлами 4 периода при горении в кислороде:

    • МеО образуют Zn, Cu, Ni, Co. (при Т>1000оС Cu образует Cu 2 O),
    • Ме 2 О 3 , образуют Cr, Fe и Sc,
    • МеО 2 - Mn, и Ti,
    • V образует высший оксид -V 2 O 5 .
    d -металлы 5 и 6 периодов, кроме Y, La, более всех других металлов устойчивы к окислению. Не реагируют с кислородом Au, Pt.

    При сгорании в кислороде d -металлов 5и 6 периодов, как правило, образуют высшие оксиды , исключение составляют металлы Ag, Pd, Rh, Ru.

    Типы оксидов, образуемых d-металлами 5и 6 периодов при горении в кислороде:

    • Ме 2 О 3 - образуют Y, La; Rh;
    • МеО 2 - Zr, Hf; Ir:
    • Me 2 O 5 - Nb, Ta;
    • MeO 3 - Mo, W
    • Me 2 O 7 - Tc, Re
    • МеО 4 - Os
    • MeO - Cd, Hg, Pd;
    • Me 2 O - Ag;
  • Взаимодействие металлов с кислотами

    В растворах кислот катион водорода является окислителем . Катионом Н + могут быть окислены металлы, стоящие в ряду активности до водорода , т.е. имеющие отрицательные электродные потенциалы.

    Многие металлы, окисляясь, в кислых водных растворах многие переходят в катионы Me z + .

    Анионы ряда кислот способны проявлять окислительные свойства, более сильные, чем Н + . К таким окислителям относятся анионы и самых распространенных кислот H 2 SO 4 и HNO 3 .

    Анионы NO 3 - проявляют окислительные свойства при любой их концентрации в растворе, но продукты восстановления зависят от концентрации кислоты и природы окисляемого металла.

    Анионы SO 4 2- проявляют окислительные свойства лишь в концентрированной H 2 SO 4 .

    Продукты восстановления окислителей: H + , NO 3 - , SO 4 2 -

    2Н + + 2е - = Н 2

    SO 4 2- из концентрированной H 2 SO 4 SO 4 2- + 2e - + 4 H + = SO 2 + 2 H 2 O

    (возможно также образование S, H 2 S)

    NO 3 - из концентрированной HNO 3 NO 3 - + e - + 2H + = NO 2 + H 2 O
    NO 3 - из разбавленной HNO 3 NO 3 - + 3e - + 4H + = NO + 2H 2 O

    (возможно также образование N 2 O, N 2 , NH 4 +)

    Примеры реакций взаимодействия металлов с кислотами

    Zn + H 2 SO 4 (разб.) " ZnSO 4 + H 2

    8Al + 15H 2 SO 4 (к.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

    3Ni + 8HNO 3 (разб.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

    Cu + 4HNO 3 (к.) " Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

  • Продукты окисления металлов в кислых растворах

    Щелочные металлы образуют катион типа Ме + , s-металлы второй группы образуют катионы Ме 2+ .

    Металлы р-блока при растворении в кислотах образуют катионы, указанные в таблице.

    Металлы Pb и Bi растворяют только в азотной кислоте.

    Me Al Ga In Tl Sn Pb Bi
    Mez+ Al 3+ Ga 3+ In 3+ Tl + Sn 2+ Pb 2+ Bi 3+
    Eo,B -1,68 -0,55 -0,34 -0,34 -0,14 -0,13 +0,317

    Все d-металлы 4 периода, кроме Cu, могут быть окислены ионами Н + в кислых растворах.

    Типы катионов, образуемых d-металлами 4 периода:

    • Ме 2+ (образуют d-металлы начиная от Mn до Cu)
    • Ме 3+ (образуют Sc, Ti , V , Cr и Fe в азотной кислоте).
    • Ti и V образуют также катионы МеО 2+
    d -элементы 5 и 6 периодов более устойчивы к окислению, чем 4 d - металлы.

    В кислых растворах Н + может окислить: Y, La, Сd.

    В HNO 3 могут растворяться: Cd, Hg, Ag. В горячей HNO 3 растворяются Pd, Tc, Re.

    В горячей H 2 SO 4 растворяются: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

    Металлы: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W обычно растворяют в смеси HNO 3 + HF.

    В царской водке (смеси HNO 3 + HCl) можно растворить Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au и Os с трудом). Причиной растворения металлов в царской водке или в смеси HNO 3 + HF является образование комплексных соединений.

    Пример. Растворение золота в царской водке становится возможным из-за образования комплекса -

    Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

  • Взаимодействие металлов с водой

    Окислительные свойства воды обусловлены Н(+1).

    2Н 2 О + 2е - " Н 2 + 2ОН -

    Так как концентрация Н + в воде мала, окислительные свойства ее невысоки. В воде способны растворяться металлы с Е < - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Все s -металлы, кроме Be и Mg легко растворяются в воде.

    2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 OH -

    Na энергично взаимодействует с водой с выделением тепла. Выделяющийся Н 2 может воспламениться.

    2H 2 +O 2 =2H 2 O

    Mg растворяется только в кипящей воде, Ве защищен от окисления инертным нерастворимым оксидом

    Металлы р-блока - менее сильные восстановители, чем s .

    Среди р-металлов восстановительная активность выше у металлов IIIА-подгруппы, Sn и Pb - слабые восстановители, Bi имеет Ео > 0 .

    р-металлы при обычных условиях в воде не растворяются . При растворении защитного оксида с поверхности в щелочных растворах водой окисляются Al, Ga и Sn.

    Среди d-металлов водой окисляются при нагревании Sc и Mn, La, Y. Железо реагирует с водяным паром.

  • Взаимодействие металлов с растворами щелочей

    В щелочных растворах окислителем выступает вода .

    2Н 2 О + 2е - = Н 2 + 2ОН - Ео = - 0,826 B (рН =14)

    Окислительные свойства воды с ростом рН понижаются, из-за уменьшения концентрации Н + . Тем не менее, некоторые металлы, не растворяющиеся в воде, растворяются в растворах щелочей, например, Al, Zn и некоторые другие. Главная причина растворения таких металлов в щелочных растворах заключается в том, что оксиды и гидроксиды этих металлов проявляют амфотерность, растворяются в щелочи, устраняя барьер между окислителем и восстановителем.

    Пример. Растворение Al в растворе NaOH.

    2Al + 3H 2 O +2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2

  • Разность потенциалов «вещество электрода – раствор» как раз и служит количествен­ной характеристикой способности вещества (как металлов, так и неметаллов) переходить в раствор в виде ионов, т.е. характери­ стикой ОВ способности иона и соответствующего ему вещества.

    Такую разность потенциалов называют электродным потенциалом .

    Однако прямых методов измерений такой разности потенциалов не существует, поэтому условились их определять по отношению к так называемому стандартному водородному электроду, потенци­ ал которого условно принят за ноль (часто его также называют электродом сравнения). Стандартный водородный электрод состоит из платиновой пластинки, погруженной в раствор кислоты с кон­ центрацией ионов Н + 1 моль/л и омываемой струей газообразного водорода при стандартных условиях .

    Возникновение потенциала на стандартном водородном электроде можно представить себе следующим образом. Газообразный водород, адсорбируясь платиной, переходит в атомарное состояние:

    H 2 2H .

    Между атомарным водородом, образующимся на поверхности пластины, ионами водорода в растворе и платиной (электроны!) реализуется состояние динамического равновесия:

    H Н + + е.

    Суммарный процесс выражается уравнением:

    Н 2 2Н + + 2е.

    Платина не принимает участия в окислительно – восстанов ительном процессе, а является лишь носителем атомарного водорода.

    Если пластинку некоторого металла, погруженную в раствор его соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический элемент. Электродвижущая сила этого элемента (ЭДС), измеренная при 25° С, и характеризует стандартный элек­тродный потенциал металла, обозначаемый обычно как Е 0 .

    По отношению к системе Н 2 /2Н + некоторые вещества будут вести себя как окислители, другие - как восстановители. В настоящее время получены стандартные потенциалы практически всех металлов и многих неметаллов, которые характеризуют относительную способность восстановителей или окислителей к от­даче или захвату электронов.

    Потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-“, а знаком “+” отмечены потенциалы электродов, являющихся окислителями.

    Если расположить металлы в порядке воз­растания их стандартных электродных потенциалов, то образует­ся так называемый электрохимический ряд напряжений метал­лов :

    Li , Rb , К, Ва, Sr , Са, N а, М g , А l , М n , Zn , С r , F е, С d , Со, N i , Sn , Р b , Н, Sb , В i , С u , Hg , А g , Р d , Р t , А u .

    Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов.

    1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

    2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений металлов после него. Исключениями являются лишь щелочные и щелочноземельные металлы, которые не будут восстанавливать ионы других металлов из растворов их солей. Это связано с тем, что в этих случаях с большей скоростью протекают реакции вза­имодействия металлов с водой.

    3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный элек­тродный потенциал, т.е. находящиеся в ряду напряжений метал­лов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

    Необходимо отметить, что представленный ряд характеризует поведение металлов и их солей только в водных растворах, поскольку потенциалы учитывают особенности взаимодействия того или иного иона с молекулами растворителя. Именно поэтому электрохимический ряд начинается литием, тогда как более активные в химическом отношении рубидий и калий находятся правее лития. Это связано с исключительно высокой энергией про­цесса гидратации ионов лития по сравнению с ионами других щелочных металлов.

    Алгебраическое значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала характеризует окислительную активность соответствующей окисленной формы. Поэтому сопоставление значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов позволяет ответить на вопрос: протекает ли та или иная окислительно-восстановительная реакция?

    Так, все полуреакции окисления галогенид-ионов до свободных галогенов

    2 Cl – – 2 e = С l 2 Е 0 = -1,36 В (1)

    2 Br – -2е = В r 2 E 0 = -1,07 В (2)

    2I – -2 е = I 2 E 0 = -0,54 В (3)

    могут быть реализованы в стандартных условиях при использовании в качестве окислителя оксида свинца (IV ) (Е 0 = 1,46 В) или перманганата калия (Е 0 = 1,52 В). При использовании дихромата калия (E 0 = 1,35 В) удается осуществить только реакции (2) и (3). Наконец, использование в качестве окислителя азотной кислоты (E 0 = 0,96 В) позволяет осуществить только полуреакцию с участием иодид-ионов (3).

    Таким образом, количественным критерием оценки возможности протекания той или иной окислительно-восстановительной реакции является положительное значение разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций окисления и восстановления.

    Металлы, легко вступающие в реакции, называются активными металлами. К ним относятся щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий.

    Положение в таблице Менделеева

    Металлические свойства элементов ослабевают слева направо в периодической таблице Менделеева. Поэтому наиболее активными считаются элементы I и II групп.

    Рис. 1. Активные металлы в таблице Менделеева.

    Все металлы являются восстановителями и легко расстаются с электронами на внешнем энергетическом уровне. У активных металлов всего один-два валентных электрона. При этом металлические свойства усиливаются сверху вниз с возрастанием количества энергетических уровней, т.к. чем дальше электрон находится от ядра атома, тем легче ему отделиться.

    Наиболее активными считаются щелочные металлы:

    • литий;
    • натрий;
    • калий;
    • рубидий;
    • цезий;
    • франций.

    К щелочноземельным металлам относятся:

    • бериллий;
    • магний;
    • кальций;
    • стронций;
    • барий;
    • радий.

    Узнать степень активности металла можно по электрохимическому ряду напряжений металлов. Чем левее от водорода расположен элемент, тем более он активен. Металлы, стоящие справа от водорода, малоактивны и могут взаимодействовать только с концентрированными кислотами.

    Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

    К списку активных металлов в химии также относят алюминий, расположенный в III группе и стоящий левее водорода. Однако алюминий находится на границе активных и среднеактивных металлов и не реагирует с некоторыми веществами при обычных условиях.

    Свойства

    Активные металлы отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), лёгкостью, невысокой температурой плавления.

    Основные химические свойства металлов представлены в таблице.

    Реакция

    Уравнение

    Исключение

    Щелочные металлы самовозгораются на воздухе, взаимодействуя с кислородом

    K + O 2 → KO 2

    Литий реагирует с кислородом только при высокой температуре

    Щелочноземельные металлы и алюминий на воздухе образуют оксидные плёнки, а при нагревании самовозгораются

    2Ca + O 2 → 2CaO

    Реагируют с простыми веществами, образуя соли

    Ca + Br 2 → CaBr 2 ;
    - 2Al + 3S → Al 2 S 3

    Алюминий не вступает в реакцию с водородом

    Бурно реагируют с водой, образуя щёлочи и водород


    - Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

    Реакция с литием протекает медленно. Алюминий реагирует с водой только после удаления оксидной плёнки

    Реагируют с кислотами, образуя соли

    Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ;

    2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2

    Взаимодействуют с растворами солей, сначала реагируя с водой, а затем с солью

    2Na + CuCl 2 + 2H 2 O:

    2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ;
    - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

    Активные металлы легко вступают в реакции, поэтому в природе находятся только в составе смесей - минералов, горных пород.

    Рис. 3. Минералы и чистые металлы.

    Что мы узнали?

    К активным металлам относятся элементы I и II групп - щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Их активность обусловлена строением атома - немногочисленные электроны легко отделяются от внешнего энергетического уровня. Это мягкие лёгкие металлы, быстро вступающие в реакцию с простыми и сложными веществами, образуя оксиды, гидроксиды, соли. Алюминий находится ближе к водороду и для его реакции с веществами требуются дополнительные условия - высокие температуры, разрушение оксидной плёнки.

    Тест по теме

    Оценка доклада

    Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 388.