Общие свойства металлов

Сочетание атомов одного и того же элемента есть простое вещество. В зависимости от типа химической связи между атомами простые ве­щества могут быть металлами и неметаллами. Для металлов характерна металлическая связь, для неметаллов–ковалентная. Примерно восемьдесят из более ста известных элементов представляют собой металлы. Металл можно определить как вещество, хорошо проводящее электричество и теплоту. Металл отличается характерным блеском, который так и называется – металлическим, из металлов можно выковывать листы (благодаря особому свойству - ковкости) и вытягивать про­волоку (благодаря текучести).

Благодаря своим характерным свойствам металлыи их сплавы чрезвычайно ценны для человека. Современная цивилизация основана на применении железа и стали, причем ценные сорта стали изготовляют с включением в их состав наряду с железом таких металлов, как ванадийхром, марганец, кобальт, никель, молибден, вольфрам и др.

Свойства металлов, физические и химические, как и свойства других элементов и их соединений, определяются природой вещества, являются функцией строения атомов, а также зависят от прочности химиче­ских связей в кристалле. Особенностью структуры атомов металлов является малое количество электронов на внешнем слое (1 -2 электрона у s-, d-и f- элементов, 1- 4 электрона у р- элементов). В процессе кристаллизации атомы металлов легко сближаются и обобщают электроны. При этом направленного воздействия между атомами не наблюдается, и электроны внешних уровней могут свободно мигрировать от одного к другому, осуществляя "металлическую" связь. В электрическом поле движение этих электронов приобретает направленный характер, что обеспечивает электропроводность металла. Теплопроводность, пластичность металлов также объясняется спецификой металлической связи.

Химическая активность металлов определяется тем, что внешние электроны в атомах металлов, находясь на значительном расстоянии от

ядра, связаны с ним сравнительно слабо и могут быть легко отданы атомами с образованием положительных элементарных ионов:

Me <=> Me⁺ⁿ + ne

Поэтому, в химических превращениях свободные металлы всегда выступают в качестве восстановителей.

Количественно восстановительная способность металлов оценивается значениями ионизационного потенциала при взаимодействии металлов с элементарными окислителями (кислород, сера, галогены). Наиболее активными металлами являются s- металлы I-II групп и алюминий – р- металл III группы периодической системы Д.И. Менделеева, имеющие низкие значения ионизационных потенциалов.

В реакциях металлов со сложными окислителями химическая ак­тивность металлов характеризуется величиной стандартного электродного потенциала (Е°).

Сравнение восстановительной способности различных металлов можно провести, исходя из положения их в ряду напряжений, где метал­лы располагаются в порядке возрастания значений стандартных электродных потенциалов, т.е.порядке убывания их восстановительной функции.

Li,Cs,K,Ba,Ca,Na,Al,Mn,Zn,Cr,...Fe,Ni,Sn,Pb,H,Bi,Cu,Hg,Ag,Pt,Au

Чтобы рационально использовать ряд напряжений при написании урав­нений окислительно-восстановительных реакций необходимо помнить следующее:

1) Чем левее в ряду напряжений находится металл, тем он химиче­ски активнее, обладает большой восстановительной способностью, легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов.

2) Чем правее расположен металл, тем он химически менее активен, труднее окисляется и легче восстанавливается из его ионов.

3) Все металлы с отрицательной величиной потенциала, располо­женные левее водорода, окисляются ионами гидроксония и выделяют водород из разбавленных растворов кислот, отрицательные ионы которых не проявляют окислительных свойств.

Однако, свинец в растворе H2SO4 (массовая доля кислоты ниже 80%) практиче­ски не окисляется, потому чтона его поверхности сразу же образуется защитный слой РbSO₄, и реакция прекращается.

Напротив, металлы, расположенные правее водорода, не раство­ряются в разбавленных кислотах. Например, медь не окисляется в раз­бавленных НСl и H₂SO₄, а с концентрированными кислотами взаимодей­ствует.

Пассивация имеет место и при взаимодействии металлов с разбав­ленными кислотами, нерастворимые продукты чаще всего образуются при взаимодействии металлов с НзРO₄, Н₂SОз, Н₂СОз.

4) При взаимодействии металлов с растворами солей вытесняются, главным образом, малоактивные металлы, так как их ионы являются окислителями. Например, в реакции

Zn + CuCl₂ = ZnCl₂ + Си

востановитель Zn - 2еZn⁺² E⁰ _Zn⁺²_/Zn = -0.76В

Е⁰ок > Е⁰восст.

Окислитель Cu⁺² + 2e Сu Е⁰ _Cu⁺²_/Cu = 0.36В

Исходя из того, что самопроизвольно окислительно-восстановительная реакция может проходить только в том случае, если электрод­ный потенциал окислителя больше электродного потенциала восстано­вителя, можно сказать, что цинк способен восстановить ионы меди, а медь при тех же условиях не способна восстановить ионы Zn⁺².

Наиболее активные металлы окисляются как в водной, так и вкислой среде, тогда как металлы, расположенные между цинком и водородом,

окисляются только в кислой среде, а образующие амфотерные пленки - и в щелочной среде.

Для реакции с водой активных металлов (щелочных и щелочнозе­мельных) достаточно концентрации ионов водорода (Н⁺), образующихся при диссоциации воды, кроме того, их оксидные пленки, растворяясь в воде, не способны защитить металл от ее воздействия.

2Na + 2Н₂O = 2NaOH + Н₂.

Магний и цинк в виде пыли окисляются водой при 100°С. Менее активные металлы взаимодействуют с водой при высокой температуре.

2Fe + 3H₂O = ЗН₂ +Fe₂O₃

Смесь одного объема НNОз и трех объемов НС1 называют «цар­ской водкой». Она растворяет платину, золото и другие неактивные ме­таллы.

Аu + НNОз + 4НС1 = H[АuСl₄] + NO + 2Н₂O 3Pt + 4HNO₃ +18НС1 =3Н₂[РtCl₆] +4NO + 8Н₂O. Некоторые металлы (W, Та, Nb) не растворяются в «царской вод­ке», но их можно окислить в смеси НNОз и HF.

W + 2HNO₃ + 8НF = H₂[WF₈] + 2NO+ 4Н₂O

Металлы, образующие амфотерные оксиды (цинк, олово, алюми­ний, свинец и др.), вступают в реакцию с растворами щелочей, в резуль­тате чего образуются соли и выделяется водород. Роль щелочи сводится к растворению образующейся на поверхности оксидной пленки с образо­ванием комплексного соединения.

1)Аl₂Оз+2NaOH+3H₂O=2Na[Al(OH)₄], далее А1, освобожденный от окисной пленки, взаимодействует с Н₂O по реакции:

2)2А1 + 6Н₂О = 2Аl(ОН)з + ЗН₂

3)А1(ОН)з +NaOH =Na[Al(OH)₄]

2А1 + 6Н₂O +2NaOH = 2Na[Al(OH)₄] +3H₂

Если металл не окисляется ионами водорода кислоты, то он может взаимодействовать с кислотами, которые являются более сильными окислителями. К таким кислотам относятся серная (концентрированная), азотная (концентрированная и разбавленная), хлорноватистая и некото­рые другие.

В концентрированной серной кислоте окислителем является S04^2-благодаря наличию S⁺⁶. Стандартный электродный потенциал процессов восстановления иона S04^2- больше 0, поэтому концентрированная сер­ная кислота способна окислять малоактивные металлы, например, медь и серебро:

SO₄^2-+4H⁺+2е=SO₂+2H₂O E°=1.17 В

SO₄^2- +8H⁺ + 6e = S + 4H₂O E° = 0.31 В

SO₄^2-+10Н⁺ + 8e= H₂S + 4H₂O E° = 0.311 В

Как видно из приведенных схем, продукты восстановления серной кислоты могут быть различны в зависимости от условий (концентрации кислоты, температуры и активности металла).

Малоактивные металлы восстанавливают серную кислоту (H₂S⁺⁶O₄) до соединений серы (+4) S⁺⁴O₂, Н₂S⁺⁴Oз

Сu + H₂SO₄ CuSO₄ + SO₂ + Н₂O

конц.

Активные металлы (Zn, Ca, Mg и др.) способствуют более глубоко­му восстановлению серной кислоты от (S⁺⁶) до серы (S°) и сероводорода H₂S(S^-2).

Mg + H₂SO₄ MgSO₄ + S + H₂O

конц.

Mg+H₂SO₄ MgSO₄+ Н₂S + H₂O

конц.

Азотная кислота обладает сильно выраженными окислитель­ными свойствами благодаря наличию ионов NO₃

Азот в составе NO₃ может в зависимости от условий принимать от 1 до 8 электронов.

NO₃+2H⁺+1eNO₂+H₂O Е°= 0.8В NOз+4H⁺+ЗeNO+2H₂O Е°=0.96В 2NOз+12H⁺+10eN₂+6Н₂O Е°=1.24В NОз +10H⁺ + 8eNH₄⁺ + ЗН₂O Е°=0.87В

Продукты восстановления азотной кислоты определяются ее концентрацией, температурой и активностью металла. Концентрированная азотная кислота восстанавливается при взаимодействии с малоактивными и активными металлами до соединений азота N⁺⁴ (NO₂)

Me(II)+HNO₃Ме(NОз)₂ + NO₂ + H₂O

Дата добавления: 2013-12-14