Föreläsning 11 Kemiska egenskaper metaller.

Interaktion av metaller med enkla oxidationsmedel. Förhållandet mellan metaller och vatten, vattenlösningar av syror, alkalier och salter. Oxidfilmens roll och oxidationsprodukter. Interaktion av metaller med salpetersyra och koncentrerade svavelsyror.

Metaller inkluderar alla s-, d-, f-element, såväl som p-element som ligger i den nedre delen av det periodiska systemet från diagonalen från bor till astatin. I enkla ämnen av dessa grundämnen realiseras en metallisk bindning. Metallatomer har få elektroner i sitt yttre elektronskal, i en mängd av 1, 2 eller 3. Metaller uppvisar elektropositiva egenskaper och har låg elektronegativitet, mindre än två.

Metaller är inneboende egenskaper. Dessa är fasta ämnen, tyngre än vatten, med en metallisk glans. Metaller har hög värme- och elektrisk ledningsförmåga. De kännetecknas av emission av elektroner under inverkan av olika yttre påverkan: exponering för ljus, vid upphettning, vid sönderfall (exoelektronisk emission).

Huvuddragen hos metaller är deras förmåga att donera elektroner till atomer och joner av andra ämnen. Metaller är reduktionsmedel i de allra flesta fall. Och detta är deras karakteristiska kemiska egenskap. Tänk på förhållandet mellan metaller och typiska oxidationsmedel, som inkluderar enkla ämnen - icke-metaller, vatten, syror. Tabell 1 ger information om förhållandet mellan metaller och enkla oxidationsmedel.

bord 1

Förhållandet mellan metaller och enkla oxidationsmedel

Alla metaller reagerar med fluor. Undantagen är aluminium, järn, nickel, koppar, zink i frånvaro av fukt. Dessa element, när de reagerar med fluor, bildar initialt fluorfilmer som skyddar metallerna från ytterligare reaktion.

Under samma förhållanden och skäl passiveras järn i reaktion med klor. I förhållande till syre bildar inte alla, utan bara ett antal metaller täta skyddande filmer av oxider. Vid övergången från fluor till kväve (tabell 1) minskar den oxidativa aktiviteten och därför Mer metaller oxideras inte. Till exempel reagerar bara litium och alkaliska jordartsmetaller med kväve.

Förhållandet mellan metaller och vatten och vattenlösningar av oxidationsmedel.

I vattenlösningar en metalls reducerande aktivitet kännetecknas av värdet av dess standard redoxpotential. Från hela området av standard redoxpotentialer urskiljs en serie metallspänningar, vilket anges i tabell 2.

Tabell 2

Radspänningsmetaller

Oxidationsmedel	Elektrodprocessekvation	Standardelektrodpotential φ 0, V	Reduktionsmedel	Betingad aktivitet av reduktionsmedel
Li+	Li + + e - = Li	-3,045	Li	Aktiva
Rb+	Rb + + e - = Rb	-2,925	Rb	Aktiva
K+	K + + e - = K	-2,925	K	Aktiva
Cs +	Cs + + e - = Cs	-2,923	Cs	Aktiva
Ca2+	Ca 2+ + 2e - = Ca	-2,866	Ca	Aktiva
Na+	Na + + e - = Na	-2,714	Na	Aktiva
Mg2+	Mg 2+ +2 e - \u003d Mg	-2,363	mg	Aktiva
Al 3+	Al 3+ + 3e- = Al	-1,662	Al	Aktiva
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - = Ti	-1,628	Ti	ons aktivitet
Mn2+	Mn 2+ + 2e - = Mn	-1,180	Mn	ons aktivitet
Cr2+	Cr2+ + 2e - = Cr	-0,913	Cr	ons aktivitet
H2O	2H 2 O+ 2e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,826	H2, pH=14	ons aktivitet
Zn2+	Zn2+ + 2e- = Zn	-0,763	Zn	ons aktivitet
Cr3+	Cr3+ +3e - = Cr	-0,744	Cr	ons aktivitet
Fe2+	Fe 2+ + e - \u003d Fe	-0,440	Fe	ons aktivitet
H2O	2H 2 O + e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,413	H2, pH=7	ons aktivitet
CD 2+	Cd 2+ + 2e - = Cd	-0,403	CD	ons aktivitet
Co2+	Co 2+ +2 e - \u003d Co	-0,227	co	ons aktivitet
Ni2+	Ni2+ + 2e - = Ni	-0,225	Ni	ons aktivitet
sn 2+	Sn 2+ + 2e - = Sn	-0,136	sn	ons aktivitet
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - = Pb	-0,126	Pb	ons aktivitet
Fe3+	Fe 3+ + 3e - \u003d Fe	-0,036	Fe	ons aktivitet
H+	2H++2e-=H2		H2, pH=0	ons aktivitet
Bi 3+	Bi3+ + 3e - = Bi	0,215	Bi	Liten aktiv
Cu2+	Cu 2+ + 2e - = Cu	0,337	Cu	Liten aktiv
Cu+	Cu + + e - = Cu	0,521	Cu	Liten aktiv
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - = Hg	0,788	Hg 2	Liten aktiv
Ag+	Ag + + e - = Ag	0,799	Ag	Liten aktiv
Hg2+	Hg 2+ + 2e - \u003d Hg	0,854	hg	Liten aktiv
Pt 2+	Pt 2+ + 2e - = Pt	1,2	Pt	Liten aktiv
Au 3+	Au 3+ + 3e - = Au	1,498	Au	Liten aktiv
Au +	Au++e-=Au	1,691	Au	Liten aktiv

I denna serie av spänningar ges också värdena på väteelektrodens elektrodpotentialer i sura (рН=0), neutrala (рН=7), alkaliska (рН=14) medier. En viss metalls position i en serie spänningar kännetecknar dess förmåga att redoxa interaktioner i vattenlösningar vid standardvillkor. Metalljoner är oxidationsmedel och metaller är reduktionsmedel. Ju längre metallen befinner sig i serien av spänningar, desto starkare är oxidationsmedlet i en vattenlösning dess joner. Ju närmare metallen är början av raden, desto starkare reduktionsmedel är den.

Metaller kan tränga undan varandra från saltlösningar. Reaktionens riktning bestäms i detta fall av deras inbördes position i spänningsserien. Man bör komma ihåg att aktiva metaller förskjuter väte inte bara från vatten utan också från vilken vattenlösning som helst. Därför sker den ömsesidiga förskjutningen av metaller från lösningar av deras salter endast i fallet med metaller som ligger i serien av spänningar efter magnesium.

Alla metaller är indelade i tre villkorliga grupper, vilket återspeglas i följande tabell.

Tabell 3

Villkorlig uppdelning av metaller

Interaktion med vatten. Oxidationsmedlet i vatten är vätejonen. Därför kan endast dessa metaller oxideras av vatten, vars standardelektrodpotentialer är lägre än potentialen för vätejoner i vatten. Det beror på mediets pH och är

φ \u003d -0,059 pH.

I en neutral miljö (рН=7) φ = -0,41 V. Typen av interaktion mellan metaller och vatten presenteras i tabell 4.

Metaller från början av serien, med en potential som är mycket mer negativ än -0,41 V, förskjuter väte från vatten. Men redan magnesium ersätter väte bara från varmt vatten. Normalt sett tränger metaller som ligger mellan magnesium och bly inte undan väte från vatten. Oxidfilmer bildas på ytan av dessa metaller, som har en skyddande effekt.

Tabell 4

Interaktion av metaller med vatten i ett neutralt medium

Interaktion av metaller med saltsyra.

Oxidationsmedlet i saltsyra är vätejonen. Standardelektrodpotentialen för en vätejon är noll. Därför måste alla aktiva metaller och metaller med mellanliggande aktivitet reagera med syran. Endast bly uppvisar passivering.

Tabell 5

Samspelet mellan metaller och saltsyra

Koppar kan lösas i mycket koncentrerad saltsyra, trots att den tillhör lågaktiva metaller.

Interaktionen mellan metaller och svavelsyra sker annorlunda och beror på dess koncentration.

Reaktion av metaller med utspädd svavelsyra. Interaktion med utspädd svavelsyra utförs på samma sätt som med saltsyra.

Tabell 6

Reaktion av metaller med utspädd svavelsyra

Utspädd svavelsyra oxiderar med sin vätejon. Det interagerar med de metaller vars elektrodpotentialer är lägre än väte. Bly löser sig inte i svavelsyra vid en koncentration under 80 %, eftersom PbSO 4-saltet som bildas under interaktionen mellan bly och svavelsyra är olösligt och skapar en skyddande film på metallytan.

Interaktion av metaller med koncentrerad svavelsyra.

I koncentrerad svavelsyra fungerar svavel i +6-oxidationstillståndet som ett oxidationsmedel. Det är en del av sulfatjonen SO 4 2-. Därför oxiderar koncentrerad syra alla metaller vars standardelektrodpotential är mindre än oxidationsmedlets. Högsta värde Elektrodpotentialen i elektrodprocesser som involverar sulfatjonen som oxidationsmedel är 0,36 V. Som ett resultat reagerar vissa lågaktiva metaller också med koncentrerad svavelsyra.

För metaller med medelhög aktivitet (Al, Fe) sker passivering på grund av bildandet av täta oxidfilmer. Tenn oxideras till det fyrvärda tillståndet med bildning av tenn(IV)sulfat:

Sn + 4 H 2 SO 4 (konc.) \u003d Sn (SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

Tabell 7

Interaktion av metaller med koncentrerad svavelsyra

Bly oxideras till tvåvärt tillstånd med bildning av lösligt blyhydrosulfat. Kvicksilver löses i varm koncentrerad svavelsyra för att bilda kvicksilver (I) och kvicksilver (II) sulfater. Även silver löser sig i kokande koncentrerad svavelsyra.

Man bör komma ihåg att ju mer aktiv metallen är, desto djupare är graden av reduktion av svavelsyra. Med aktiva metaller reduceras syran huvudsakligen till vätesulfid, även om andra produkter också förekommer. Till exempel

Zn + 2H2SO4 \u003d ZnSO4 + SO2 + 2H2O;

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O;

4Zn + 5H2SO4 \u003d 4ZnSO4 \u003d 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.

Interaktion av metaller med utspädd salpetersyra.

I salpetersyra kväve i +5 oxidationstillstånd fungerar som ett oxidationsmedel. Maximalt värde elektrodpotentialen för nitratjonen av en utspädd syra som oxidationsmedel är 0,96 V. På grund av detta Av stor betydelse, salpetersyra är ett starkare oxidationsmedel än svavelsyra. Detta framgår av det faktum att salpetersyra oxiderar silver. Syran reduceras ju djupare, ju aktivare metallen är och ju mer utspädd syran.

Tabell 8

Reaktion av metaller med utspädd salpetersyra

Interaktion av metaller med koncentrerad salpetersyra.

Koncentrerad salpetersyra reduceras vanligtvis till kvävedioxid. Interaktionen mellan koncentrerad salpetersyra och metaller presenteras i tabell 9.

När man använder syra i brist och utan omrörning reducerar aktiva metaller den till kväve och metaller med medelhög aktivitet till kolmonoxid.

Tabell 9

Interaktion mellan koncentrerad salpetersyra och metaller

Interaktion av metaller med alkalilösningar.

Metaller kan inte oxideras av alkalier. Detta beror på att alkalimetaller är starka reduktionsmedel. Därför är deras joner de svagaste oxidationsmedlen och uppvisar inte oxiderande egenskaper i vattenlösningar. Men i närvaro av alkalier manifesteras den oxiderande effekten av vatten i Merän i deras frånvaro. På grund av detta, i alkaliska lösningar, oxideras metaller av vatten för att bilda hydroxider och väte. Om oxiden och hydroxiden är amfotära föreningar, kommer de att lösas upp i en alkalisk lösning. Som ett resultat, passiv rent vatten metaller interagerar kraftigt med alkalilösningar.

Tabell 10

Interaktion av metaller med alkalilösningar

Upplösningsprocessen presenteras i form av två steg: oxidationen av metallen med vatten och upplösningen av hydroxiden:

Zn + 2HOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + H 2;

Zn (OH) 2 ↓ + 2 NaOH \u003d Na 2.

Metaller upptar det nedre vänstra hörnet av det periodiska systemet. Metaller tillhör familjerna s-element, d-element, f-element och, delvis, p-element.

Den mest typiska egenskapen hos metaller är deras förmåga att donera elektroner och omvandlas till positivt laddade joner. Dessutom kan metaller endast uppvisa ett positivt oxidationstillstånd.

Jag - ne \u003d Jag n +

1. Interaktion mellan metaller och icke-metaller.

men ) Interaktion mellan metaller och väte.

Alkali- och jordalkalimetaller reagerar direkt med väte för att bilda hydrider.

Till exempel:

Ca + H 2 \u003d CaH 2

Icke-stökiometriska föreningar med en jonisk kristallstruktur bildas.

b) Interaktion mellan metaller och syre.

Alla metaller utom Au, Ag, Pt oxideras av atmosfäriskt syre.

Exempel:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroxid)

4K + O 2 \u003d 2K 2 O

2Mg + O2 \u003d 2MgO

2Cu + O 2 \u003d 2CuO

c) Interaktion mellan metaller och halogener.

Alla metaller reagerar med halogener och bildar halogenider.

Exempel:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Dessa är huvudsakligen joniska föreningar: MeHal n

d) Interaktion mellan metaller och kväve.

Alkali- och jordalkalimetaller interagerar med kväve.

Exempel:

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2

Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 - nitrid.

e) Interaktion mellan metaller och kol.

Föreningar av metaller och kol är karbider. De bildas under interaktionen mellan smältor och kol. Aktiva metaller bildar stökiometriska föreningar med kol:

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

Metaller - d-element bildar föreningar av icke-stökiometrisk sammansättning såsom fasta lösningar: WC, ZnC, TiC - används för att erhålla superhårda stål.

2. Interaktion mellan metaller och vatten.

Metaller reagerar med vatten och har en mer negativ potential än vattnets redoxpotential.

Aktiva metaller reagerar mer aktivt med vatten och sönderdelar vatten med frigöring av väte.

Na + 2H2O \u003d H2 + 2NaOH

Mindre aktiva metaller bryter långsamt ner vatten och processen hämmas på grund av bildandet av olösliga ämnen.

3. Interaktion av metaller med saltlösningar.

En sådan reaktion är möjlig om den reagerande metallen är mer aktiv än den i saltet:

Zn + CuSO 4 \u003d Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 V. = + 0,34 V.

En metall som har en mer negativ eller mindre positiv standardelektrodpotential förskjuter en annan metall från sin saltlösning.

4. Interaktion mellan metaller och alkalilösningar.

Metaller som ger amfotära hydroxider eller har höga oxidationstillstånd i närvaro av starka oxidationsmedel kan interagera med alkalier. När metaller interagerar med alkalilösningar är vatten oxidationsmedlet.

Exempel:

Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e \u003d 2- oxidation

Zn 0 - reduktionsmedel

1 2H 2 O + 2e \u003d H 2 + 2OH - återvinning

H 2 O - oxidationsmedel

Zn + 4OH - + 2H 2 O \u003d 2- + 2OH - + H 2

Metaller med höga oxidationstillstånd kan interagera med alkalier när de smälts:

4Nb + 5O 2 + 12KOH \u003d 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O

5. Interaktion mellan metaller och syror.

Detta komplexa reaktioner, beror interaktionsprodukterna på metallens aktivitet, på typen och koncentrationen av syran och på temperaturen.

Efter aktivitet delas metaller villkorligt in i aktiv, medelhög aktivitet och låg aktivitet.

Syror är konventionellt indelade i 2 grupper:

Grupp I - syror med låg oxidationsförmåga: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (diff.), H 3 PO 4, H 2 S, oxidationsmedlet här är H +. Vid interaktion med metaller frigörs syre (H 2 ). Metaller med negativ elektrodpotential reagerar med syror i den första gruppen.

Grupp II - syror med hög oxidationsförmåga: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (razb.), HNO 3 (konc.). I dessa syror är sura anjoner oxidationsmedel:. Anjonreduktionsprodukterna kan vara mycket olika och bero på metallens aktivitet.

H 2 S - med aktiva metaller

H 2 SO 4 + 6e S 0 ↓ - med metaller med medelhög aktivitet

SO 2 - med lågaktiva metaller

NH 3 (NH 4 NO 3) - med aktiva metaller

HNO 3 + 4,5e N 2 O, N 2 - med metaller med medelhög aktivitet

NEJ - med lågaktiva metaller

HNO 3 (konc.) - NO 2 - med metaller av någon aktivitet.

Om metaller har variabel valens, får metaller med syror i grupp I det lägsta positiva oxidationstillståndet: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Vid interaktion med syror i grupp II är oxidationstillståndet +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, medan väte aldrig frigörs.

Vissa metaller (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, etc.) i lösningar starka syror som oxideras, täcks med en tät oxidfilm, som skyddar metallen från ytterligare upplösning (passivering), men när den värms upp löses oxidfilmen och reaktionen fortskrider.

Lite lösliga metaller med positiv elektrodpotential kan lösas i grupp I-syror i närvaro av starka oxidationsmedel.

Om i periodiska systemet element av DI Mendeleev för att rita en diagonal från beryllium till astatin, sedan längst ner till vänster längs diagonalen kommer det att finnas metallelement (de inkluderar också element av sekundära undergrupper, markerade i blått), och uppe till höger - icke-metalliska element (markerad gul). Element som ligger nära diagonalen - halvmetaller eller metalloider (B, Si, Ge, Sb, etc.) har en dubbel karaktär (markerad i rosa).

Som framgår av figuren är de allra flesta grundämnen metaller.

Genom sin kemiska natur är metaller kemiska grundämnen, vars atomer donerar elektroner från de yttre eller före-ytre energinivåerna och bildar positivt laddade joner.

Nästan alla metaller har relativt stora radier och ett litet antal elektroner (från 1 till 3) på den yttre energinivån. Metaller karakteriseras låga värden elektronegativitet och reducerande egenskaper.

De mest typiska metallerna finns i början av perioder (med början från den andra), längre från vänster till höger försvagas de metalliska egenskaperna. I en grupp från topp till botten förbättras metalliska egenskaper, eftersom atomernas radie ökar (på grund av en ökning av antalet energinivåer). Detta leder till en minskning av elektronegativiteten (förmågan att attrahera elektroner) hos elementen och en ökning av de reducerande egenskaperna (förmågan att donera elektroner till andra atomer i kemiska reaktioner).

typisk metaller är s-element (element i IA-gruppen från Li till Fr. element i PA-gruppen från Mg till Ra). Den allmänna elektroniska formeln för deras atomer är ns 1-2. De kännetecknas av oxidationstillstånd + I respektive + II.

Det lilla antalet elektroner (1-2) i den yttre energinivån hos typiska metallatomer tyder på lätt förlust av dessa elektroner och manifestationen av starka reducerande egenskaper, som återspeglar låga elektronegativitetsvärden. Detta innebär de begränsade kemiska egenskaperna och metoderna för att erhålla typiska metaller.

En karakteristisk egenskap hos typiska metaller är deras atomers tendens att bilda katjoner och joniska kemiska bindningar med icke-metallatomer. Föreningar av typiska metaller med icke-metaller är joniska kristaller "metallkatjonanjon av icke-metall", till exempel K + Br -, Ca 2 + O 2-. Typiska metallkatjoner ingår också i föreningar med komplexa anjoner - hydroxider och salter, till exempel Mg 2+ (OH -) 2, (Li+) 2CO 3 2-.

A-gruppmetallerna som bildar den amfotera diagonalen i det periodiska systemet Be-Al-Ge-Sb-Po, såväl som metallerna intill dem (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) uppvisar inte typiska metalliska egenskaper . Den allmänna elektroniska formeln för deras atomer ns 2 np 0-4 antyder en större variation av oxidationstillstånd, en större förmåga att hålla sina egna elektroner, en gradvis minskning av deras reducerande förmåga och uppkomsten av en oxiderande förmåga, särskilt i höga oxidationstillstånd ( karaktäristiska exempel- föreningar Tl III, Pb IV, Bi v). Liknande kemiskt beteende är också karakteristiskt för de flesta (d-element, d.v.s. element i B-grupper Periodiskt system (typiska exempel- amfotera element Cr och Zn).

Denna manifestation av dualitet (amfoteriska) egenskaper, både metalliska (grundläggande) och icke-metalliska, beror på den kemiska bindningens natur. I fast tillstånd innehåller föreningar av atypiska metaller med icke-metaller övervägande kovalenta bindningar (men mindre starka än bindningar mellan icke-metaller). I lösning bryts dessa bindningar lätt, och föreningarna dissocierar till joner (helt eller delvis). Till exempel består galliummetall av Ga 2 molekyler, i fast tillstånd aluminium och kvicksilver (II) klorider AlCl 3 och HgCl 2 innehåller starkt kovalenta bindningar, men i en lösning dissocierar AlCl 3 nästan helt, och HgCl 2 - till en mycket liten omfattning (och sedan till HgCl+ och Cl-joner).

Allmänna fysikaliska egenskaper hos metaller

På grund av närvaron av fria elektroner ("elektrongas") i kristallgittret uppvisar alla metaller följande karakteristiska allmänna egenskaper:

1) Plast- förmågan att enkelt ändra form, sträcka sig till en tråd, rulla till tunna ark.

2) metallisk lyster och opacitet. Detta beror på interaktionen mellan fria elektroner och ljus som faller in på metallen.

3) Elektrisk konduktivitet. Det förklaras av den riktade rörelsen av fria elektroner från den negativa till den positiva polen under påverkan av en liten potentialskillnad. Vid uppvärmning minskar den elektriska ledningsförmågan, eftersom. med en ökning av temperaturen ökar vibrationerna av atomer och joner i noderna kristallgitter, vilket hindrar den riktade rörelsen av "elektrongasen".

4) Värmeledningsförmåga. Det beror på den höga rörligheten hos fria elektroner, på grund av vilken temperaturen snabbt utjämnas av metallens massa. Den högsta värmeledningsförmågan finns i vismut och kvicksilver.

5) Hårdhet. Det hårdaste är krom (skär glas); de mjukaste - alkalimetaller - kalium, natrium, rubidium och cesium - skärs med en kniv.

6) Densitet. Det är ju mindre, desto mindre atommassa har metallen och desto större radie har atomen. Den lättaste är litium (ρ=0,53 g/cm3); den tyngsta är osmium (ρ=22,6 g/cm3). Metaller med en densitet mindre än 5 g/cm3 anses vara "lättmetaller".

7) Smält- och kokpunkter. Den mest smältbara metallen är kvicksilver (smp = -39°C), mest eldfast metall– volfram (t°pl. = 3390°C). Metaller med t°pl. över 1000°C anses vara eldfasta, under låg smältpunkt.

Allmänna kemiska egenskaper hos metaller

Starka reduktionsmedel: Me 0 – nē → Me n +

Ett antal påfrestningar kännetecknar den jämförande aktiviteten av metaller i redoxreaktioner i vattenlösningar.

I. Reaktioner av metaller med icke-metaller

1) Med syre:
2Mg + O2 → 2MgO

2) Med svavel:
Hg + S → HgS

3) Med halogener:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Med kväve:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Med fosfor:
3Ca + 2P – t° → Ca 3P 2

6) Med väte (endast alkali- och jordalkalimetaller reagerar):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H2 → CaH2

II. Reaktioner av metaller med syror

1) Metaller som står i den elektrokemiska serie av spänningar upp till H reducerar icke-oxiderande syror till väte:

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2

2) Med oxiderande syror:

I växelverkan mellan salpetersyra av vilken koncentration som helst och koncentrerad svavelsyra med metaller väte frigörs aldrig!

Zn + 2H2SO4 (K) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

2H2SO4 (c) + Cu → Cu SO4 + SO2 + 2H2O

10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4HNO3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Interaktion mellan metaller och vatten

1) Aktiva (alkali- och jordalkalimetaller) bildar en löslig bas (alkali) och väte:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+ 2H2O → Ca(OH)2 + H2

2) Metaller med medelhög aktivitet oxideras av vatten när de upphettas till oxid:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inaktiv (Au, Ag, Pt) - reagera inte.

IV. Förskjutning av mindre aktiva metaller av mer aktiva metaller från lösningar av deras salter:

Cu + HgCl2 → Hg + CuCl2

Fe+ CuSO4 → Cu+ FeSO4

Inom industrin används ofta inte rena metaller, utan deras blandningar - legeringar där de fördelaktiga egenskaperna hos en metall kompletteras med de fördelaktiga egenskaperna hos en annan. Så koppar har en låg hårdhet och är till liten användning för tillverkning av maskindelar, medan legeringar av koppar med zink ( mässing) är redan ganska hårda och används ofta inom maskinteknik. Aluminium har hög duktilitet och tillräcklig lätthet (låg densitet), men är för mjukt. På grundval av detta framställs en legering med magnesium, koppar och mangan - duralumin (duralumin), som utan att förlora användbara egenskaper aluminium, får hög hårdhet och blir lämplig inom flygindustrin. Legeringar av järn med kol (och tillsatser av andra metaller) är allmänt kända gjutjärn Och stål.

Metaller i fri form är reduktionsmedel. Reaktiviteten hos vissa metaller är dock låg på grund av att de är täckta med ytoxidfilm, i varierande grad resistent mot inverkan av sådana kemiska reagenser som vatten, lösningar av syror och alkalier.

Till exempel är bly alltid täckt med en oxidfilm; dess övergång till lösning kräver inte bara exponering för ett reagens (till exempel utspädd salpetersyra), utan också uppvärmning. Oxidfilmen på aluminium förhindrar dess reaktion med vatten, men förstörs under inverkan av syror och alkalier. Lös oxidfilm (rost), bildad på ytan av järn i fuktig luft, stör inte den ytterligare oxidationen av järn.

Under påverkan koncentrerad syror bildas på metaller hållbar oxidfilm. Detta fenomen kallas passivering. Så, i koncentrerad svavelsyra passiverade (och sedan inte reagerar med syra) sådana metaller som Be, Bi, Co, Fe, Mg och Nb, och i koncentrerad salpetersyra - metallerna A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th och U.

När de interagerar med oxidationsmedel i sura lösningar omvandlas de flesta metaller till katjoner, vars laddning bestäms av det stabila oxidationstillståndet givet element i föreningar (Na+, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ och Fe 3+)

Den reducerande aktiviteten hos metaller i en sur lösning överförs av en rad påfrestningar. De flesta metaller omvandlas till en lösning med saltsyra och utspädda svavelsyror, men Cu, Ag och Hg - endast med svavelsyra (koncentrerad) och salpetersyra, och Pt och Au - med "aqua regia".

Korrosion av metaller

En oönskad kemisk egenskap hos metaller är deras, d.v.s. aktiva förstörelse (oxidation) vid kontakt med vatten och under påverkan av syre löst i det (syrekorrosion). Till exempel är korrosionen av järnprodukter i vatten allmänt känd, som ett resultat av vilket rost bildas och produkterna smulas till pulver.

Korrosion av metaller fortskrider i vatten också på grund av närvaron av lösta CO 2 och SO 2 gaser; en sur miljö skapas och H+-katjoner ersätts av aktiva metaller i form av väte H 2 ( vätekorrosion).

Kontaktpunkten mellan två olika metaller kan vara särskilt frätande ( kontaktkorrosion). Mellan en metall, såsom Fe, och en annan metall, såsom Sn eller Cu, placerad i vatten, uppstår ett galvaniskt par. Flödet av elektroner går från den mer aktiva metallen, som ligger till vänster i spänningsserien (Re), till den mindre aktiva metallen (Sn, Cu), och den mer aktiva metallen förstörs (korroderar).

Det är på grund av detta som den förtennade ytan rostar. burkar(tennpläterat järn) när det förvaras i en fuktig atmosfär och hanteras vårdslöst (järn bryts snabbt ner efter att även en liten repa har införts, vilket gör att järn kommer i kontakt med fukt). Tvärtom rostar inte den galvaniserade ytan på en järnhink under lång tid, för även om det finns repor är det inte järn som korroderar, utan zink (en mer aktiv metall än järn).

Korrosionsbeständigheten för en given metall förbättras när den beläggs med en mer aktiv metall eller när de smälts samman; till exempel att belägga järn med krom eller göra en legering av järn med krom eliminerar korrosion av järn. Förkromat järn och stål som innehåller krom ( rostfritt stål ) har hög korrosionsbeständighet.

elektrometallurgi erhålla metaller genom elektrolys av smältor (för de mest aktiva metallerna) eller saltlösningar;

pyrometallurgi, d.v.s. utvinning av metaller från malmer vid hög temperatur(till exempel att få järn i en masugnsprocess);

hydrometallurgi isolering av metaller från lösningar av deras salter med mer aktiva metaller (till exempel framställning av koppar från en CuS04-lösning genom inverkan av zink, järn eller aluminium).

Inhemska metaller finns ibland i naturen (typiska exempel är Ag, Au, Pt, Hg), men oftare är metaller i form av föreningar ( metallmalmer). När det gäller prevalens i jordskorpan metaller är olika: från de vanligaste - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) till de sällsynta - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Metaller skiljer sig mycket åt i sin kemiska aktivitet. Den kemiska aktiviteten hos en metall kan grovt bedömas utifrån dess position i.

De mest aktiva metallerna finns i början av denna rad (till vänster), de mest inaktiva - i slutet (till höger).
Reaktioner med enkla ämnen. Metaller reagerar med icke-metaller för att bilda binära föreningar. Reaktionsbetingelserna, och ibland deras produkter, varierar mycket för olika metaller.
Så till exempel reagerar alkalimetaller aktivt med syre (inklusive i luftens sammansättning) vid rumstemperatur med bildning av oxider och peroxider

4Li + O2 = 2Li2O;
2Na + O2 \u003d Na2O2

Metaller med medelhög aktivitet reagerar med syre vid upphettning. I detta fall bildas oxider:

2Mg + O 2 \u003d t 2MgO.

Inaktiva metaller (till exempel guld, platina) reagerar inte med syre och ändrar därför praktiskt taget inte sin briljans i luften.
De flesta metaller, när de värms upp med svavelpulver, bildar motsvarande sulfider:

Reaktioner med komplexa ämnen. Föreningar av alla klasser reagerar med metaller - oxider (inklusive vatten), syror, baser och salter.
Aktiva metaller reagerar häftigt med vatten vid rumstemperatur:

2Li + 2H2O \u003d 2LiOH + H2;
Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2.

Ytan på metaller som exempelvis magnesium och aluminium skyddas av en tät film av motsvarande oxid. Detta förhindrar reaktionen med vatten. Men om denna film tas bort eller dess integritet kränks, reagerar dessa metaller också aktivt. Till exempel reagerar pulveriserat magnesium med varmt vatten:

Mg + 2H 2 O \u003d 100 ° C Mg (OH) 2 + H 2.

Vid förhöjda temperaturer reagerar också mindre aktiva metaller med vatten: Zn, Fe, Mil etc. I detta fall bildas motsvarande oxider. Till exempel, när vattenånga leds över heta järnspån, inträffar följande reaktion:

3Fe + 4H 2 O \u003d t Fe 3 O 4 + 4H 2.

Metaller i aktivitetsserien upp till väte reagerar med syror (förutom HNO 3) för att bilda salter och väte. Aktiva metaller (K, Na, Ca, Mg) reagerar med sura lösningar mycket häftigt (vid hög hastighet):

Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2;
2Al + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Inaktiva metaller är ofta praktiskt taget olösliga i syror. Detta beror på bildandet av en olöslig saltfilm på deras yta. Till exempel löses bly, som finns i aktivitetsserien upp till väte, praktiskt taget inte i utspädd svavelsyra och saltsyra på grund av bildandet av en film på dess yta olösliga salter(PbS04 och PbCl2).

Du måste ha Javascript aktiverat för att rösta

Återställande egenskaper- Dessa är de viktigaste kemiska egenskaperna som är karakteristiska för alla metaller. De visar sig i interaktion med en mängd olika oxidationsmedel, inklusive oxidationsmedel från miljö. I allmän syn interaktionen av en metall med oxidationsmedel kan uttryckas med schemat:

Jag + Oxidator" Mig(+X),

Där (+X) är det positiva oxidationstillståndet för Me.

Exempel på metalloxidation.

Fe + O 2 → Fe (+3) 4Fe + 3O 2 \u003d 2 Fe 2 O 3

Ti + I2 → Ti(+4) Ti + 2I2 = TiI4

Zn + H+ → Zn(+2) Zn + 2H+ = Zn2+ + H2

Aktivitetsserie av metaller

De reducerande egenskaperna hos metaller skiljer sig från varandra. Elektrodpotentialer E används som en kvantitativ egenskap för metallers reducerande egenskaper.

Ju mer aktiv metallen är, desto mer negativ är dess standardelektrodpotential E o.

Metaller ordnade i rad när deras oxidativa aktivitet minskar bildar en rad av aktivitet.

Aktivitetsserie av metaller

Mig

Li

K

Ca

Na

mg

Al

Mn

Zn

Cr

Fe

Ni

sn

Pb

H2

Cu

Ag

Au

Mez+

Li+

K+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al 3+

Mn2+

Zn2+

Cr3+

Fe2+

Ni2+

sn 2+

Pb 2+

H+

Cu2+

Ag+

Au 3+

E o,B

-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

Metall, med mer negativt värde Eo, kan reducera metallkatjonen med en mer positiv elektrodpotential.

Reduktionen av en metall från en lösning av dess salt med en annan metall med högre reducerande aktivitet kallas cementering.. Cementering används i metallurgisk teknik.

I synnerhet erhålls Cd genom att reducera det från en lösning av dess salt med zink.

Zn + Cd2+ = Cd + Zn2+

3.3. 1. Interaktion mellan metaller och syre

Syre är ett starkt oxidationsmedel. Det kan oxidera de allra flesta metaller utomAuOchPt . Metaller i luft kommer i kontakt med syre, därför, när man studerar metallers kemi, uppmärksammas alltid egenskaperna hos en metalls interaktion med syre.

Alla vet att järn i fuktig luft är täckt med rost - hydratiserad järnoxid. Men många metaller i kompakt tillstånd vid en inte för hög temperatur visar motståndskraft mot oxidation, eftersom de bildar tunna skyddande filmer på sin yta. Dessa filmer av oxidationsprodukter tillåter inte att oxidationsmedlet kommer i kontakt med metallen. Fenomenet med bildandet av skyddande lager på ytan av metallen som förhindrar oxidation av metallen kallas metallpassivering.

En ökning av temperaturen främjar oxidation av metaller med syre. Aktiviteten hos metaller ökar i finfördelat tillstånd. De flesta metaller i pulverform brinner i syre.

s-metaller

Den största återställande aktiviteten visass-metaller. Metallerna Na, K, Rb Cs kan antändas i luft, och de förvaras i slutna kärl eller under ett lager fotogen. Be och Mg passiveras vid låga temperaturer i luft. Men när den antänds brinner Mg-remsan med en bländande låga.

MetallerIIA-undergrupper och Li, när de interagerar med syre, bildar oxider.

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O

Alkalimetaller, andra änLi, när de interagerar med syre, bildar de inte oxider, utan peroxiderMig 2 O 2 och superoxiderMeO 2 .

2Na + O2 \u003d Na2O2

K + O 2 = KO 2

p-metaller

Metaller ägdasid- till blocket på luft passiveras.

Vid förbränning i syre

• IIIA-undergruppsmetaller bildar oxider av denna typ Me 2 O 3,
• Sn oxideras till SNO 2 , och Pb - upp till PbO
• Bi går till Bi2O3.

d-metaller

Alltd- period 4 metaller oxideras av syre. Sc, Mn, Fe oxideras lättast. Särskilt motståndskraftig mot Ti, V, Cr korrosion.

När den bränns i syre av alltd

När den bränns i syre av alltd- element från den fjärde perioden, endast skandium, titan och vanadin bildar oxider där Me är i högsta graden oxidation lika med gruppnummer. De återstående d-metallerna från den 4:e perioden bildar, när de bränns i syre, oxider där Me är i mellanliggande men stabila oxidationstillstånd.

Typer av oxider som bildas av d-metaller av 4 perioder under förbränning i syre:

• Meo bildar Zn, Cu, Ni, Co. (vid T>1000оС bildar Cu Cu 2 O),
• Me 2 O 3, bildar Cr, Fe och Sc,
• MeO 2 - Mn och Ti
• V-former högre oxid -V 2 O 5 .

d-metaller från den 5:e och 6:e perioden, utom Y, La, mer än alla andra metaller är resistenta mot oxidation. Reagera inte med syre Au, Pt .

När den bränns i syred-metaller av 5 och 6 perioder bildar som regel högre oxider, undantagen är metallerna Ag, Pd, Rh, Ru.

Typer av oxider som bildas av d-metaller av 5 och 6 perioder under förbränning i syre:

• Me 2 O 3- form Y, La; Rh;
• MeO 2- Zr, Hf; Ir:
• Me 2 O 5- Nb, Ta;
• MeO 3- Klippa
• Me 2 O 7- Tc, Re
• Meo 4 - Os
• MeO- Cd, Hg, Pd;
• Jag 2 O- Ag;

Samspelet mellan metaller och syror

I sura lösningar är vätekatjonen ett oxidationsmedel.. H+-katjonen kan oxidera metaller i aktivitetsserien till väte, dvs. har negativa elektrodpotentialer.

Många metaller, när de oxideras, i sura vattenlösningar, blir många till katjonerMez + .

Anjoner av ett antal syror kan uppvisa oxiderande egenskaper som är starkare än H+. Sådana oxidationsmedel inkluderar anjoner och de vanligaste syrorna H 2 SÅ 4 OchHNO 3 .

Anjoner NO 3 - uppvisar oxiderande egenskaper vid vilken koncentration som helst i lösning, men reduktionsprodukterna beror på syrans koncentration och den oxiderade metallens natur.

Anjoner SO 4 2- uppvisar oxiderande egenskaper endast i koncentrerad H 2 SO 4 .

Oxiderande reduktionsprodukter: H + , NO 3 - , SÅ 4 2 -

2H++2e-=H 2

SÅ 4 2- från koncentrerad H2SO4 SÅ 4 2- + 2e - + 4 H + = SÅ 2 + 2 H 2 O

(möjligt även bildandet av S, H 2 S)

NO 3 - från koncentrerad HNO 3 NO 3 - + e - +2H+= NO2 + H2O
NO 3 - från utspädd HNO 3 NO 3 - + 3e - +4H+=NO + 2H2O

(Det är också möjligt att bilda N 2 O, N 2, NH 4 +)

Exempel på reaktioner av interaktion mellan metaller och syror

Zn + H2SO4 (razb.) "ZnSO4 + H2

8Al + 15H2SO4 (c.) "4Al2 (SO4)3 + 3H2S + 12H2O

3Ni + 8HNO3 (deb.) " 3Ni(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 4HNO3 (c.) "Cu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Metalloxidationsprodukter i sura lösningar

Alkalimetaller bildar en katjon av Me+-typen, s-metaller i den andra gruppen bildar katjoner Jag 2+.

P-blockmetallerna bildar när de är lösta i syror de katjoner som anges i tabellen.

Metallerna Pb och Bi löses endast i salpetersyra.

Mig	Al	Ga	I	Tl	sn	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Ga3+	I 3+	Tl+	sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo,B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Alla d-metaller 4 perioder utom Cu , kan oxideras av jonerH+ i sura lösningar.

Typer av katjoner som bildas av d-metaller 4 perioder:

• Jag 2+(bildar d-metaller från Mn till Cu)
• Jag 3+ ( bildar Sc, Ti, V, Cr och Fe i salpetersyra).
• Ti och V bildar också katjoner MeO2+

d-element från period 5 och 6 är mer motståndskraftiga mot oxidation än 4d- metaller.

I sura lösningar kan H + oxidera: Y, La, Cd.

I HNO 3 kan lösas upp: Cd, Hg, Ag. Varm HNO3 löser Pd, Tc, Re.

I varmt H2SO4 löses: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metaller: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W löses vanligtvis i en blandning av HNO3 + HF.

I regenvatten (HNO 3 + HCl-blandningar) kan Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au och Os lösas upp med svårighet). Orsaken till upplösningen av metaller i regenvatten eller i en blandning av HNO 3 + HF är bildningen av komplexa föreningar.

Exempel. Upplösningen av guld i aqua regia blir möjlig på grund av bildandet av ett komplex -

Au + HNO3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H2O

Interaktion mellan metaller och vatten

Vattens oxiderande egenskaper beror på H(+1).

2H2O + 2e -" H 2 + 2OH -

Eftersom koncentrationen av H + i vatten är låg är dess oxiderande egenskaper låga. Metaller kan lösas upp i vatten E< - 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. Allts- metaller, andra än Be och Mg lättlöslig i vatten.

2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 Åh -

Na reagerar kraftigt med vatten och avger värme. Emitterad H 2 kan antändas.

2H2 + O2 \u003d 2H2O

Mg löses endast i kokande vatten, Be skyddas från oxidation av en inert olöslig oxid

p-block metaller är mindre kraftfulla reduktionsmedel äns.

Bland p-metaller är den reducerande aktiviteten högre för metaller i IIIA-undergruppen, Sn och Pb är svaga reduktionsmedel, Bi har Eo > 0.

p-metaller löser sig inte i vatten under normala förhållanden. När den skyddande oxiden löses upp från ytan i alkaliska lösningar oxideras Al, Ga och Sn av vatten.

Bland d-metaller oxideras de av vatten vid upphettning Sc och Mn, La, Y. Järn reagerar med vattenånga.

Interaktion av metaller med alkalilösningar

I alkaliska lösningar fungerar vatten som ett oxidationsmedel..

2H 2 O + 2e - \u003dH 2 + 2OH - Eo \u003d - 0,826 B (pH \u003d 14)

Vattens oxiderande egenskaper minskar med ökande pH, på grund av en minskning av koncentrationen av H +. Ändå, vissa metaller som inte löser sig i vatten löser sig i alkaliska lösningar, till exempel Al, Zn och några andra. främsta orsaken upplösningen av sådana metaller i alkaliska lösningar är att oxiderna och hydroxidema av dessa metaller är amfotera, löser sig i alkali, vilket eliminerar barriären mellan oxidationsmedlet och reduktionsmedlet.

Exempel. Upplösning av Al i NaOH-lösning.

2Al + 3H 2 O + 2 NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na + 3H 2