4.4. Взаимодействие металлов с водой

При взаимодействии металлов с водой вода является окислителем, а металл – восстановителем. Возможность взаимодействия, как и для любой ОВР, определяется условием _{ок } _восст.  0.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы ряда металлов, кислорода и водорода в разных средах приведены в таблице –см. приложение 5.

При рассмотрении возможности реакции металла с водой необходимо учитывать не только разность потенциалов окислителя и восстановителя, но и характер образующегося продукта.

Пример. Рассмотреть устойчивость к воде алюминия.

Сравниваем потенциалы металла и водорода в нейтральной среде(см. приложение 5):

⁰2H₂O/H₂= 0,41 B, ⁰Al(OH)₃/Al = 1,88 B;

 = 0,41 ( 1,88) = 1,47 B  0.

Таким образом, условие взаимодействия выполняется. Записываем уравнение реакции:

2 Al  3e + 3H₂O  Al(OH)₃ + 3H⁺

3 2H₂O + 2e  H₂ + 2OH^

2Al + 6H₂O + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 6H⁺ + 6OH^ + 3H₂

6H₂O

Молекулярное уравнение:

2 Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃  + 3H₂.

Образовавшаяся пленка нерастворимого гидроксида Al(OH)₃ плотно прилегает к поверхности металла, защищая его от дальнейшего окисления. Следовательно, алюминий устойчив по отношению к воде. Вследствие образования нерастворимых гидроксидов не реагируют с водой цинк, хром, никель, титан и ряд других металлов.

Практически в воде растворяются только щелочные и щелочноземельные металлы (Li…Fr, Ca…Ra).

4.5. Взаимодействие металлов с водными растворами щелочей

При взаимодействии металлов с растворами щелочей металл также является восстановителем, вода – окислителем, щелочь создает среду.

Стандартный потенциал восстановления водорода (из молекулы воды) в щелочной среде составляет 0,83 В(см.приложение 5). В соответствии с этим теоретически реагировать с растворами щелочей могут все металлы, потенциалы которых меньше 0,83 В. Однако в действительности в щелочных средах окисляются только металлы, оксиды и гидроксиды которых являются амфотерными – алюминий, цинк, олово, хром, свинец и др (см.пункты 1.1 и 1.2.3). Металлы, образующие нерастворимые основные гидроксиды, в водных растворах щелочей не окисляются.

Пример. Рассмотрим поведение хрома в растворе гидроксида натрия NaOH.

Стандартный потенциал хрома в щелочной среде ниже потенциала водорода(см.приложение 5):

⁰CrO₂^ /Cr = 1,88 B

⁰CrO₂^ /Cr < ⁰ 2H₂O/H_2.

⁰ 2H₂O/H₂ = 0,83 B

Реакция теоретически возможна, и она осуществляется на практике, т.к. гидроксид хрома амфотерен и растворяется в щелочах с образованием растворимых хромитов MeCrO_2.

Уравнение реакции:

2 Cr⁰ + 4 OH^  3e  CrO₂^ + 2H₂O

3 2H₂O + 2e  H₂ + 2OH^

2Cr + 8OH^ + 6H₂O  2CrO₂^ + 4H₂O + 3H₂ + 6OH^

2Cr + 2OH^ + 2H₂O  2CrO₂^ + 3H₂

2Cr + 2NaOH + 2H₂O  2NaCrO₂ + 3H₂.