Два правила ряда активности металлов

Обновлено: 03.05.2024

Химические свойства металлов определяются их активностью. Простые вещества – металлы в химических реакциях всегда являются восстановителями . Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются восстановительные свойства).

Среди металлов традиционно выделяют несколько групп.

благородные металлы (серебро, золото, платина, иридий);

щелочные металлы – I(A) группа ;

щелочноземельные металлы – II(A) группа , кроме Be, Mg.

Металлы встпают в реакции с простыми веществами – неметаллами (кислород, галогены, сера, азот, фосфор и др.) и сложными веществами (вода, кислоты, растворы солей)

Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами

1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды:

4Li + O ₂ = обыч. усл . = 2Li ₂ O

2Mg + O ₂ = t, °C = 2MgO

Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют

2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и йодом), образуя галогениды – Ме +n Г -1 _n

2Na + Cl ₂ = 2NaCl

3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.

4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.

3Na + P = t, °C = Na ₃ P

Взаимодействие со сложными веществами

I. Взаимодействие воды с металлами

1). Взаимодействие с самыми активными металлами, находящимися в периодической системе в I(А) и II(А) группах (щелочные и щелочноземельные металлы) и алюминий . В результате образуются основание и газ водород .

Me + H ₂ O = Me(OH) _n + H ₂ (р. замещения)

Внимание! Алюминий и магний ведут себя также:

Магний (в горячей воде):

2) Взаимодействие воды с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.

Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н ₂ ) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода

Me + Н ₂ О = Ме _х О _у + Н ₂ (р. замещения)

Бериллий с водой образует амфотерный оксид:

Be + H ₂ O = t°C = BeO + H ₂

Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe ₃ O ₄ и водород:

3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.

Cu + H ₂ O ≠ нет реакции

II. Взаимодействие растворов кислот с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот ( раствор азотной кислоты – исключение ), образуя соль и водород.

Кислота _{(раствор)} + Me _{до (Н2)} = Соль + H ₂ ↑

III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами

Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:

H ₂ SO ₄ (конц.) + Me = Сульфат + H ₂ O + Х

HNO ₃ + Me = Нитрат + H ₂ O + Х

4Zn + 10HNO _{3 (раствор горячий)} = t˚C = 4Zn(NO ₃ ) ₂ + N ₂ O + 5H ₂ O

4Zn + 10HNO _{3 (оч. разб. горячий)} = t˚C = 4Zn(NO ₃ ) ₂ + NH ₄ NO ₃ + 3H ₂ O

IV. С растворами солей менее активных металлов

Ме + Соль = Новый металл + Новая соль

Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым: от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.

Урок №48. Химические свойства металлов. Ряд активности (электрохимический ряд) металлов

Как охарактерезовать ряд активности металлов?

Если коротко - Электрохимический ряд активности (напряжения) металлов показывает их сравнительную активность в реакциях окисления-восстановления, чем правее металл, тем ниже восстановительная активность.
А вот история вопроса:
Алессандро Вольта экспериментально установил ряд напряжений металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. Сила гальванического элемента была тем больше, чем дальше стояли друг от друга члены ряда. В 1853 г. русский учёный Николай Бекетов обобщил исследования относительно способности одних металлов вытеснять другие из растворов их солей. Самый известный пример такой реакции - вытеснение из раствора ионов меди железом (восстановление меди железом) - ещё в Средние века использовали шарлатаны, публично показывавшие "превращение" железного гвоздя в красное "золото". Давно знали и о вытеснении из раствора свинца цинком и кадмием (восстановление свинца) , вытеснении (восстановлении) железа цинком и т. д.

Так был составлен "вытеснительный ряд", или ряд активности, в котором каждый металл вытесняет (восстанавливает) из растворов солей все последующие, но ни один из предыдущих. Водород тоже поместили в этот ряд - он оказался перед медью; однако сам водород металлы, как правило, из раствора не вытесняет. Все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.

Сначала Бекетов решил, что основная закономерность такова: более лёгкие металлы способны вытеснять из растворов солей металлы с большей плотностью. Но это не всегда согласовывалось с опытными данными. Непонятно было и то, как связан "вытеснительный ряд" с рядом напряжений Вольта. Со временем накапливалось всё больше свидетельств того, что некоторые "правила вытеснения" могут нарушаться. Как обнаружил Бекетов, водород под давлением 10 атм. вытесняет серебро из раствора AgNO3. Английский химик Уильям Одлинг описал множество случаев подобного "обращения активности". Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl2 и свинец - из кислого раствора PbCl2. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl2.
Теоретическую основу ряда активности (и ряда напряжений) заложил немецкий физикохимик Вальтер Нернст (1864-1941). Вместо качественной характеристики появилась точная количественная величина, характеризующая способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде. Такой величиной является стандартный электродный потенциал металла, а соответствующий ряд, выстроенный в порядке изменения потенциалов, называется рядом стандартных электродных потенциалов. Eсли соединить два электрода, то получится гальванический элемент. Напряжение этого элемента равно разности электродных потенциалов двух составляющих его электродов. Если известен электродный потенциал одного электрода, мы можем определить электродный потенциал другого. Обратите внимание на это "если": мы, действительно, должны знать электродный потенциал одного из электродов. Но так как абсолютное значение было не известно, приняли электродный потенциал одного из электродов равным нулю, тогда можно определить значение другого электродного потенциала. Нулевое значение дали водородному электроду. Чтобы определить стандартный электродный потенциал металла, измеряют электродвижущую силу гальванического элемента, один из электродов которого - исследуемый металл, погружённый в раствор его соли (при концентрации 1 моль/л) , а второй электрод - эталонный (его ещё называют водородным) .

Чем левее стоит в ряду металл, тем он активнее и способен вытеснять из растворов солей металлы, стоящие правее его самого, в том числе и водород (при взаимодействии с кислотами).

Электрохимический ряд напряжений металлов

Li. Rb. K. Ba. Sr. Ca. Na. Mg. Al. Mn. Zn. Cr. Fe. Cd. Co.

Ni. Sn. Pb. H... Sb. Bi. Cu. Hg. Ag. Pb. Pt. Au.

В соответствии с этим металлы подразделяются на три группы:

– активные, имеющие значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов от наиболее отрицательного (у лития) до потенциала алюминия (Li-Аl);

– средней активности (Аl-Н₂);

– малоактивные (Н₂-Аu).

Чем левее расположен металл в ряду напряжений, тем выше его восстановительная способность и тем слабее окислительная способность его катиона в растворе.

Металл способен вытеснять из растворов солей только те металлы (т.е. окисляться их катионом), которые стоят в этом ряду правее него.

Металлы, расположенные левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот, т.е. окисляться катионом водорода кислоты.

Наиболее распространенные окислители металлов:

– катион водорода (протон) в молекулах воды и «кислотах – неокислителях»: разбавленной H₂SO₄, галогеноводородных кислотах, Н₃РО₄, Н₂S, НСΝ, органических кислотах и некоторых других;

– вода в щелочной среде;

– элементы в высших степенях окисления, входящие в состав «кислот – окислителей»: S +6 в концентрированной H₂SO_4, N +5 в HNO₃ любой концентрации.

– катион менее активного металла в растворе его соли.

Реакции металлов с окислителями сопровождается образованием продуктов восстановления окислителей, состав которых зависит от природы реагирующих веществ (см. ниже таблицу 8.2. и раздел "Влияние на ОВР металлов поверхностных пленок").

При окислении металлов концентрированной H₂SO₄ и HNO₃ любой концентрации образуется смесь продуктов восстановления частиц S +6 и N +5 , среди которых имеются преобладающие вещества (таблица 8.2).

Таблица 8.2 – Состав преобладающих продуктов восстановления окислителя в зависимости от природы металла и окислителя

Активность металла	Окислитель	Преобладающие продукты восстановления окислителя
Активные металлы	H₂O (при pH=7)	H₂
С водой взаимодействуют только Li,K,Rb,Cs,Ba,Sr,Ca,Na, Mg (при нагр.)
Be, Al, Zn	H₂O (при pH>7) в щелочной среде	H₂
Mg, Be, Al, Мn Zn (при норм. условиях)

H + в составе кислот-неоки-

H₂
N +5 в конц.HNO₃	NO₂
N +5 в разб HNO₃	N₂
N +5 в очень разб. HNO₃	NH₃ (NH₄NO₃)
S +6 в конц. H₂SO₄	H₂S
Металлы средней активности а	H₂O (при pH>7) в щелочной среде	H₂
Sn, Pb, Ge
Fe, Ni, Cr , Sn, Pb, Zn (при нагревании)	H + в кислотах-неокисли-телях	H₂
конц. HNO₃	NO₂
разб.HNO₃	N₂O
очень разб.HNO₃	N₂
конц. H₂SO₄	S

Неактивные металлы	конц. HNO₃ разб. HNO₃ очень. разб. HNO₃ конц. H₂SO₄	NO₂ NO NO SO₂
Взаимодействуют только Cu, Hg, Ag Взаимодействуют только Cu и Hg

Металлы со стабильной высшей степенью окисления при окислении конц. HNO₃ могут в качестве преобладающих продуктов реакции давать кислоты с высшей степенью окисления металла, например:

Общая схема реакции металлов с кислотами – окислителями:

Me + HNO₃ → Me(NO₃)_x + H₂O + преобладающий продукт восстановления

кислоты в зависимости от ее концентрации

Влияние на ОВР металлов поверхностных пленок:

1. В конц. H₂SO₄ устойчивы Al, Cr и Fe вследствие пассивации (реакция начинается, а затем прекращается из-за образования на поверхности инертного слоя).

2. В конц. HNO₃ при нормальной температуре устойчивы из-за пассивации Al, Fe, Cо, Ni, Cr (они начинают реагировать, а затем окисление прекращается из-за образования на поверхности инертного слоя).

3. Не окисляется HNO₃ любой концентрации:

– Au, Ru, Os, Pd, Pt, Rh, Jr вследствие их термодинамической устойчивости;

– Ti, Ta, Zr, Hf, Νb из-за пассивации (Ti не окисляется ни разб., ни конц. HNO₃).

4. Разбавленная H₂SO₄ и HCl не окисляют Pb из-за пассивации нерастворимыми солями (реакция начинается, а затем прекращается).

5. На поверхности ряда металлов (Be, Al, Sn, Zn, Pb ) образуются нерастворимые амфотерные оксиды, поэтому они не окисляются H₂O в нейтральной среде. Однако в щелочной среде эти металлы реагируют с водой, т.к. у образующихся амфотерных оксидов, а затем и гидроксидов преобладают кислотные свойства, вследствие чего они взаимодействуют со щелочью, образуя растворимые соли.

Читайте также: