Лекция 11 Химични свойстваметали.
Взаимодействие на метали с прости окислители. Съотношението на металите към водата, водните разтвори на киселини, основи и соли. Ролята на оксидния филм и продуктите на окисление. Взаимодействие на метали с азотна и концентрирана сярна киселина.
Металите включват всички s-, d-, f-елементи, както и p-елементи, разположени в долната част на периодичната таблица от диагонала, начертан от бор до астат. В простите вещества на тези елементи се осъществява метална връзка. Металните атоми имат малко електрони във външната си част електронна обвивка, в количество от 1, 2 или 3. Металите проявяват електроположителни свойства и имат ниска електроотрицателност, по-малко от две.
Металите са присъщи характеристики. Това са твърди вещества, по-тежки от водата, с метален блясък. Металите имат висока топло- и електрическа проводимост. Те се характеризират с излъчване на електрони под действието на различни външни влияния: излагане на светлина, при нагряване, при счупване (екзоелектронна емисия).
Основната характеристика на металите е способността им да даряват електрони на атоми и йони на други вещества. Металите са редуциращи агенти в по-голямата част от случаите. И това е тяхното характерно химично свойство. Помислете за съотношението на металите към типичните окислители, които включват прости вещества - неметали, вода, киселини. Таблица 1 предоставя информация за съотношението на металите към простите окислители.
маса 1
Съотношението на металите към простите окислители
Всички метали реагират с флуор. Изключенията са алуминий, желязо, никел, мед, цинк при липса на влага. Тези елементи, когато реагират с флуор, първоначално образуват флуоридни филми, които предпазват металите от по-нататъшна реакция.
При същите условия и причини желязото се пасивира в реакция с хлор. По отношение на кислорода не всички, а само редица метали образуват плътни защитни филми от оксиди. При прехода от флуор към азот (таблица 1) окислителната активност намалява и следователно всички Повече ▼металите не се окисляват. Например само литий и алкалоземни метали реагират с азот.
Съотношението на металите към водата и водните разтвори на окислителите.
AT водни разтвориредукционната активност на метала се характеризира със стойността на стандартния му редокс потенциал. От целия диапазон от стандартни редокс потенциали се разграничава серия от метални напрежения, която е посочена в таблица 2.
таблица 2
Редово напрежение метали
| Окислител | Уравнение на електродния процес | Стандартен електроден потенциал φ 0, V | Редуциращ агент | Условна активност на редукторите |
| Li + | Li + + e - = Li | -3,045 | Ли | Активен |
| Rb+ | Rb + + e - = Rb | -2,925 | Rb | Активен |
| К+ | K + + e - = K | -2,925 | К | Активен |
| Cs + | Cs + + e - = Cs | -2,923 | Cs | Активен |
| Ca2+ | Ca 2+ + 2e - = Ca | -2,866 | ок | Активен |
| Na+ | Na + + e - = Na | -2,714 | Na | Активен |
| Mg2+ | Mg 2+ +2 e - \u003d Mg | -2,363 | мг | Активен |
| Ал 3+ | Al 3+ + 3e - = Al | -1,662 | Ал | Активен |
| Ти 2+ | Ti 2+ + 2e - = Ti | -1,628 | Ти | ср дейност |
| Mn2+ | Mn 2+ + 2e - = Mn | -1,180 | Мн | ср дейност |
| Cr2+ | Cr 2+ + 2e - = Cr | -0,913 | Кр | ср дейност |
| H2O | 2H 2 O+ 2e - \u003d H 2 + 2OH - | -0,826 | Н2, рН=14 | ср дейност |
| Zn2+ | Zn 2+ + 2e - = Zn | -0,763 | Zn | ср дейност |
| Cr3+ | Cr 3+ +3e - = Cr | -0,744 | Кр | ср дейност |
| Fe2+ | Fe 2+ + e - \u003d Fe | -0,440 | Fe | ср дейност |
| H2O | 2H 2 O + e - \u003d H 2 + 2OH - | -0,413 | Н2, рН=7 | ср дейност |
| CD 2+ | Cd 2+ + 2e - = Cd | -0,403 | CD | ср дейност |
| Co2+ | Co 2+ +2 e - \u003d Co | -0,227 | ко | ср дейност |
| Ni2+ | Ni 2+ + 2e - = Ni | -0,225 | Ni | ср дейност |
| sn 2+ | Sn 2+ + 2e - = Sn | -0,136 | сн | ср дейност |
| Pb 2+ | Pb 2+ + 2e - = Pb | -0,126 | Pb | ср дейност |
| Fe3+ | Fe 3+ + 3e - \u003d Fe | -0,036 | Fe | ср дейност |
| H+ | 2H + + 2e - =H 2 | Н2, рН=0 | ср дейност | |
| Би 3+ | Bi 3+ + 3e - = Bi | 0,215 | Би | Малък активен |
| Cu2+ | Cu 2+ + 2e - = Cu | 0,337 | Cu | Малък активен |
| Cu+ | Cu + + e - = Cu | 0,521 | Cu | Малък активен |
| Hg 2 2+ | Hg 2 2+ + 2e - = Hg | 0,788 | Hg 2 | Малък активен |
| Ag+ | Ag + + e - = Ag | 0,799 | Ag | Малък активен |
| Hg2+ | Hg 2+ + 2e - \u003d Hg | 0,854 | hg | Малък активен |
| Т. 2+ | Pt 2+ + 2e - = Pt | 1,2 | Пт | Малък активен |
| Au 3+ | Au 3+ + 3e - = Au | 1,498 | Au | Малък активен |
| Au + | Au++e-=Au | 1,691 | Au | Малък активен |
В тази серия от напрежения са дадени и стойностите на електродните потенциали на водородния електрод в кисела (рН=0), неутрална (рН=7), алкална (рН=14) среда. Позицията на конкретен метал в поредица от напрежения характеризира неговата способност за редокс взаимодействия във водни разтвори при стандартни условия. Металните йони са окислители, а металите са редуциращи агенти. Колкото по-далеч е металът в поредицата от напрежения, толкова по-силен окислител във воден разтвор са неговите йони. Колкото по-близо е металът до началото на реда, толкова по-силен е редуциращият агент.
Металите са способни да се изместват един друг от солните разтвори. Посоката на реакцията се определя в този случай от тяхното взаимно положение в поредицата от напрежения. Трябва да се има предвид, че активните метали изместват водорода не само от водата, но и от всеки воден разтвор. Следователно взаимното изместване на металите от разтвори на техните соли се случва само в случай на метали, разположени в поредицата от напрежения след магнезия.
Всички метали са разделени на три условни групи, което е отразено в следващата таблица.
Таблица 3
Условно деление на металите
Взаимодействие с вода.Окислителят във водата е водородният йон. Следователно само онези метали могат да бъдат окислени от вода, чиито стандартни електродни потенциали са по-ниски от потенциала на водородните йони във водата. Зависи от рН на средата и е
φ \u003d -0,059 pH.
В неутрална среда (рН=7) φ = -0,41 V. Характерът на взаимодействието на металите с водата е представен в таблица 4.
Металите от началото на серията, имащи потенциал много по-отрицателен от -0,41 V, изместват водорода от водата. Но вече магнезият измества водорода само от топла вода. Обикновено металите, разположени между магнезия и оловото, не изместват водорода от водата. На повърхността на тези метали се образуват оксидни филми, които имат защитен ефект.
Таблица 4
Взаимодействие на метали с вода в неутрална среда
Взаимодействие на метали със солна киселина.
Окислителят в солната киселина е водородният йон. Стандартният електроден потенциал на водороден йон е нула. Следователно всички активни метали и метали с междинна активност трябва да реагират с киселината. Само оловото проявява пасивация.
Таблица 5
Взаимодействие на метали със солна киселина
Медта може да се разтвори в много концентрирана солна киселина, въпреки факта, че принадлежи към нискоактивни метали.
Взаимодействието на металите със сярната киселина протича различно и зависи от нейната концентрация.
Взаимодействие на метали с разредена сярна киселина.Взаимодействието с разредена сярна киселина се извършва по същия начин, както със солна киселина.
Таблица 6
Взаимодействие на метали с разредена сярна киселина
Разредената сярна киселина се окислява с нейния водороден йон. Той взаимодейства с онези метали, чиито електродни потенциали са по-ниски от тези на водорода. Оловото не се разтваря в сярна киселина при концентрация под 80%, тъй като солта PbSO 4, образувана по време на взаимодействието на оловото със сярна киселина, е неразтворима и създава защитен филм върху металната повърхност.
Взаимодействие на метали с концентрирана сярна киселина.
В концентрираната сярна киселина сярата в степен на окисление +6 действа като окислител. Той е част от сулфатния йон SO 4 2-. Следователно, концентрираната киселина окислява всички метали, чийто стандартен електроден потенциал е по-малък от този на окислителя. Най-висока стойностЕлектродният потенциал при електродни процеси, включващи сулфатния йон като окислител, е 0,36 V. В резултат на това някои нискоактивни метали също реагират с концентрирана сярна киселина.
За метали със средна активност (Al, Fe) пасивацията се извършва поради образуването на плътни оксидни филми. Калайът се окислява до четиривалентно състояние с образуването на калаен (IV) сулфат:
Sn + 4 H 2 SO 4 (конц.) \u003d Sn (SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.
Таблица 7
Взаимодействие на метали с концентрирана сярна киселина
Оловото се окислява до двувалентно състояние с образуване на разтворим оловен хидросулфат. Живакът се разтваря в гореща концентрирана сярна киселина, за да образува живачен (I) и живачен (II) сулфат. Дори среброто се разтваря във вряща концентрирана сярна киселина.
Трябва да се има предвид, че колкото по-активен е металът, толкова по-дълбока е степента на редукция на сярната киселина. С активните метали киселината се редуцира главно до сероводород, въпреки че присъстват и други продукти. Например
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O;
4Zn + 5H 2 SO 4 \u003d 4ZnSO 4 \u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.
Взаимодействие на метали с разредена азотна киселина.
AT азотна киселинаазотът в степен на окисление +5 действа като окислител. Максимална стойностелектродният потенциал за нитратния йон на разредена киселина като окислител е 0,96 V. Поради това от голямо значение, азотната киселина е по-силен окислител от сярната киселина. Това се вижда от факта, че азотната киселина окислява среброто. Киселината се редуцира толкова по-дълбоко, колкото по-активен е металът и колкото по-разредена е киселината.
Таблица 8
Взаимодействие на метали с разредена азотна киселина
Взаимодействие на метали с концентрирана азотна киселина.
Концентрираната азотна киселина обикновено се редуцира до азотен диоксид. Взаимодействието на концентрирана азотна киселина с метали е представено в таблица 9.
Когато се използва киселина в дефицит и без разбъркване, активните метали я редуцират до азот, а металите със средна активност до въглероден оксид.
Таблица 9
Взаимодействие на концентрирана азотна киселина с метали
Взаимодействие на метали с алкални разтвори.
Металите не могат да се окисляват от основи. Това се дължи на факта, че алкалните метали са силни редуциращи агенти. Следователно техните йони са най-слабите окислители и не проявяват окислителни свойства във водни разтвори. Въпреки това, в присъствието на алкали, окислителният ефект на водата се проявява в Повече ▼отколкото в тяхно отсъствие. Поради това в алкални разтвори металите се окисляват от вода до образуване на хидроксиди и водород. Ако оксидът и хидроксидът са амфотерни съединения, тогава те ще се разтворят в алкален разтвор. В резултат на това пасивен чиста водаметалите взаимодействат енергично с алкални разтвори.
Таблица 10
Взаимодействие на метали с алкални разтвори
Процесът на разтваряне е представен под формата на два етапа: окисляване на метала с вода и разтваряне на хидроксида:
Zn + 2HOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + H 2;
Zn (OH) 2 ↓ + 2NaOH \u003d Na 2.
Металите заемат долния ляв ъгъл на периодичната таблица. Металите принадлежат към семействата на s-елементи, d-елементи, f-елементи и частично p-елементи.
Най-типичното свойство на металите е способността им да отдават електрони и да се трансформират в положително заредени йони. Освен това металите могат да проявяват само положително състояние на окисление.
Аз - ne \u003d Me n +
1. Взаимодействие на метали с неметали.
а ) Взаимодействие на метали с водород.
Алкалните и алкалоземните метали реагират директно с водорода, за да образуват хидриди.
Например:
Ca + H 2 \u003d CaH 2
Образуват се нестехиометрични съединения с йонна кристална структура.
б) Взаимодействие на металите с кислорода.
Всички метали с изключение на Au, Ag, Pt се окисляват от атмосферния кислород.
Пример:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (пероксид)
4K + O 2 \u003d 2K 2 O
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
2Cu + O 2 \u003d 2CuO
в) Взаимодействие на метали с халогени.
Всички метали реагират с халогени, за да образуват халогениди.
Пример:
2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
Това са предимно йонни съединения: MeHal n
г) Взаимодействие на металите с азота.
Алкалните и алкалоземните метали взаимодействат с азота.
Пример:
3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2
Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 - нитрид.
д) Взаимодействие на метали с въглерод.
Съединенията на металите и въглерода са карбиди. Те се образуват при взаимодействието на стопилките с въглерода. Активните метали образуват стехиометрични съединения с въглерод:
4Al + 3C \u003d Al 4 C 3
Металите - d-елементите образуват съединения с нестехиометричен състав като твърди разтвори: WC, ZnC, TiC - се използват за получаване на свръхтвърди стомани.
2. Взаимодействие на металите с водата.
Металите реагират с вода, като имат по-отрицателен потенциал от редокс потенциала на водата.
Активните метали реагират по-активно с вода, разлагайки водата с отделяне на водород.
Na + 2H 2 O \u003d H 2 + 2NaOH
По-малко активните метали бавно разграждат водата и процесът се инхибира поради образуването на неразтворими вещества.
3. Взаимодействие на метали със солни разтвори.
Такава реакция е възможна, ако реагиращият метал е по-активен от този в солта:
Zn + CuSO 4 \u003d Cu 0 ↓ + ZnSO 4
0,76 V., = + 0,34 V.
Метал, който има по-отрицателен или по-малко положителен стандартен електроден потенциал, измества друг метал от неговия солен разтвор.
4. Взаимодействие на метали с алкални разтвори.
Металите, които дават амфотерни хидроксиди или имат висока степен на окисление в присъствието на силни окислители, могат да взаимодействат с основи. Когато металите взаимодействат с алкални разтвори, водата е окислител.
Пример:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
1 Zn 0 + 4OH - - 2e \u003d 2- окисление
Zn 0 - редуциращ агент
1 2H 2 O + 2e \u003d H 2 + 2OH - възстановяване
H 2 O - окислител
Zn + 4OH - + 2H 2 O \u003d 2- + 2OH - + H 2
Металите с висока степен на окисление могат да взаимодействат с алкали, когато се слеят:
4Nb + 5O 2 + 12KOH \u003d 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O
5. Взаимодействие на метали с киселини.
то сложни реакции, продуктите на взаимодействието зависят от активността на метала, от вида и концентрацията на киселината и от температурата.
По активност металите условно се разделят на активни, средноактивни и нискоактивни.
Киселините условно се разделят на 2 групи:
Група I - киселини с ниска окислителна способност: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (разл.), H 3 PO 4, H 2 S, окислителят тук е H +. При взаимодействие с метали се отделя кислород (H 2 ). Металите с отрицателен електроден потенциал реагират с киселини от първата група.
Група II - киселини с висока окислителна способност: H 2 SO 4 (конц.), HNO 3 (разб.), HNO 3 (конц.). В тези киселини киселинните аниони са окислители:. Продуктите на анионредукция могат да бъдат много разнообразни и зависят от активността на метала.
H 2 S - с активни метали
H 2 SO 4 + 6e S 0 ↓ - с метали със средна активност
SO 2 - с нискоактивни метали
NH 3 (NH 4 NO 3) - с активни метали
HNO 3 + 4.5e N 2 O, N 2 - с метали със средна активност
НЕ - с нискоактивни метали
HNO 3 (конц.) - NO 2 - с метали с всякаква активност.
Ако металите имат променлива валентност, тогава с киселини от група I металите придобиват най-ниската положителна степен на окисление: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. При взаимодействие с киселини от група II степента на окисление е +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, докато водородът никога не се отделя.
Някои метали (Fe, Cr, Al, Ti, Ni и др.) в разтвори силни киселини, като се окисляват, са покрити с плътен оксиден филм, който предпазва метала от по-нататъшно разтваряне (пасивация), но при нагряване оксидният филм се разтваря и реакцията протича.
Слабо разтворимите метали с положителен електроден потенциал могат да се разтворят в киселини от група I в присъствието на силни окислители.
Ако в периодичната таблицаелементи на D.I. Менделеев, за да начертаете диагонал от берилий до астат, след това долу вляво по диагонала ще има метални елементи (те също включват елементи от вторични подгрупи, подчертани в синьо), а горе вдясно - неметални елементи (подчертано жълто). Елементите, разположени близо до диагонала - полуметали или металоиди (B, Si, Ge, Sb и др.) имат двоен характер (маркирани в розово).
Както се вижда от фигурата, по-голямата част от елементите са метали.
По своята химическа природа металите са химически елементи, чиито атоми даряват електрони от външните или предвъншните енергийни нива, образувайки положително заредени йони.
Почти всички метали имат относително големи радиуси и малък брой електрони (от 1 до 3) на външно енергийно ниво. Характеризират се металите ниски стойностиелектроотрицателност и редуциращи свойства.
Най-типичните метали са разположени в началото на периодите (започвайки от втория), по-нататък отляво надясно, металните свойства отслабват. В група отгоре надолу металните свойства се подобряват, тъй като радиусът на атомите се увеличава (поради увеличаване на броя на енергийните нива). Това води до намаляване на електроотрицателността (способността да се привличат електрони) на елементите и увеличаване на редукционните свойства (способността да се даряват електрони на други атоми при химични реакции).
типиченметалите са s-елементи (елементи от IA група от Li до Fr. елементи от PA група от Mg до Ra). Общата електронна формула на техните атоми е ns 1-2. Те се характеризират със степен на окисление съответно + I и + II.
Малкият брой електрони (1-2) във външното енергийно ниво на типичните метални атоми предполага, че тези електрони лесно се губят и проявяват силни редуциращи свойства, които отразяват ниски стойности на електроотрицателност. Това предполага ограничените химични свойства и методи за получаване на типични метали.
Характерна особеност на типичните метали е склонността на техните атоми да образуват катиони и йонни химични връзки с неметални атоми. Съединения на типични метали с неметали са йонни кристали "метален катионен анион на неметала", например K + Br -, Ca 2+ O 2-. Типичните метални катиони също са включени в съединения със сложни аниони - хидроксиди и соли, например Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.
Металите от А-групата, образуващи амфотерния диагонал в периодичната таблица Be-Al-Ge-Sb-Po, както и металите в съседство с тях (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) не проявяват типично метални свойства . Общата електронна формула на техните атоми ns 2 np 0-4 предполага по-голямо разнообразие от степени на окисление, по-голяма способност да задържат собствените си електрони, постепенно намаляване на тяхната редуцираща способност и появата на окислителна способност, особено при високи степени на окисление ( характерни примери- съединения Tl III, Pb IV, Bi v). Подобно химическо поведение е характерно и за повечето (d-елементи, т.е. елементи от B-групи Периодична система (типични примери- амфотерни елементи Cr и Zn).
Тази проява на двойствени (амфотерни) свойства, както метални (основни), така и неметални, се дължи на природата на химичната връзка. В твърдо състояние съединенията на нетипични метали с неметали съдържат предимно ковалентни връзки (но по-малко силни от връзките между неметали). В разтвор тези връзки лесно се разрушават и съединенията се дисоциират на йони (напълно или частично). Например металът галий се състои от молекули Ga 2, в твърдо състояние алуминиеви и живачни (II) хлориди AlCl 3 и HgCl 2 съдържат силно ковалентни връзки, но в разтвор AlCl 3 се дисоциира почти напълно, а HgCl 2 - до много малка степен (и след това в HgCl + и Cl - йони).
Общи физични свойства на металите
Поради наличието на свободни електрони („електронен газ“) в кристалната решетка, всички метали проявяват следните характерни общи свойства:
1) Пластмасов- възможност за лесна промяна на формата, разтягане на тел, навиване на тънки листове.
2) метален блясъки непрозрачност. Това се дължи на взаимодействието на свободните електрони със светлината, падаща върху метала.
3) Електропроводимост. Обяснява се с насоченото движение на свободните електрони от отрицателния към положителния полюс под въздействието на малка потенциална разлика. При нагряване електрическата проводимост намалява, т.к. с повишаване на температурата се увеличават вибрациите на атомите и йоните във възлите кристална решетка, което възпрепятства насоченото движение на „електронния газ“.
4) Топлопроводимост.Дължи се на високата подвижност на свободните електрони, поради което температурата бързо се изравнява с масата на метала. Най-висока топлопроводимост имат бисмутът и живакът.
5) твърдост.Най-твърдият е хром (реже стъкло); най-меките - алкалните метали - калий, натрий, рубидий и цезий - се нарязват с нож.
6) Плътност.То е толкова по-малко, колкото по-малка е атомната маса на метала и колкото по-голям е радиусът на атома. Най-лек е литият (ρ=0,53 g/cm3); най-тежък е осмият (ρ=22,6 g/cm3). Металите с плътност под 5 g/cm3 се считат за "леки метали".
7) Точки на топене и кипене.Най-топимият метал е живакът (т.т. = -39°C), най-много огнеупорен метал– волфрам (t°pl. = 3390°C). Метали с t°pl. над 1000°C се считат за огнеупорни, под - ниска точка на топене.
Общи химични свойства на металите
Силни редуциращи агенти: Me 0 – nē → Me n +
Редица напрежения характеризират сравнителната активност на металите в редокс реакции във водни разтвори. 
I. Реакции на метали с неметали
1) С кислород:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) Със сяра:
Hg + S → HgS
3) С халогени:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) С азот:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) С фосфор:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) С водород (реагират само алкални и алкалоземни метали):
2Li + H 2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
II. Реакции на метали с киселини
1) Металите, стоящи в електрохимичната серия от напрежения до H, редуцират неокислителните киселини до водород:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) С окислителни киселини:
При взаимодействие на азотна киселина с всякаква концентрация и концентрирана сярна киселина с метали водород никога не се отделя! 
Zn + 2H 2 SO 4 (K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4(K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4(K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
2H 2 SO 4 (c) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
4HNO 3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
III. Взаимодействие на метали с вода
1) Активни (алкални и алкалоземни метали) образуват разтворима основа (алкали) и водород:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Металите със средна активност се окисляват от вода при нагряване до оксид:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Неактивни (Au, Ag, Pt) - не реагират.
IV. Изместване с по-активни метали на по-малко активни метали от разтвори на техните соли:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
В индустрията често се използват не чисти метали, а техните смеси - сплавипри които полезните свойства на един метал се допълват от полезните свойства на друг. Така че медта има ниска твърдост и е малко полезна за производството на машинни части, докато сплавите на медта с цинк ( месинг) вече са доста твърди и се използват широко в машиностроенето. Алуминият има висока пластичност и достатъчна лекота (ниска плътност), но е твърде мек. На негова основа се приготвя сплав с магнезий, мед и манган - дуралуминий (дуралуминий), който, без да губи полезни свойстваалуминий, придобива висока твърдост и става подходящ в самолетостроенето. Сплавите на желязо с въглерод (и добавки от други метали) са широко известни излято желязои стомана.
Металите в свободна форма са редуциращи агенти.Реактивността на някои метали обаче е ниска поради факта, че са покрити с повърхностен оксиден филм, в различни степениустойчиви на действието на такива химически реагенти като вода, разтвори на киселини и основи.
Например, оловото винаги е покрито с оксиден филм, преминаването му в разтвор изисква не само излагане на реагент (например разредена азотна киселина), но и нагряване. Оксидният филм върху алуминия предотвратява реакцията му с вода, но се разрушава под действието на киселини и основи. Разхлабен оксиден филм (ръжда), образуван върху повърхността на желязото във влажен въздух, не пречи на по-нататъшното окисляване на желязото.
Под влиянието концентриранвърху металите се образуват киселини устойчивиоксиден филм. Това явление се нарича пасивиране. И така, в концентриран сярна киселинапасивирани (и след това не реагират с киселина) такива метали като Be, Bi, Co, Fe, Mg и Nb, и в концентрирана азотна киселина - метали A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Т и У.
При взаимодействие с окислители в киселинни разтвори повечето метали се превръщат в катиони, чийто заряд се определя от стабилното състояние на окисление даден елементв съединения (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ и Fe 3+)
Редукционната активност на металите в кисел разтвор се предава чрез поредица от напрежения. Повечето метали се превръщат в разтвор на солна и разредена сярна киселина, но Cu, Ag и Hg - само сярна (концентрирана) и азотна киселина, а Pt и Au - "царска вода".
Корозия на метали
Нежелано химично свойство на металите е тяхното, т.е. активно разрушаване (окисление) при контакт с вода и под въздействието на разтворения в нея кислород (кислородна корозия).Например, корозията на железни продукти във вода е широко известна, в резултат на което се образува ръжда и продуктите се разпадат на прах.
Корозията на металите протича във вода и поради наличието на разтворени CO 2 и SO 2 газове; създава се кисела среда и катионите Н + се изместват от активни метали под формата на водород Н 2 ( водородна корозия).
Точката на контакт между два различни метала може да бъде особено корозивна ( контактна корозия).Между един метал, като Fe, и друг метал, като Sn или Cu, поставен във вода, възниква галванична двойка. Потокът от електрони преминава от по-активния метал, който е вляво в поредицата от напрежения (Re), към по-малко активния метал (Sn, Cu), а по-активният метал се разрушава (корозира).
Поради това калайдисаната повърхност ръждясва. кутии(калайдирано желязо), когато се съхранява във влажна атмосфера и се борави небрежно (желязото бързо се поврежда дори след нанасяне на малка драскотина, което позволява на желязото да влезе в контакт с влага). Напротив, поцинкованата повърхност на желязната кофа не ръждясва дълго време, защото дори и да има драскотини, не желязото корозира, а цинкът (по-активен метал от желязото).
Устойчивостта на корозия за даден метал се повишава, когато той е покрит с по-активен метал или когато те се слеят; например, покриването на желязото с хром или производството на сплав от желязо с хром елиминира корозията на желязото. Хромирано желязо и стомана, съдържащи хром ( неръждаема стомана ) имат висока устойчивост на корозия.
електрометалургия, т.е. получаване на метали чрез електролиза на стопилки (за най-активните метали) или солеви разтвори;
пирометалургия, т.е. възстановяване на метали от руди при висока температура(например получаване на желязо в процес на доменна пещ);
хидрометалургия, т.е. изолирането на метали от разтвори на техните соли от по-активни метали (например получаване на мед от разтвор на CuSO 4 чрез действието на цинк, желязо или алуминий).
Самородните метали понякога се срещат в природата (типични примери са Ag, Au, Pt, Hg), но по-често металите са под формата на съединения ( метални руди). По отношение на разпространението в земната кораметалите са различни: от най-често срещаните - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) до най-редките - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Металите се различават значително по своята химическа активност. Химическата активност на даден метал може грубо да се прецени по неговото положение в.
Най-активните метали са разположени в началото на този ред (вляво), най-неактивните - в края (вдясно).
Реакции с прости вещества. Металите реагират с неметалите, за да образуват бинарни съединения. Реакционните условия, а понякога и техните продукти, варират значително за различните метали.
Така например алкалните метали активно реагират с кислорода (включително в състава на въздуха) при стайна температурас образуването на оксиди и пероксиди
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Металите с междинна активност реагират с кислорода при нагряване. В този случай се образуват оксиди:
2Mg + O 2 \u003d t 2MgO.
Неактивните метали (например злато, платина) не реагират с кислород и следователно практически не променят блясъка си във въздуха.
Повечето метали при нагряване със серен прах образуват съответните сулфиди:
Реакции с сложни вещества. С метали реагират съединения от всички класове - оксиди (включително вода), киселини, основи и соли.
Активните метали реагират бурно с вода при стайна температура:
2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2;
Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2.
Повърхността на метали като магнезий и алуминий например е защитена от плътен филм от съответния оксид. Това предотвратява реакцията с вода. Но ако този филм бъде отстранен или неговата цялост е нарушена, тогава тези метали също реагират активно. Например магнезият на прах реагира с гореща вода:
Mg + 2H 2 O \u003d 100 ° C Mg (OH) 2 + H 2.
При повишени температури по-малко активните метали също реагират с вода: Zn, Fe, Mil и др. В този случай се образуват съответните оксиди. Например, когато водна пара се прекара върху горещи железни стърготини, възниква следната реакция:
3Fe + 4H 2 O \u003d t Fe 3 O 4 + 4H 2.
Металите в серията активност до водород реагират с киселини (с изключение на HNO 3), за да образуват соли и водород. Активните метали (K, Na, Ca, Mg) реагират с киселинни разтвори много бурно (с висока скорост):
Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2;
2Al + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.
Неактивните метали често са практически неразтворими в киселини. Това се дължи на образуването на неразтворим солен филм върху повърхността им. Например оловото, което е в серията на активност до водорода, практически не се разтваря в разредена сярна и солна киселинапоради образуването на филм върху повърхността му неразтворими соли(PbSO4 и PbCl2).
Трябва да активирате JavaScript, за да гласуватеВъзстановяващи свойства- Това са основните химични свойства, характерни за всички метали. Те се проявяват при взаимодействие с голямо разнообразие от окислители, включително окислители от заобикаляща среда. AT общ изгледвзаимодействието на метал с окислители може да се изрази със схемата:
Аз + Окислител" аз(+X),
Където (+X) е положителната степен на окисление на Me.
Примери за окисляване на метали.
Fe + O 2 → Fe (+3) 4Fe + 3O 2 \u003d 2 Fe 2 O 3
Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4
Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2
Дейностни серии от метали
Редукционните свойства на металите се различават един от друг. Електродните потенциали E се използват като количествена характеристика на редукционните свойства на металите.
Колкото по-активен е металът, толкова по-отрицателен е неговият стандартен електроден потенциал E o.
Металите, подредени в редица, тъй като тяхната окислителна активност намалява, образуват редица активности.
Дейностни серии от метали
| аз | Ли | К | ок | Na | мг | Ал | Мн | Zn | Кр | Fe | Ni | сн | Pb | H2 | Cu | Ag | Au |
| Мез+ | Li + | К+ | Ca2+ | Na+ | Mg2+ | Ал 3+ | Mn2+ | Zn2+ | Cr3+ | Fe2+ | Ni2+ | sn 2+ | Pb 2+ | H+ | Cu2+ | Ag+ | Au 3+ |
| Е о, Б | -3,0 | -2,9 | -2,87 | -2,71 | -2,36 | -1,66 | -1,18 | -0,76 | -0,74 | -0,44 | -0,25 | -0,14 | -0,13 | 0 | +0,34 | +0,80 | +1,50 |
Редукцията на метал от разтвор на неговата сол с друг метал с по-висока редукционна активност се нарича циментация.. Циментирането се използва в металургичните технологии.
По-специално, Cd се получава чрез редуцирането му от разтвор на неговата сол с цинк.
Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+
3.3. 1. Взаимодействие на метали с кислород
Кислородът е силен окислител. Той може да окисли по-голямата част от металите, с изключение наAuиПт . Металите във въздуха влизат в контакт с кислорода, следователно при изучаване на химията на металите винаги се обръща внимание на характеристиките на взаимодействието на метал с кислород.
Всеки знае, че желязото във влажен въздух е покрито с ръжда - хидратиран железен оксид. Но много метали в компактно състояние при не много висока температура показват устойчивост на окисление, тъй като образуват тънки защитни филми на повърхността си. Тези филми от окислителни продукти не позволяват на окислителя да влезе в контакт с метала. Феноменът на образуване на защитни слоеве върху повърхността на метала, които предотвратяват окисляването на метала, се нарича метална пасивация.
Повишаването на температурата насърчава окисляването на металите с кислород. Активността на металите се повишава във фино раздробено състояние. Повечето метали в прахообразна форма изгарят в кислород.
s-метали
Проявява се най-голяма възстановителна активностс-метали.Металите Na, K, Rb Cs са способни да се възпламенят във въздуха и се съхраняват в запечатани съдове или под слой керосин. Be и Mg се пасивират при ниски температури на въздух. Но когато се запали, Mg лентата гори с ослепителен пламък.
МеталиIIА-подгрупите и Li, когато взаимодействат с кислорода, образуват оксиди.
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O
Алкални метали, различни отЛи, когато взаимодействат с кислорода, те не образуват оксиди, а пероксидиаз 2 О 2 и супероксидиMeO 2 .
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
K + O 2 = KO 2
p-метали
Притежавани металистр- към блока на ефир са пасивирани.
При изгаряне в кислород
- Металите от IIIA-подгрупа образуват оксиди от вида Аз 2 O 3,
- Sn се окислява до SNO 2 , а Pb - до PbO
- Би отива при Bi 2 O 3.
d-метали
всичкид- период 4 метали се окисляват от кислород. Най-лесно се окисляват Sc, Mn, Fe. Особено устойчив на корозия на Ti, V, Cr.
При изгаряне в кислород от всичкид
При изгаряне в кислород от всичкид- елементи от 4-ти период, само скандий, титан и ванадий образуват оксиди, в които Me е в най-високата степенокисляване, равно на номера на групата.Останалите d-метали от 4-ти период, когато се изгарят в кислород, образуват оксиди, в които Me е в междинни, но стабилни степени на окисление.
Видове оксиди, образувани от d-метали от 4 периода по време на изгаряне в кислород:
- Меообразуват Zn, Cu, Ni, Co. (при T>1000оС Cu образува Cu 2 O),
- Аз 2 O 3, образуват Cr, Fe и Sc,
- MeO 2 - Mn и Ti
- V форми висш оксид -V 2 О 5 .
При изгаряне в кислородд-метали от 5 и 6 периоди, като правило, образуват висши оксиди, изключение правят металите Ag, Pd, Rh, Ru.
Видове оксиди, образувани от d-метали с 5 и 6 периоди по време на изгаряне в кислород:
- Аз 2 O 3- форма Y, La; Rh;
- MeO 2- Zr, Hf; Ir:
- Аз 2 O 5- Nb, Ta;
- MeO 3- Мо, У
- Аз 2 O 7- Tc, Re
- Мео 4 - Операционна система
- MeO- Cd, Hg, Pd;
- Аз 2 О- Ag;
Взаимодействие на метали с киселини
В киселинни разтвори водородният катион е окислител.. H + катионът може да окисли металите в серията активност до водород, т.е. с отрицателни електродни потенциали.
Много метали, когато се окисляват, в кисели водни разтвори, много от тях се превръщат в катиониМез + .
Анионите на редица киселини са способни да проявяват окислителни свойства, които са по-силни от Н+. Такива окислители включват аниони и най-често срещаните киселини з 2 ТАКА 4 иHNO 3 .
Аниони NO 3 - проявяват окислителни свойства при всякаква концентрация в разтвора, но редукционните продукти зависят от концентрацията на киселината и естеството на окисления метал.
Анионите SO 4 2- проявяват окислителни свойства само в концентрирана H 2 SO 4 .
Продукти за намаляване на окислителя: H +, NO 3 - , ТАКА 4 2 -
2H + + 2e - =H 2
ТАКА 4
2-
от концентрирана H2SO4 ТАКА 4
2-
+ 2е -
+ 4
з +
=
ТАКА 2
+ 2
з 2
О
(възможно е и образуването на S, H 2 S)
NO 3 - от концентрирана HNO 3 НЕ 3 - + e -
+2H+=
NO 2 + H 2 O
NO 3 - от разреден HNO 3 НЕ 3 - + 3е -
+4H+=NO + 2H 2 O
(Възможно е също да се образуват N 2 O, N 2, NH 4 +)
Примери за реакции на взаимодействие на метали с киселини
Zn + H 2 SO 4 (разб.) "ZnSO 4 + H 2
8Al + 15H 2 SO 4 (c.) "4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O
3Ni + 8HNO 3 (deb.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Cu + 4HNO 3 (c.) "Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Продукти от окисление на метали в киселинни разтвори
Алкалните метали образуват катион от типа Me +, s-металите от втората група образуват катиониАз 2+.
Р-блок металите, когато се разтворят в киселини, образуват посочените в таблицата катиони.
Металите Pb и Bi се разтварят само в азотна киселина.
| аз | Ал | Ga | в | Tl | сн | Pb | Би |
| Мез+ | Ал 3+ | Ga3+ | В 3+ | Tl + | sn 2+ | Pb 2+ | Би 3+ |
| Ео, Б | -1,68 | -0,55 | -0,34 | -0,34 | -0,14 | -0,13 | +0,317 |
Всички d-метали 4 периода с изключение на Cu , могат да се окисляват от йониH+ в киселинни разтвори.
Видове катиони, образувани от d-метали 4 периода:
- Аз 2+(формират d-метали, вариращи от Mn до Cu)
- Аз 3+ (образуват Sc, Ti, V, Cr и Fe в азотна киселина).
- Ti и V също образуват катиони MeO 2+
В киселинни разтвори Н + може да окислява: Y, La, Cd.
В HNO 3 могат да се разтворят: Cd, Hg, Ag. Горещият HNO 3 разтваря Pd, Tc, Re.
В горещ H 2 SO 4 се разтварят: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.
Метали: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W обикновено се разтварят в смес от HNO 3 + HF.
В царска вода (смеси HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au и Os могат да бъдат разтворени трудно). Причината за разтварянето на металите в царска вода или в смес от HNO 3 + HF е образуването на комплексни съединения.
Пример. Разтварянето на златото в царска вода става възможно поради образуването на комплекс -
Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O
Взаимодействие на метали с вода
Окислителните свойства на водата се дължатН(+1).
2H 2 O + 2e -" з 2 + 2OH -
Тъй като концентрацията на H + във водата е ниска, нейните окислителни свойства са ниски. Металите могат да се разтварят във водад< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. всичкис- метали, различни от Be и Mg лесно разтворим във вода.
2 Na + 2 ХОХ = з 2 + 2 о -
Na реагира енергично с водата, отделяйки топлина. Отделеният H2 може да се запали.
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O
Mg се разтваря само във вряща вода, Be е защитен от окисляване чрез инертен неразтворим оксид
p-блок металите са по-малко мощни редуциращи агенти отс.
Сред p-металите редуциращата активност е по-висока за металите от IIIA подгрупа, Sn и Pb са слаби редуциращи агенти, Bi има Eo> 0.
p-металите не се разтварят във вода при нормални условия. Когато защитният оксид се разтваря от повърхността в алкални разтвори, Al, Ga и Sn се окисляват от вода.
Сред d-металите те се окисляват от водапри нагряване Sc и Mn, La, Y. Желязото реагира с водни пари.
Взаимодействие на метали с алкални разтвори
В алкални разтвори водата действа като окислител..
2H 2 O + 2e - \u003dH 2 + 2OH - Eo \u003d - 0,826 B (pH \u003d 14)
Окислителните свойства на водата намаляват с повишаване на pH, поради намаляване на концентрацията на H +. Въпреки това, някои метали, които не се разтварят във вода, се разтварят в алкални разтвори,например Al, Zn и някои други. главната причинаразтварянето на такива метали в алкални разтвори е, че оксидите и хидроксидите на тези метали проявяват амфотерност, разтварят се в алкали, елиминирайки бариерата между окислителя и редуциращия агент.
Пример. Разтваряне на Al в разтвор на NaOH.
2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na + 3H 2
