Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

При взаимодействии металлов с растворами щелочей наблюдается выделение водорода, что указывает на его восстановление в данной системе из воды при рН >7. Процесс идет точно также как при взаимодействии металлов с водой:

Ме + nН₂О = Ме(ОН)_n + Н₂

Ок-е: Ме^о – ne g Меⁿ⁺ Е^о (Меⁿ⁺/Ме^о)

Вос-е: 2Н₂О + 2е → Н₂ + 2ОН^- Е^о =- 0, 83В (потенциал водородного электрода в щелочной среде).

DЕ^о = -0,83 - Е^о (Меⁿ⁺/Ме^о) > 0, следовательно: Е^о (Меⁿ⁺/Ме^о)< -0,83В.

Следовательно, со щелочами должны взаимодействовать металлы, стандартные электродные потенциалы которых меньше, чем -0,83В. Однако практически со щелочными растворами взаимодействуют амфотерные металлы ( Al, Be, Zn, Pb, Sn, Cr, Mn и др.), оксидные пленки которых растворяются в щелочах. Далее металлы, окисляясь катионом водорода, входящим в состав воды, в щелочных растворах образуют гидроксокомплексы типа: К₂[Zn(OH)₄], Na[Al(OH)₄] (точнее Na[Al(OH)₄(H₂O)₂]).

Рассмотрим на примере, как идет взаимодействие:

В общем виде уравнение записывают следующим образом:

2Cr_/Cr2O3 + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Cr(OH)₄] +3H₂

В результате образования гидроксокомплексов концентрация катионов металла понижается практически до нуля (составляет 10^-30 – 10^-50моль/л). Это приводит в соответствии с уравнением Нернста к значительному уменьшению электродного потенциала металла на значительную величину. В частности у хрома:

Е = -0,74 + 0,059/3·lg10^-30 = -0,74+ 0,02·(-30) = -0,74 – 6,0 = -6,74В, что значительно ниже -0,83В, поэтому реакция термодинамически возможна.