Химические свойства металлов с водой. Металлы: общая характеристика металлов и сплавов
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С НЕМЕТАЛЛАМИ
Неметаллы проявляют окислительные свойства в реакциях с металлами, принимая от них электроны и восстанавливаясь.
Взаимодействие с галогенами
Галогены (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ) являются сильными окислителями, поэтому с ними взаимодействуют все металлы при обычных условиях:
2 Me + n Hal 2 → 2 MeHal n
Продуктом такой реакции является соль – галогенид металла (MeF n -фторид, MeCl n -хлорид, MeBr n -бромид, MeI n -иодид). При взаимодействии с металлом галоген восстанавливается до низшей степени окисления (-1), а n равно степени окисления металла.
Скорость реакции зависит от химической активности металла и галогена. Окислительная активность галогенов снижается по группе сверху вниз (от F к I ).
Взаимодействие с кислородом
Кислородом окисляются почти все металлы (кроме Ag , Au , Pt ), при этом происходит образование оксидов Me 2 O n .
Активные металлы легко при обычных условиях взаимодействуют с кислородом воздуха.
2 Mg + O 2 → 2 MgO (со вспышкой)
Металлы средней активности также реагируют с кислородом при обычной температуре. Но скорость такой реакции существенно ниже, чем при участии активных металлов.
Малоактивные металлы окисляются кислородом при нагревании (горение в кислороде).
Оксиды металлов по химическим свойствам можно разделить на три группы:
1. Осно́вные оксиды (Na 2 O , CaO , Fe II O , Mn II O , Cu I O и др.) образованы металлами в низких степенях окисления (+1, +2, как правило, ниже +4). Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:
CaO + CO 2 → CaCO 3
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O
2. Кислотные оксиды (Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 и др.) образованы металлами в высоких степенях окисления (как правило, выше +4). Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей:
FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
3. Амфотерные оксиды (BeO , Al 2 O 3 , ZnO , SnO , MnO 2 , Cr 2 O 3 , PbO , PbO 2 и др.) имеют двойственную природу и могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:
Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O
Cr 2 O 3 + 6NaOH → 2Na 3
Взаимодействие с серой
С серой взаимодействуют все металлы (кроме Au ), образуя соли – сульфиды Me 2 S n . При этом сера восстанавливается до степени окисления «-2». Платина (Pt ) взаимодействует с серой только в мелкораздробленном состоянии. Щелочные металлы, а также Ca и Mg реагируют с серой при нагревании со взрывом. Zn , Al (в порошке) и Mg в реакции с серой дают вспышку. В направлении слева направо в ряду активности скорость взаимодействия металлов с серой убывает.
Взаимодействие с водородом
С водородом некоторые активные металлы образуют соединения – гидриды:
2 Na + H 2 → 2 NaH
В этих соединениях водород находится в редкой для него степени окисления «-1».
Е.А. Нуднoва, М.В. Андрюxова
С химической точки зрения металл – это элемент, который во всех соединениях проявляет положительную степень окисления. Из известных в настоящее время 109 элементов 86 являются металлами. Основной отличительной особенностью металлов является наличие в конденсированном состоянии свободных, не связных с определенным атомом электронов. Эти электроны способны перемещаться по всему объему тела. Наличие свободных электронов определяет всю совокупность свойств металлов. В твердом состоянии большинство металлов имеет кристаллическую высокосимметричную структуру одного из типов: кубическую объемноцентрированную, кубическую гранецентрированную или гексагональную плотноупакованную (рис. 1).
Рис. 1. Типичная структура кристалла металлов: а – кубическая объемноцентрированная; б–кубическая гранецентрированная; в – плотная гексагональная
Существует техническая классификация металлов. Обычно выделяют следующие группы: черные металлы (Fe); тяжелые цветные металлы (Cu, Pb, Zn, Ni, Sn, Co, Sb, Bi, Hg, Cd), легкие металлы с плотностью менее 5 г/см 3 (Al, Mg, Ca и т.д.), драгоценные металлы (Au, Ag и платиновые металлы ) и редкие металлы (Be, Sc, In, Ge и некоторые другие).
В химии металлы классифицируются по их месту в периодической системе элементов. Различают металлы главных и побочных подгрупп. Металлы главных подгрупп называют непереходными. Эти металлы характеризуются тем, что в их атомах происходит последовательное заполнение s– и p– электронных оболочек.
Типичными металлами являются s–элементы (щелочные Li, Na, K, Rb, Cs, Fr и щелочноземельные Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra металлы). Данные металлы расположены в Iа и IIа подгруппах (т. е., в главных подгруппах I и II групп). Этим металлам отвечает конфигурация валентных электронных оболочек ns 1 или ns 2 (n – главное квантовое число). Для данных металлов характерно:
а) металлы имеют на внешнем уровне 1 – 2 электрона, поэтому проявляют постоянные степени окисления +1, +2;
б) оксиды этих элементов носят основной характер (исключение –бериллий, т.к. малый радиус иона придает ему амфотерные свойства);
в) гидриды имеют солеобразный характер и образуют ионные кристаллы;
г) возбуждение электронных подуровней возможно только у металлов IIА группы с последующей sp–гибридизацией орбиталей.
К p–металлам относятся элементы IIIа (Al, Ga, In, Tl), IVа (Ge, Sn, Pb), Vа (Sb, Bi) и VIа (Ро) групп с главными квантовыми числами 3, 4, 5, 6. Данным металлам отвечает конфигурация валентных электронных оболочек ns 2 p z (z может принимать значение от 1 до 4 и равно номеру группы минус 2). Для данных металлов характерно:
а) образование химических связей осуществляется s – и p–электронами в процессе их возбуждения и гибридизации (sp–и spd), однако сверху вниз по группам способность к гибридизации падает;
б) оксиды p– металлов амфотерные или кислотные (основные оксиды только у In и Tl);
в) гидриды p–металлов имеют полимерный характер (AlH 3) n или газообразный (SnH 4 ,PbH 4 и т. д.), что подтверждает сходство с неметаллами, открывающими эти группы.
В атомах металлов побочных подгрупп, называемых переходными металлами, происходит застраивание d– и f– оболочек, в соответствии с чем их делят на d–группу и две f–группы лантаноиды и актиноиды.
К переходным металлам относят 37 элементов d–группы и 28 металлов f–группы. К металлам d–группы относят элементы Ib (Cu, Ag, Au), IIb (Zn, Cd, Hg), IIIb (Sc, Y, La, Ac), IVb (Ti, Zr, Hf, Db), Vb (V, Nb, Ta, Jl), VIb (Cr, Mo, W, Rf), VIIb (Mn, Tc, Re, Bh) и VIII групп (Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Rt, Hn, Mt, Db, Jl, Rf, Bh, Hn, Mt). Этим элементам отвечает конфигурация 3d z 4s 2 . Исключения составляют некоторые атомы, в том числе атомы хрома с полузаполненной 3d 5 –оболочкой (3d 5 4s 1) и меди – с полностью заполненной 3d 10 –оболочкой (3d 10 4s 1). Эти элементы обладают некоторыми общими свойствами:
1. все они образуют сплавы между собой и другими металлами;
2. наличие частично заполненных электронных оболочек обусловливает способность d–металлов образовывать парамагнитные соединения;
3. в химических реакциях они проявляют переменную валентность (за немногими исключениями), а их ионы и соединения, как правило, окрашены;
4. в химических соединениях d–элементы электроположительны. "Благородные" металлы, обладая высоким положительным значением стандартного электродного потенциала (Е>0), взаимодействуют с кислотами необычным образом;
5. ионы d–металлов имеют вакантные атомные орбитали валентного уровня (ns, np, (n–1) d), поэтому они проявляют акцепторные свойства, выступая в качестве центрального иона в координационных (комплексных) соединениях.
Химические свойства элементов определяются их положением в Периодической системе элементов Менделеева. Так, металлические свойства сверху вниз в группе возрастают, что обусловлено уменьшением силы взаимодействия между валентными электронами и ядром вследствие увеличения радиуса атома и за счет возрастания экранирования электронами, расположенными на внутренних атомных орбиталях. Это приводит к облегчению ионизации атома. В периоде металлические свойства уменьшаются слева направо, т.к. это связано с увеличением заряда ядра и тем самым с увеличением прочности связи валентных электронов с ядром.
В химическом отношении атомы всех металлов характеризуются сравнительной легкостью отдачи валентных электронов (т.е. малой величиной энергии ионизации) и низким значением сродства к электрону (т.е. малой способностью удерживать избыточные электроны). Как следствие этого низкое значение электроотрицательности, т.е., способность образовывать только положительно заряженные ионы и проявлять в своих соединениях только положительную степень окисления. В связи с этим металлы в свободном состоянии являются восстановителями.
Восстановительная способность разных металлов неодинакова. Для реакций в водных растворах она определяется значением стандартного электродного потенциала металла (т.е. положением металла в ряду напряжений) и концентрацией (активностью) его ионов в растворе.
Взаимодействие металлов с элементарными окислителями (F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , S и т.д.). Например, реакция с кислородом, как правило, протекает следующим образом
2Me + 0,5nO 2 = Me 2 O n ,
где n – валентность металла.
Взаимодействие металлов с водой. Металлы, обладающие стандартным потенциалом менее –2,71 В, вытесняют водород из воды на холоде с образованием гидроксидов металлов и водорода. Металлы со стандартным потенциалом от –2,7 до –1,23 В вытесняют водород из воды при нагревании
Me + nH 2 О = Me(OH) n + 0,5n H 2 .
Остальные металлы с водой не реагируют.
Взаимодействие с щелочами. С щелочами могут реагировать металлы, дающие амфотерные оксиды, и металлы, обладающие высокими степенями окисления, в присутствии сильного окислителя. В первом случае металлы образуют анионы своих кислот. Так, реакция взаимодействия алюминия с щелочью запишется уравнением
2Al + 6H 2 O + 2NaOH = 2Na + 3H 2
в котором, лигандом является ион гидроксида. Во втором случае образуются соли, например K 2 CrO 4 .
Взаимодействие металлов с кислотами. С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от численного значения стандартного электродного потенциала (Е) (т.е. от положения металла в ряду напряжения) и окислительных свойств кислоты:
· в растворах галогеноводородов и разбавленной серной кислоты окислителем является только ион Н + , и поэтому с этими кислотами взаимодействуют металлы, стандартный потенциал которых меньше стандартного потенциала водорода:
Me + 2n H + = Me n+ + n H 2 ;
· концентрированная серная кислота растворяет почти все металлы независимо от положения их в ряду стандартных электродных потенциалов (кроме Au и Pt). Водород при этом не выделяется, т.к. функцию окислителя в кислоте выполняет cульфат–ион (SO 4 2–). В зависимости от концентрации и условий проведения опыта cульфат–ион восстанавливается до различных продуктов. Так, цинк в зависимости от концентрации серной кислоты и температуры реагирует следующим образом:
Zn + H 2 SO 4(разб.) = ZnSO 4 + H 2
Zn + 2H 2 SO 4(конц.) = ZnSO 4 + SO 2 +H 2 O
– при нагревании 3Zn + 4H 2 SO 4(конц.) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
– при очень высокой температуре 4Zn + 5H 2 SO 4(конц.) = 4ZnSO 4 + H 2 S +4H 2 O;
· в разбавленной и концентрированной азотной кислоте функцию окислителя выполняет нитрат–ион (NO 3 –), поэтому продукты восстановления зависят от степени разбавления азотной кислоты и активности металлов. В зависимости от концентрации кислоты, металла (величины его стандартного электродного потенциала) и условий проведения опыта нитрат–ион восстанавливается до различных продуктов. Так, кальций в зависимости от концентрации азотной кислоты реагирует следующим образом:
4Ca +10HNO 3(оч. разб) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
4Ca + 10HNO 3(конц) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O.
Концентрированная азотная кислота не реагирует (пассивирует) с железом, алюминием, хромом, платиной и некоторвми другими металлами.
Взаимодействие металлов друг с другом. При высоких температурах металлы способны реагировать друг с другом с образованием сплавов. Сплавы могут быть твердыми растворами и химическими (интерметаллическими) соединениями (Mg 2 Pb, SnSb, Na 3 Sb 8 , Na 2 K и др.).
Свойства металлического хрома (…3d 5 4s 1). Простое вещество хром представляет собой блестящий на изломе серебристый металл, который хорошо проводит электрический ток, имеет высокую температуру плавления (1890°С) и кипения (2430°С), большую твердость (в присутствии примесей, очень чистый хром мягок) и плотность (7,2 г/см 3).
При обычной температуре хром устойчив к действию элементарных окислителей и воде благодаря плотной окисной пленке. При высоких температурах хром взаимодействует с кислородом и другими окислителями.
4Cr + 3O 2 ® 2Cr 2 O 3
2Cr + 3S (пар) ® Cr 2 S 3
Cr + Cl 2(газ) ® CrCl 3 (малиновый цвет)
Cr + HCl (газ) ® CrCl 2
2Cr + N 2 ® 2CrN (или Cr 2 N)
С металлами при сплавлении хром образует интерметаллиды (FeCr 2 , CrMn 3). При 600°С хром взаимодействует с парами воды:
2Cr + 3H 2 O ® Cr 2 O 3 + 3H 2
В электрохимическом отношении металлический хром близок к железу:. Поэтому он может растворяться в неокисляющих (по аниону) минеральных кислотах, таких как галогеноводородные:
Сr + 2HCl ® CrCl 2(голубой цвет) + H 2 .
На воздухе идет быстро следующая стадия:
2CrCl 2 + 1/2O 2 + 2HCl ® 2CrCl 3 (зеленый цвет) + H 2 O
Окисляющие (по аниону) минеральные кислоты растворяют хром до трехвалентного состояния:
2Cr + 6H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
В случае с HNO 3(конц) происходит пассивация хрома – на поверхности образуется прочная пленка оксида – и металл не реагирует с кислотой. (Пассивный хром имеет высокий окислительно-восстановительный потенциал = + 1,3 В.)
Основная область применения хрома – металлургия: создание хромистых сталей. Так, в инструментальную сталь вводят 3 – 4% хрома, шарикоподшипниковая сталь содержит 0,5 – 1,5% хрома, в нержавеющей стали (один из вариантов): 18 – 25% хрома, 6 – 10% никеля, < 0,14% углерода, ~0,8% титана, остальное – железо.
Свойства металлического железа (…3d 6 4s 2). Железо – белый блестящий металл. Образует несколько кристаллических модификаций, устойчивых в определенном температурном интервале.
Химические свойства металлического железа определяются его положением в ряду напряжений металлов: .
При нагревании в атмосфере сухого воздуха железо окисляется:
2Fe + 3/2O 2 ® Fe 2 O 3
В зависимости от условий и от активности неметаллов железо может образовывать металлоподобные (Fe 3 C, Fe 3 Si, Fe 4 N), солеподобные (FeCl 2 , FeS) соединения и твердые растворы (с C, Si, N, B, P, H).
В воде железо интенсивно корродирует:
2Fe + 3/2O 2 +nH 2 O ® Fe 2 O 3 ×nH 2 O.
При недостатке кислорода образуется смешанный оксид Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 + nH 2 O ® Fe 3 O 4 ×nH 2 O
Разбавленная соляная, серная и азотная кислоты растворяют железо до двухвалентного иона:
Fe + 2HCl ® FeCl 2 + H 2
4Fe + 10HNO 3(оч. разб.) ® 4Fe(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Более концентрированная азотная и горячая концентрированная серная кислоты окисляют железо до трехвалентного состояния (выделяются NO и SO 2 соответственно):
Fe + 4HNO 3 ® Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
Очень концентрированная азотная кислота (плотность 1,4 г/см3) и серная (олеум) пассивируют железо, образуя на поверхности металла оксидные пленки.
Железо используют для получения железоуглеродистых сплавов. Велико биологическое значение железа, т.к. оно – составная часть гемоглобина крови. В организме человека содержится около 3 г железа.
Химические свойства металлического цинка (…3d 10 4s 2). Цинк – синевато-белый, пластичный и тягучий металл, но выше 200°С становится хрупким. Во влажном воздухе он покрывается защитной пленкой основной соли ZnCO 3 ×3Zn(OH) 2 или ZnO и дальнейшего окисления не происходит. При высоких температурах взаимодействует:
2Zn + O 2 ® 2ZnO
Zn + Cl 2 ® ZnCl 2
Zn + H 2 O (пар) ® Zn(OH) 2 + H 2 .
Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, цинк вытесняет кадмий, который является его электронным аналогом, из солей: Cd 2+ + Zn ® Cd + Zn 2+ .
Благодаря амфотерности гидроокиси цинка металлический цинк способен растворяться в щелочах:
Zn + 2KOH + H 2 O ® K 2 + H 2
В разбавленных кислотах:
Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2
4Zn + 10HNO 3 ® 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
В концентрированных кислотах:
4Zn + 5H 2 SO 4 ® 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 8HNO 3 ® 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Значительная часть цинка расходуется для цинкования железных и стальных изделий. Широкое промышленное использование имеют сплавы цинка с медью (нейзильбер, латунь). Цинк широко используется при изготовлении гальванических элементов.
Химические свойства металлической меди (…3d 10 4s 1). Металлическая медь кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристаллической решетке. Это ковкий мягкий, вязкий металл розового цвета с температурой плавления 1083°С. Медь находится на втором месте после серебра по электро- и теплопроводности, что обусловливает значение меди для развития науки и техники.
Медь реагирует с поверхности с кислородом воздуха при комнатной температуре, цвет поверхности становится темнее, а в присутствии CO 2 , SO 2 и паров воды покрывается зеленоватой пленкой основных солей (CuOH) 2 CO 3 , (CuOH) 2 SO 4 .
Медь непосредственно соединяется с кислородом, галогенами, серой:
2Cu + O 2 
2CuO
4CuO 2Cu 2 O + O 2
Cu + S ® Cu 2 S
В присутствии кислорода металлическая медь взаимодействует с раствором аммиака при обычной температуре:
Находясь в ряду напряжений после водорода , медь не вытесняет его из разбавленных соляной и серной кислот. Однако в присутствии кислорода воздуха медь растворяется в этих кислотах:
2Cu + 4HCl + O 2 ® 2CuCl 2 + 2H 2 O
Окисляющие кислоты растворяют медь с переходом ее в двухвалентное состояние:
Cu + 2H 2 SO 4 ® CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Cu + 8HNO 3(конц.) ® 3Cu(NO 3) 2 + NO 2 + 4H 2 O
Со щелочами медь не взаимодействует.
С солями более активных металлов медь взаимодействует, и эта окислительно-восстановительная реакция лежит в основе некоторых гальванических элементов:
Cu SO 4 + Zn® Zn SO 4 + Cu; E о = 1,1 B
Mg + CuCl 2 ® MgCl 2 + Cu; E о = 1,75 B.
Медь образует с другими металлами большое число интерметаллических соединений. Наибольшую известность и ценность имеют сплавы: латунь Cu–Zn (18 – 40% Zn), бронза Cu–Sn (колокольная – 20% Sn), инструментальная бронза Cu–Zn–Sn (11% Zn, 3 – 8% Sn), мельхиор Cu–Ni–Mn–Fe (68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe).
Нахождение металлов в природе и способы получения. Вследствие высокой химической активности, металлы в природе находятся в виде различных соединений, и только малоактивные (благородные) металл – платина, золото и т.п. – встречаются в самородном (свободном) состоянии.
Наиболее распространенными природными соединениями металлов являются оксиды (гематит Fe 2 O 3 , магнетит Fe 3 O 4 , куприт Cu 2 O, корунд Al 2 O 3 , пиролюзит MnO 2 и др.), сульфиды (галенит PbS, сфалерит ZnS, халькопирит CuFeS, киноварь HgS и т.д.), а также соли кислородосодержащих кислот (карбонаты, силикаты, фосфаты и сульфаты). Щелочные и щелочноземельные металлы встречаются преимущественно в виде галогенидов (фторидов или хлоридов).
Основная масса металлов получается путем переработки полезного ископаемого – руды. Поскольку металлы, входящие в состав руд находятся в окисленном состоянии, то их получение осуществляется путем реакции восстановления. Предварительно руду очищают от пустой породы
Образовавшийся концентрат оксида металла очищают от воды, а сульфиды, для удобства последующей переработки, переводят в оксиды путем обжига, например:
2ZnS + 2O 2 = 2ZnO + 2SO 2 .
Для разделения элементов полиметаллических руд пользуются методом хлорирования. При обработке руд хлором в присутствии восстановителя образуются хлориды различных металлов, которые вследствие значительной и различной летучести могут быть легко отделены друг от друга.
Восстановление металлов в промышленности осуществляется посредством различных процессов. Процесс восстановления безводных соединений металлов при высоких температурах называют пирометаллургией. В качестве восстановителей используют металлы, более активные, чем получаемый, либо углерод. В первом случае говорят о металлотермии, во втором – карботермии, например:
Ga 2 O 3 + 3C = 2Ga + 3CO,
Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3 ,
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2 .
Особое значение углерод приобрел как восстановитель железа. Углерод для восстановления металлов применяется обычно в виде кокса.
Процесс восстановления металлов из водных растворов их солей относится к области гидрометаллургии. Получение металлов осуществляется при обычных температурах, причем в качестве восстановителей могут быть использованы сравнительно активные металлы или электроны катода при электролизе. Электролизом водных растворов солей могут быть получены только сравнительно малоактивные металлы, расположенные в ряду напряжений (стандартных электродных потенциалов) непосредственно перед водородом или после него. Активные металлы – щелочные, щелочноземельные, алюминий и некоторые другие, получают электролизом расплава солей.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
По химическим свойствам металлы подразделяют на:1 )Активные (щелочные и щелчноземельные металлы, Mg, Al, Zn и др.)
2) Металлы средней активности (Fe, Cr, Mn и др.) ;
3 )Малоактивные (Cu, Ag)
4) Благородные металлы – Au, Pt, Pd и др.
В реакциях - только восстановители. Атомы металлов легко отдают электроны внешнего (а некоторые – и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Возможные степени окисления Ме Низшая 0,+1,+2,+3 Высшая +4,+5,+6,+7,+8
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
1. С ВОДОРОДОМ
Реагируют при нагревании металлы IA и IIA группы, кроме бериллия. Образуются твёрдые нестойкие вещества гидриды, остальные металлы не реагируют.
2K + H₂ = 2KH (гидрид калия)
Ca + H₂ = CaH₂
2.С КИСЛОРОДОМ
Реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. Щелочные металлы при нормальных условиях образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды (литий – оксид, натрий – пероксид, калий, цезий, рубидий – надпероксид
4Li + O2 = 2Li2O (оксид)
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)
K+O2=KO2 (надпероксид)
Остальные металлы главных подрупп при нормальных условиях образуют оксиды со степенью окисления, равной номеру группы 2Сa+O2=2СaO
2Сa+O2=2СaO
Металлы побочных подрупп образуют оксиды при нормальных условиях и при нагревании оксиды разной степени окисления, а железо железную окалину Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (красный) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чѐрный);
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3
3. С ГАЛОГЕНАМИ
галогениды (фториды, хлориды, бромиды, иодиды). Щелочные при нормальных условиях с F, Cl , Br воспламеняются:
2Na + Cl2 = 2NaCl (хлорид)
Щелочноземельные и алюминий реагируют при нормальных условиях:
С a+Cl2= С aCl2
2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Металлы побочных подгрупп при повышенных температурах
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид железа (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (не бывает йодида меди (+2)!)
4. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СЕРОЙ
при нагревании даже у щелочных металлов, с ртутью при нормальных условиях. Реагируют все металлы, кроме золота и платины
с серой – сульфиды : 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S ( сульфид )
С a+S= С aS( сульфид ) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (чѐрный )
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ФОСФОРОМ И АЗОТОМ
протекает при нагревании (исключение: литий с азотом при нормальных условиях) :
с фосфором – фосфиды: 3 Ca + 2 P =Са3 P 2,
С азотом – нитриды 6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития) (н.у.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³
6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С УГЛЕРОДОМ И КРЕМНИЕМ
протекает при нагревании:
С углеродом образуются карбиды С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. Из щелочных металлов карбиды образуют литий и натрий, калий, рубидий, цезий не взаимодействуют с углеродом:
2Li + 2C = Li2C2, Са + 2С = СаС2
Металлы – d-элементы образуют с углеродом соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей.
с кремнием – силициды: 4Cs + Si = Cs4Si,
7. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ:
С водой реагируют металлы, стоящие до водорода в электрохимическом ряду напряжений Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой без нагревания, образуя растворимые гидроксиды(щелочи) и водород, алюминий (после разрушения оксидной пленки - амальгирование), магний при нагревании, образуют нерастворимые основания и водород.
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
С
a + 2HOH = Ca(OH)2 + H2
2Аl + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2
Остальные металлы реагируют с водой только в раскаленном состоянии, образуя оксиды (железо – железную окалину)
Zn + Н2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂
8 С КИСЛОРОДОМ И ВОДОЙ
На воздухе железо и хром легко окисляется в присутствии влаги (ржавление)
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3
9. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ОКСИДАМИ
Металлы (Al, Mg,Са), восстанавливают при высокой температуре неметаллы или менее активные металлы из их оксидов → неметалл или малоактивный металл и оксид (кальцийтермия, магнийтермия, алюминотермия)
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (термит) 2Mg + CО2 = 2MgO + С Mg + N2O = MgO + N2 Zn + CО2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SО2 = ZnS + 2ZnO
10. С ОКСИДАМИ
Металлы железо и хром реагируют со оксидами, уменьшая степень окисления
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ СО ЩЕЛОЧАМИ
Со щелочами взаимодействуют только те металлы, оксиды и гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами ((Zn, Al, Cr(III), Fe(III) и др. РАСПЛАВ → соль металла + водород.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (цинкат натрия)
2Al + 2(NaOH · H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
РАСТВОР → комплексная соль металла + водород.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (тетрагидроксоцинкат натрия) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2
12. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ (КРОМЕ HNO3 и Н2SО4 (конц.)
Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, вытесняют его из разбавленных кислот → соль и водород
Запомни! Азотная кислота никогда не выделяет водород при взаимодействии с металлами.
Мg + 2НС1 = МgСl2 + Н2
Al + 2НС1 = Al⁺³Сl₃ + Н2
13. РЕАКЦИИ С СОЛЯМИ
Активные металлы вытесняют из солей менее активные. Восстановление из растворов:
CuSO4 + Zn = Zn SO4 + Cu
FeSO4 + Cu = РЕАКЦИИ НЕТ
Mg + CuCl2(pp) = MgCl2 + С u
Восстановление металлов из расплавов их солей
3Na+ AlCl₃ = 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti
Металлы групп В реагируют с солями, понижая степень окислениЯ
2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2
Строение атомов металлов определяет не только характерные физические свойства простых веществ – металлов, но и общие их химические свойства.
При большом многообразии все химические реакции металлов относятся к окислительно-восстановительным и могут быть только двух типов: соединения и замещения. Металлы способны при химических реакциях отдавать электроны, то есть быть восстановителями, проявлять в образовавшихся соединениях только положительную степень окисления.
В общем виде это можно выразить схемой:
Ме 0 – ne → Me +n ,
где Ме – металл – простое вещество, а Ме 0+n – металл химический элемент в соединении.
Металлы способны отдавать свои валентные электроны атомам неметаллов, ионам водорода, ионам других металлов, а поэтому будут реагировать с неметаллами – простыми веществами, водой, кислотами, солями. Однако восстановительная способность металлов различна. Состав продуктов реакции металлов с различными веществами зависит и от окислительной способности веществ и условий, при которых протекает реакция.
При высоких температурах большинство металлов сгорает в кислороде:
2Mg + O 2 = 2MgO
Не окисляются в этих условиях только золото, серебро, платина и некоторые другие металлы.
С галогенами многие металлы реагируют без нагревания. Например, порошок алюминия при смешивании с бромом загорается:
2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
При взаимодействии металлов с водой в некоторых случаях образуются гидроксиды. Очень активно при обычных условиях взаимодействуют с водой щелочные металлы, а также кальций, стронций, барий. Схема этой реакции в общем виде выглядит так:
Ме + HOH → Me(OH) n + H 2
Другие металлы реагируют с водой при нагревании: магний при её кипении, железо в парах воды при красном кипении. В этих случаях получаются оксиды металлов.
Если металл реагирует с кислотой, то он входит в состав образующейся соли. Когда металл взаимодействует с растворами кислоты, он может окисляться ионами водорода, имеющимися в этом растворе. Сокращённое ионное уравнение в общем виде можно записать так:
Me + nH + → Me n + + H 2
Более сильными окислительными свойствами, чем ионы водорода, обладают анионы таких кислородосодержащих кислот, как например, концентрированная серная и азотная. Поэтому с этими кислотами реагируют те металлы, которые не способны окисляться ионами водорода, например, медь и серебро.
При взаимодействии металлов с солями происходит реакция замещения: электроны от атомов замещающего – более активного металла переходят к ионам замещаемого – менее активного металла. То сеть происходит замещение металла металлом в солях. Данные реакции не обратимы: если металл А вытесняет металл В из раствора солей, то металл В не будет вытеснять металл А из раствора солей.
В порядке убывания химической активности, проявляемой в реакциях вытеснения металлов друг друга из водных растворов их солей, металлы располагаются в электрохимическом ряду напряжений (активности) металлов:
Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na→ Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd→ Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au
Металлы, расположенные в этом ряду левее, более активны и способны вытеснять следующие за ними металлы из растворов солей.
В электрохимический ряд напряжений металлов включён водород, как единственный неметалл, разделяющий с металлами общее свойство - образовывать положительно заряженные ионы. Поэтому водород замещает некоторые металлы в их солях и сам может замещаться многими металлами в кислотах, например:
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q
Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют его из растворов многих кислот (соляной, серной и др.), а все следующие за ним, например, медь не вытесняют.
blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы. Поэтому металлы являются восстановителями. Металлы взаимодействуют с простыми веществами: Са + С12 - СаС12, Активные металлы реагируют с водой: 2Na + 2Н20 = 2NaOH + H2f. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, взаимодействуют с разбавленными растворами кислот (кроме HN03) с выделением водорода: Zn + 2НС1 = ZnCl2 + H2f. Металлы реагируют с водными растворами солей менее активных металлов: Ni + CuS04 = NiS04 + Си J. Металлы реагируют с кислотами-окислителями: С. Способы получения металлов Современная металлургия получает более 75 металлов и многочисленные сплавы на их основе. В зависимости от способов получения металлов различают пирогидро- и электрометаллургию. ГГ) Пирометаллургия охватывает способы получения металлов из руд с помощью реакций восстановления, проводимых при высоких температурах. В качестве восстановителей применяют уголь, активные металлы, оксид углерода (II), водород, метан. Cu20 + С - 2Си + СО, t° Cu20 + СО - 2Cu + С02, t° Сг203 + 2А1 - 2Сг + А1203, (алюмотермия) t° TiCl2 + 2Mg - Ti + 2MgCl2, (магнийтермия) t° W03 + 3H2 = W + 3H20. (водородотермия) |Ц Гидрометаллургия - это получение металлов из растворов их солей. Например, при обработке разбавленной серной кислотой медной руды, содержащей оксид меди (И), медь переходит в раствор в виде сульфата: CuO + H2S04 = CuS04 + Н20. Затем медь извлекают из раствора либо электролизом, либо вытеснением с помощью порошка железа: CuS04 + Fe = FeS04 + Си. [з] Электрометаллургия - это способы получения металлов из их расплавленных оксидов или солей с помощью электролиза: электролиз 2NaCl - 2Na + Cl2. Вопросы и задачи для самостоятельного решения 1. Укажите положение металлов в периодической системе Д. И. Менделеева. 2. Покажите физические и химические свойства металлов. 3. Объясните причину общности свойств металлов. 4. Покажите изменение химической активности металлов главных подгрупп I и II групп периодической системы. 5. Каким образом изменяются металлические свойства у элементов II и III периодов? Назовите самый тугоплавкий и самый легкоплавкий металлы. 7. Укажите, какие металлы встречаются в природе в самородном состоянии и какие - только в виде соединений. Чем это можно объяснить? 8. Какова природа сплавов? Как состав сплава влияет на его свойства. Покажите на конкретных примерах. Укажите важнейшие способы получения металлов из руд. 10l Назовите разновидности пирометаллургии. Какие восстановители используют в каждом конкретном способе? Почему? 11. Назовите металлы, которые получают с помощью гидрометаллургии. В чем сущность и каковы преимущества данного метода перед другими? 12. Приведите примеры получения металлов с помощью электрометаллургии. В каком случае используют этот способ? 13. Каковы современные способы получения металлов высокой степени чистоты? 14. Что такое «электродный потенциал»? Какой из металлов имеет наибольший и какой - наименьший электродные потенциалы в водном растворе? 15. Охарактеризуйте ряд стандартных электродных потенциалов? 16. Можно ли вытеснить металлическое железо из водного раствора его сульфата с помощью металлического цинка, никеля, натрия? Почему? 17. Каков принцип работы гальванических элементов? Какие металлы могут в них использоваться? 18. Какие процессы относятся к коррозионным? Какие виды коррозии вам известны? 19. Что называется электрохимической коррозией? Какие способы защиты от нее вам известны? 20. Как влияет на коррозию железа его контакт с другими металлами? Какой металл будет разрушаться первым на поврежденной поверхности луженого, оцинкованного и никелированного железа? 21. Какой процесс называют электролизом? Напишите реакции, отражающие процессы, происходящие на катоде и аноде при электролизе расплава хлорида натрия, водных растворов хлорида натрия, сульфата меди, сульфата натрия, серной кислоты. 22. Какую роль играет материал электродов при протекании процессов электролиза? Приведите примеры процессов электролиза, протекающих с растворимыми и нерастворимыми электродами. 23. Сплав, идущий на приготовление медных монет, содержит 95 % меди. Определите второй металл, входящий в сплав, если при обработке однокопеечной монеты избытком соляной кислоты выделилось 62,2 мл водорода (н. у.). алюминий. 24. Навеска карбида металла массой 6 г сожжена в кислороде. При этом образовалось 2,24 л оксида углерода (IV) (н. у.). Определите, какой металл входил в состав карбида. 25. Покажите, какие продукты выделятся при электролизе водного раствора сульфата никеля, если процесс протекает: а) с угольными; б) с никелевыми электродами? 26. При электролизе водного раствора медного купороса на аноде выделилось 2,8 л газа (н. у.). Какой это газ? Что и в каком количестве выделилось на катоде? 27. Составьте схему электролиза водного раствора нитрата калия, протекающего на электродах. Чему равно количество пропущенного электричества, если на аноде выделилось 280 мл газа (н. у.)? Что и в каком количестве выделилось на катоде?