А потенциал электродного процесса

2Н⁺ +2е = Н₂

равен 0.

Конечными продуктами реакции являются соответствующая соль и водород. Но практически металлы будут реагировать с кислотами лишь при условии растворения продукта их взаимодействия. Например,

Zn + H₂SO₄(разб) = ZnSO₄ +H₂

2Al +6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

Pb + H₂SO₄(разб) = PbSO₄ + H₂

Первые две реакции протекают без труда, а третья практически невозможна, т.к. на поверхности свинца образуется пленка сульфата свинца PbSO₄, практически не растворимая в воде.

Металлы, имеющие положительное значение Е^о, окисляются за счет кислотных остатков азотной и концентрированной серной кислот. С этими кислотами реагируют также почти все металлы, имеющие меньшее значение электродного потенциала, чем потенциал водорода, т.е. меньше 0. Во всех случаях продуктами взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами являются соль, продукт восстановления кислоты и вода.

Продукты восстановления азотной кислоты от её концентрации и активности металла. Азотная кислота, особенно концентрированная, является довольно сильным окислителем. Её окислительные свойства обуславливаются сравнительной неустойчивостью её молекулы. Неустойчивость молекулы HNO₃, объясняется поляризующим действием ионов на ионы NO₃^-. В растворе анионы NO₃^- претерпевают очень сильную деформацию вследствие поляризующего действия ионов водорода. Последние благодаря малому размеру проникают в анионы и оттягивают на себя электроны от отрицательно поляризованных атомов кислорода. В результате этого нитрат – ион разрушается с образованием оксидов азота, именно они действуют как окислитель на металлы.

Глубину восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами можно объяснить, с одной стороны, обратимой реакцией

3NO₂ + H₂O = 2HNO₃ + NO

и природой металла, с другой стороны.

Равновесие указанной реакции устанавливается при обычных условиях при концентрации кислоты примерно 50%. Поэтому при действии более крепкой кислоты на металлы выделяется двуокись азота NO₂, а при действии менее концентрированной - NO. Эти оксиды азота по отношению к химически активным металлам (Mg, Zn) являются достаточно сильными окислителями, и поэтому имеет место более глубокое восстановление до свободного азота N₂, и аммиака NH₃ (с избытком кислоты – до нитрата аммония NH₄NO₃). Таким образом, при действии азотной кислоты различной концентрации также как и при действии концентрированной серной кислоты на любой металл, как правило, водород не выделяется, поскольку окисляющее действие кислородосодержащих кислот обусловлено не ионами водорода.

Азотная кислота растворяет почти все металлы кроме золота, платины, иридия, родия, ниобия, тантала, вольфрама.

Для иллюстрации сказанного приведем несколько уравнений реакций металлов азотной кислоты:

Ag + 2HNO₃(конц) = AgNO₃ + NO₂ +H₂O

Электронные уравнения

Ag – 1e = Ag⁺ (процесс окисления)

N⁺⁵ + 1e = N⁺⁴ (процесс восстановления)

___________________

Ag + N⁺⁵ = Ag⁺ + N⁺⁴

3Pb + 8HNO₃(разб) = 3Pb(NO₃)₂ + 2NO +4H₂O

Электронные уравнения

3 Pb – 2e = Pb⁺² (процесс окисления)

2 N⁺⁵ + 3e = N⁺² (процесс восстановления)

___________________

3Pb +2N⁺⁵ = 3Pb⁺² + 2N⁺²

10Al +36HNO₃(разб) = 10Al(NO₃)₃ + 3N₂ + 18 H₂O

Электронные уравнения

10 5 Al – 3e = Al⁺³ (процесс окисления)

6 3 N⁺⁵ + 5e = N (процесс восстановления)

__________________________

10Al +6N⁺³ = 10Al⁺³ + 3N₂

4Zn +10HNO₃(разб) = 4Zn(NO₃)₂ + NO₂ + 5H₂O

Электронные уравнения

4 Zn – 2e = Zn⁺² (процесс окисления)

2 N⁺⁵ + 4e = N⁺ (процесс восстановления)

___________________

4Zn +2N⁺⁵ = 5 Zn ⁺² + 2N⁺

4Zn + 10HNO₃(очень разб) = 4Zn(NO₃)₂+ NH₄NO₃ + 3H₂O

электронные уравнения

4 8 Zn – 2e = Zn⁺² (процесс окисления)

1 2 N⁺⁵ + 8e = N^-3 (процесс восстановления)

4Zn + N⁺⁵ = 4Zn⁺² + N^-3

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем и растворяет при нагревании почти все металлы (кроме золота платиновых металлов). В зависимости от активности металла серная кислота может восстанавливаться до SO₂, S, H₂S. Обычно металлы малоактивные (например, Sn, Pb, Cu и другие) восстанавливают концентрированную серную кислоту до двуокиси серы SO₂, а наиболее активные металлы (например, Al, Mn, Zn и другие) восстанавливают её одновременно до SO₂, S, H₂S. Сильные окислительные свойства концентрированной серной кислоты обуславливаются наличием серного ангидрида, образующегося в результате поляризующего действия ионов водорода на сульфат-ион.

Ниже представлены уравнения реакций взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой:

Sn+4H₂SO₄=Sn(SO₄)₂+2SO₂+4H₂O

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: