Учебник для 11 класса

ХИМИЯ

§ 18.2. Общие химические свойства металлов

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т. е. окисляются. В этом, как вам известно, заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ — металлов.

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периодической системы Д. И. Менделеева, изменяется закономерно (см. рис. 37).

Восстановительную активность металла в химических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

(Нижнюю строчку ряда следует рассматривать как продолжение предыдущей.)

Более точное название этого ряда — ряд стандартных электродных потенциалов металлов.

Что такое электродный потенциал? Каким образом составлен названный ряд? Как этим рядом пользоваться?

При погружении любого металла в раствор электролита на границе металл—раствор устанавливается равновесие:

В металле появляется избыток электронов, а раствор на границе заряжается положительно. Таким образом образуется двойной электрический слой и возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Электродный потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры.

Абсолютное значение электродного потенциала непосредственно измерить нельзя. Вместе с тем не представляет труда измерение разности электродных потенциалов, которая возникает в системе, состоящей из двух пар металл—раствор. Условились определять электродные потенциалы металлов по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого принят за нуль. Такой электрод состоит из специально приготовленной платиновой пластинки, которая погружена в раствор серной кислоты с концентрацией ионов водорода, равной 1 моль/л, и омывается струей газообразного водорода под давлением в 101,325 кПа при 25 °С.

Если пластинку любого металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится электрическая цепь (гальванический элемент), электродвижущую силу (ЭДС) которой легко измерить. Эту ЭДС и называют стандартным электродным потенциалом (Е°). Например:

⁺

³⁺

²⁺

⁺

Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраических величин их стандартных электродных потенциалов, образуют хорошо известный вам электрохимический ряд напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сделать следующие важные заключения о химической активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стандартных условиях (t = 25 °С, р = 1 атм):

Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее).
Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе.
Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Восстановительная активность металла, определенная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в Периодической системе. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитывают не только энергию отрыва электронов от отдельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов.

Например, литий более активен в водных растворах, чем натрий (хотя по положению в Периодической системе Na — более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов Li⁺ значительно больше, чем энергия гидратации ионов Na⁺, поэтому первый процесс является энергетически более выгодным.

Рассмотрев общие положения, характеризующие восстановительные свойства металлов, перейдем к конкретным химическим реакциям.