Металлы занимают в Периодической таблице левый нижний угол. Металлы относятся к семействам s-элементов, d-элементов, f-элементов и частично - р-элементов.

Самым типичным свойством металлов является их способность отдавать электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Причём металлы могут проявлять только положительную степень окисления.

Ме - ne = Me n +

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

а) Взаимодействие металлов с водородом .

С водородом непосредственно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды .

Например :

Ca + H 2 = CaH 2

Образуются нестехиометрические соединения с ионной кристаллической структурой.

б) Взаимодействие металлов с кислородом.

Все металлы за исключением Au, Ag, Pt окисляются кислородом воздуха.

Пример:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (пероксид)

4K + O 2 = 2K 2 O

2Mg + O 2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

в) Взаимодействие металлов с галогенами .

Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов.

Пример:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

В основном это ионные соединения: MeHal n

г) Взаимодействие металлов с азотом .

С азотом взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы.

Пример :

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2

Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - нитрид.

д) Взаимодействие металлов с углеродом .

Соединения металлов и углерода - карбиды. Они образуются при взаимодействии расплавов с углеродом. Активные металлы образуют с углеродом стехиометрические соединения:

4Al + 3C = Al 4 C 3

Металлы - d-элементы образуют соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC - используются для получения сверхтвёрдых сталей.

2. Взаимодействие металлов с водой.

С водой реагируют металлы, имеющие более отрицательный потенциал, чем окислительно-восстановительный потенциал воды.

Активные металлы более активно реагируют с водой, разлагая воду с выделением водорода.

Na + 2H 2 O = H 2 + 2NaOH

Менее активные металлы медленно разлагают воду и процесс тормозится из-за образования нерастворимых веществ.

3. Взаимодействие металлов с растворами солей.

Такая реакция возможна, если реагирующий металл активнее, чем находящийся в соли:

Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 B., = + 0,34 B.

Металл, обладающий более отрицательным или менее положительным стандартным электродным потенциалом, вытесняет другой металл из раствора его соли.

4. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

Со щелочами могут взаимодействовать металлы, дающие амфотерные гидрооксиды или обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей. При взаимодействии металлов с растворами щелочей, окислителем является вода.

Пример :

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- окисление

Zn 0 - восстановитель

1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - восстановление

H 2 O - окислитель

Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2

Металлы, обладающие высокими степенями окисления, могут взаимодействовать со щелочами при сплавлении:

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

5. Взаимодействие металлов с кислотами.

Это сложные реакции, продукты взаимодействия зависят от активности металла, от вида и концентрации кислоты и от температуры.

По активности металлы условно делятся на активные, средней активности и малоактивные.

Кислоты условно делятся на 2 группы:

I группа - кислоты, обладающие невысокой окислительной способностью: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4(разб.) , H 3 PO 4 , H 2 S, окислитель здесь H + . При взаимодействии с металлами выделяется кислород (H 2 ). С кислотами первой группы реагируют металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом.

II группа - кислоты, обладающие высокой окислительной способностью: H 2 SO 4(конц.) , HNO 3(разб.) , HNO 3(конц.) . В этих кислотах окислителями являются анионы кислоты: . Продукты восстановления аниона могут быть самыми разнообразными и зависят от активности металла.

H 2 S - c активными металлами

H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - с металлами средней активности

SO 2 - c малоактивными металлами

NH 3 (NH 4 NO 3)- c активными металлами

HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - с металлами средней активности

NO - c малоактивными металлами

HNO 3(конц.) - NO 2 - c металлами любой активности.

Если металлы обладают переменной валентностью, то с кислотами I группы металлы приобретают низшую положительную степень окисления: Fe → Fe 2+ , Cr → Cr 2+ . При взаимодействии с кислотами II группы - степень окисления +3: Fe → Fe 3+ , Cr → Cr 3+ , при этом никогда не выделяется водород.

Некоторые металлы (Fe, Cr, Al, Ti, Ni и др.) в растворах сильных кислот, окисляясь, покрываются плотной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего растворения (пассивация), но при нагревании оксидная плёнка растворяется, и реакция идёт.

Малорастворимые металлы, обладающие положительным электродным потенциалом, могут растворяться в кислотах I группы, в присутствии сильных окислителей.

Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп, выделены синим цветом), а справа вверху – элементы-неметаллы (выделены желтым цветом). Элементы, расположенные вблизи диагонали – полуметаллы или металлоиды (B, Si, Ge, Sb и др.), обладают двойственным характером (выделены розовым цветом).

Как видно из рисунка, подавляющее большинство элементов являются металлами.

По своей химической природе металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (от 1 до 3) на внешнем энергетическом уровне. Для металлов характерны низкие значения электроотрицательности и восстановительные свойства.

Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (начиная со второго), далее слева направо металлические свойства ослабевают. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, т.к увеличивается радиус атомов (за счет увеличения числа энергетических уровней). Это приводит к уменьшению электроотрицательности (способности притягивать электроны) элементов и усилению восстановительных свойств (способность отдавать электроны другим атомам в химических реакциях).

Типичными металлами являются s-элементы (элементы IА-группы от Li до Fr. элементы ПА-группы от Мg до Rа). Общая электронная формула их атомов ns 1-2 . Для них характерны степени окисления + I и +II соответственно.

Небольшое число электронов (1-2) на внешнем энергетическом уровне атомов типичных металлов предполагает легкую потерю этих электронов и проявление сильных восстановительных свойств, что отражают низкие значения электроотрицательности. Отсюда вытекает ограниченность химических свойств и способов получения типичных металлов.

Характерной особенностью типичных металлов является стремление их атомов образовывать катионы и ионные химические связи с атомами неметаллов. Соединения типичных металлов с неметаллами — это ионные кристаллы «катион металлаанион неметалла», например К + Вг — , Сa 2+ О 2-. Катионы типичных металлов входят также в состав соединений со сложными анионами — гидроксидов и солей, например Мg 2+ (OН —) 2 , (Li +)2СO 3 2-.

Металлы А-групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Ве-Аl-Gе-Sb-Ро, а также примыкающие к ним металлы (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не проявляют типично металлических свойств. Общая электронная формула их атомов ns 2 np 0-4 предполагает большее разнообразие степеней окисления, большую способность удерживать собственные электроны, постепенное понижение их восстановительной способности и появление окислительной способности, особенно в высоких степенях окисления (характерные примеры — соединения Тl III , Рb IV , Вi v). Подобное химическое поведение характерно и для большинства (d-элементов, т. е. элементов Б-групп Периодической системы (типичные примеры — амфотерные элементы Сr и Zn).

Это проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи. В твердом состоянии соединения нетипичных металлов с неметаллами содержат преимущественно ковалентные связи (но менее прочные, чем связи между неметаллами). В растворе эти связи легко разрываются, а соединения диссоциируют на ионы (полностью или частично). Например, металл галлий состоит из молекул Ga 2 , в твердом состоянии хлориды алюминия и ртути (II) АlСl 3 и НgСl 2 содержат сильно ковалентные связи, но в растворе АlСl 3 диссоциирует почти полностью, а НgСl 2 — в очень малой степени (да и то на ионы НgСl + и Сl —).

Общие физические свойства металлов

Благодаря наличию свободных электронов («электронного газа») в кристаллической решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:

1) Пластичность — способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы.

2) Металлический блеск и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл светом.

3) Электропроводность . Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение «электронного газа».

4) Теплопроводность. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность — у висмута и ртути.

5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус атома. Самый легкий — литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие плотность менее 5 г/см3 считаются «легкими металлами».

7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me 0 – nē → Me n +

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

I. Реакции металлов с неметаллами

1) С кислородом:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) С серой:
Hg + S → HgS

3) С галогенами:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) С азотом:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) С фосфором:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Реакции металлов с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

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 кислотами-окислителями:

При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами водород никогда не выделяется!

Zn + 2H 2 SO 4(К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(К) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4(К) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4(к) + Сu → Сu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (к) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Взаимодействие металлов с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание (щелочь) и водород:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2 ­

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) — не реагируют.

IV. Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси - сплавы , в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком (латунь ) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем — дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) — это широко известные чугун и сталь.

Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой , в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.

Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание. Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается. Рыхлая оксидная пленка (ржавчина ), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.

Под действием концентрированных кислот на металлах образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией . Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Мg и Nb, а в концентрированной азотной кислоте — металлы А1, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ, Тh и U.

При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (Nа + , Са 2+ ,А1 3+ ,Fе 2+ и Fе 3+)

Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Сu, Аg и Нg — только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи — «царской водкой».

Коррозия металлов

Нежелательным химическим свойством металлов является их , т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.

Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО 2 и SО 2 ; создается кислотная среда, и катионы Н + вытесняются активными металлами в виде водорода Н 2 (водородная коррозия ).

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (контактная коррозия). Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Сu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к менее активному металлу (Sn, Сu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении ; так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь ), имеют высокую коррозионную стойкость.

электрометаллургия , т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов солей;

пирометаллургия , т. е. восстановление металлов из руд при высокой температуре (например, получение железа в доменном процессе);

гидрометаллургия , т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора СuSO 4 действием цинка, железа или алюминия).

В природе иногда встречаются самородные металлы (характерные примеры — Аg, Аu, Рt, Нg), но чаще металлы находятся в виде соединений (металлические руды ). По распространенности в земной коре металлы различны: от наиболее распространенных — Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до самых редких — Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.

Химические свойства металлов: взаимодействие с кислородом, галогенами, серой и отношение к воде, кислот, солей.

Химические свойства металлов обусловлены способностью их атомов легко отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительно заряженные ионы. Таким образом в химических реакциях металлы проявляют себя энергичными восстановителями. Это является их главной общей химической свойством.

Способность отдавать электроны у атомов отдельных металлических элементов различна. Чем легче металл отдает свои электроны, тем он активнее, и тем энергичнее реагирует с другими веществами. На основе исследований все металлы были расположены в ряд по уменьшению их активности. Этот ряд впервые предложил выдающийся ученый Н. Н. Бекетов. Такой ряд активности металлов называют еще вытеснительный рядом металлов или электрохимическим рядом напряжений металлов. Он имеет следующий вид:

Li, K, Ва, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2 , Cu, Hg, Ag, Рt, Au

С помощью этого ряда можно обнаружить какой металл является активным другого. В этом ряду присутствует водород, который не является металлом. Его видны свойства приняты для сравнения за своеобразный ноль.

Имея свойства восстановителей, металлы реагируют с различными окислителями, прежде всего с неметаллами. С кислородом металлы реагируют при нормальных условиях или при нагревании с образованием оксидов, например:

2Mg0 + O02 = 2Mg+2O-2

В этой реакции атомы магния окисляются, атомы кислорода восстанавливаются. Благородные металлы, находящиеся в конце ряда, с кислородом реагируют. Активно происходят реакции с галогенами, например, сгорания меди в хлоре:

Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2

Реакции с серой, чаще всего происходят при нагревании, например:

Fe0 + S0 = Fe+2S-2

Активные металлы, находящиеся в ряду активности металлов в Mg, реагируют с водой с образованием щелочей и водорода:

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

Металлы средней активности от Al до H2 реагируют с водой в более жестких условиях и образуют при этом оксиды и водород:

Pb0 + H+2O Химические свойства металов: взаимодействие с кислородом Pb+2O + H02.

Способность металла реагировать с кислотами и солями в растворе зависит также от его положения в вытеснительный ряде металлов. Металлы, стоящие в вытеснительный ряде металлов левее водорода, обычно вытесняют (восстанавливают) водород из разбавленных кислот, а металлы, стоящие правее водорода, его не вытесняют. Так, цинк и магний реагируют с растворами кислот, выделяя водород и образуя соли, а медь не реагирует.

Mg0 + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Атомы металлов в этих реакциях являются восстановителями, а ионы водорода — окислителями.

Металлы реагируют с солями в водных растворах. Активные металлы вытесняют менее активные металлы из состава солей. Определить это можно по ряду активности металлов. Продуктами реакции являются новая соль и новый металл. Так, если железную пластинку погрузить в раствор меди (II) сульфата, через некоторое время на ней выделится медь в виде красного налета:

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0 .

Но если в раствор меди (II) сульфата погрузить серебряную пластину, то никакой реакции не произойдет:

Ag + CuSO4 ≠ .

Для проведения таких реакции нельзя брать слишком активные металлы (от лития до натрия), которые способны реагировать с водой.

Следовательно, металлы способны реагировать с неметаллами, водой, кислотами и солями. Во всех этих случаях металлы окисляются и являются восстановителями. Для прогнозирования течения химических реакций с участием металлов следует использовать вытеснительный ряд металлов.

Московский государственный индустриальный университет

Факультет прикладной математики и технической физики

Кафедра химии

Лабораторная работа

Химические свойства металлов

Москва 2012

Цель работы. Изучение свойств s -, p -, d -элементов-металлов (Mg, Al, Fe, Zn) и их соединений.

1. Теоретическая часть

Все металлы по своим химическим свойствам являются восстановителями, т.е. они отдают электроны при протекании химической реакции. Атомы металлов относительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы.

1.1. Взаимодействие металлов с простыми веществами

При взаимодействии металлов с простыми веществами в качестве окислителей обычно выступают неметаллы. Металлы реагируют с неметаллами с образованием бинарных соединений.

1. При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды:

2Mg + O 2 2MgO,

2Cu + O 2 2CuO.

2. Металлы реагируют с галогенами (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2) с образованием солей галогеноводородных кислот:

2Na + Br 2 = 2NaBr,

Ba + Cl 2 = BaCl 2 ,

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3 .

3. При взаимодействии металлов с серой образуются сульфиды (соли сероводородной кислоты H 2 S):

4. С водородом взаимодействуют активные металлы с образованием гидридов металлов, которые являются солеподобными веществами:

2Na + H 2 2NaH,

Ca + H 2 CaH 2 .

В гидридах металлов водород имеет степень окисления (-1).

Металлы могут взаимодействовать и с другими неметаллами: азотом, фосфором, кремнием, углеродом с образованием соответственно нитридов, фосфидов, силицидов, карбидов. Например:

3Mg + N 2 Mg 3 N 2 ,

3Ca + 2P Ca 3 P 2 ,

2Mg + Si Mg 2 Si,

4Al + 3C Al 4 C 3 .

5. Металлы могут также взаимодействовать между собой с образованием интерметаллических соединений :

2Mg + Cu = Mg 2 Cu,

2Na + Sb = Na 2 Sb.

Интерметаллическими соединениями (или интерметаллидами ) называют соединения, образуемые между собой элементами, которые относятся обычно к металлам.

1.2. Взаимодействие металлов с водой

Взаимодействие металлов с водой – это окислительно-восстановительный процесс, в котором металл является восстановителем, а вода выполняет роль окислителя. Реакция протекает по схеме:

Me + n H 2 O = Me(OH) n + n /2 H 2 .

С водой при обычных условиях взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы с образованием растворимых оснований и водорода:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ,

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 .

Магний реагирует с водой при нагревании:

Mg + 2H 2 O Mg(OH) 2 + H 2 .

Железо и некоторые другие активные металлы взаимодействуют с горячим водяным паром:

3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Металлы, имеющие положительные электродные потенциалы, не взаимодействуют с водой.

Не взаимодействуют с водой 4d -элементы (кроме Cd), 5d -элементы и Cu (3d -элемент).

1.3. Взаимодействие металлов с кислотами

По характеру действия на металлы наиболее распространенные кислоты можно разделить на две группы.

1. Кислоты-неокислители: хлороводородная (соляная, HCl), бромоводородная (HBr), йодоводородная (HI), фтороводородная (HF), уксусная (CH 3 COOH), разбавленная серная (H 2 SO 4 (разб.)), разбавленная ортофосфорная (H 3 PO 4 (разб.)).

2. Кислоты-окислители: азотная (HNO 3) в любой концентрации, концентрированная серная (H 2 SO 4 (конц.)), концентрированная селеновая (H 2 SeO 4(конц.)) .

Взаимодействие металлов с кислотами-неокислителями . Окисление металлов ионами водорода H + в растворах кислот-неокислителей происходит более энергично, чем в воде.

Все металлы, имеющие отрицательное значение стандартного электродного потенциала, т.е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот-неокислителей. Реакция протекает по схеме:

Ме + n H + = Me n + + n /2 H 2 .

Например:

2Al +6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 ,

Mg + 2CH 3 COOH = Mg(CH 3 COO) 2 + H 2 ,

2Ti + 6HCl = 2TiCl 3 + 3H 2 .

Металлы с переменной степенью окисления (Fe, Cо, Ni и др.) образуют ионы в своей низшей степени окисления (Fe 2+ , Co 2+ , Ni 2+ и другие):

Fe + H 2 SO 4 (разб) = FeSO 4 + H 2 .

При взаимодействии некоторых металлов с кислотами-неокислителями: HCl, HF, H 2 SO 4 (разб.) , HCN образуются нерастворимые продукты, предохраняющие металл от дальнейшего окисления. Так, поверхность свинца в HCl (разб) и H 2 SO 4(разб) пассивируется плохо растворимыми солями PbCl 2 и PbSO 4 соответственно.

Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями . Серная кислота в разбавленном растворе – слабый окислитель, а в концентрированном – очень сильный. Окисляющая способность концентрированной серной кислоты H 2 SO 4 (конц.) определяется анионом SO 4 2  , окислительный потенциал которого значительно выше, чем иона H + . Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счёт атомов серы в степени окисления (+6). Кроме того, в концентрированном растворе H 2 SO 4 содержится мало ионов H + , так как в концентрированном растворе она слабо ионизирована. Поэтому при взаимодействии металлов с H 2 SO 4 (конц.) водород не выделяется.

Реагируя с металлами как окислитель, H 2 SO 4 (конц.) переходит чаще всего в оксид серы (IV) (SO 2), а при взаимодействии с сильными восстановителями – в S или H 2 S:

Me + H 2 SO 4 (конц)  Me 2 (SO 4) n + H 2 O + SO 2 (S, H 2 S).

Для удобства запоминания рассмотрим электрохимический ряд напряжений, который выглядит так:

Li, Rb, K, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au .

В табл. 1. представлены продукты восстановления концентрированной серной кислоты при взаимодействии с металлами различной активности.

Таблица 1.

Продукты взаимодействия металлов с концентрированной

серной кислотой

Cu + 2H 2 SO 4 (конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

4Mg + 5H 2 SO 4 (конц) = 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Для металлов средней активности (Mn, Cr, Zn, Fe) соотношение продуктов восстановления зависит от концентрации кислоты.

Общая тенденция такова: чем выше концентрация H 2 SO 4 , тем глубже протекает восстановление.

Это означает, что формально каждый атом серы из молекулH 2 SO 4 может забрать у металла не только два электрона (и перейти в ), но и шесть электронов (и перейти в) и даже восемь (и перейти в):

Zn + 2H 2 SO 4 (конц) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

3Zn + 4H 2 SO 4 (конц) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,

4Zn + 5H 2 SO 4 (конц) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Свинец с концентрированной серной кислотой взаимодействует с образованием растворимого гидросульфата свинца (II), оксида серы (IV) и воды:

Pb + 3H 2 SO 4 = Pb(HSO 4) 2 + SO 2 + 2H 2 O.

Холодная H 2 SO 4 (конц) пассивирует некоторые металлы (например, железо, хром, алюминий), что позволяет перевозить кислоту в стальной таре. При сильном нагревании концентрированная серная кислота взаимодействует и с этими металлами:

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Взаимодействие металлов с азотной кислотой. Окислительная способность азотной кислоты определяется анионом NO 3  , окислительный потенциал которого значительно выше, чем ионов H + . Поэтому при взаимодействии металлов с HNO 3 водород не выделяется. Нитрат-ион NO 3  , имеющий в своём составе азот в степени окисления (+ 5), в зависимости от условий (концентрации кислоты, природы восстановителя, температуры) может принимать от одного до восьми электронов. Восстановление аниона NO 3  может протекать с образованием различных веществ по следующим схемам:

NO 3  + 2H + + e = NO 2 + H 2 O,

NO 3  + 4H + + 3e = NO + 2H 2 O,

2NO 3  + 10H + + 8e = N 2 O + 5H 2 O,

2NO 3  + 12H + + 10e = N 2 + 6H 2 O,

NO 3  + 10H + + 8e = NH 4 + + 3H 2 O.

Азотная кислота обладает окислительной способностью при любой концентрации. При прочих равных условиях проявляются следующие тенденции: чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем меньше концентрация раствора азотной кислоты , тем более глубоко она восстанавливается .

Это можно пояснить следующей схемой:

, ,
,
,

Концентрация кислоты

Активность металла

Окисление веществ азотной кислотой сопровождается образованием смеси продуктов её восстановления (NO 2 , NO, N 2 O, N 2 , NH 4 +), состав которых определяется природой восстановителя, температурой и концентрацией кислоты. Среди продуктов преобладают оксиды NO 2 и NO. Причём при взаимодействии с концентрированным раствором HNO 3 чаще выделяется NO 2 , а с разбавленной – NO.

Уравнения окислительно-восстановительных реакций с участием HNO 3 составляются условно, с включением только одного продукта восстановления, образующегося в большем количестве:

Me + HNO 3  Me (NO 3) n + H 2 O + NO 2 (NO, N 2 O, N 2 , NH 4 +).

Например, в газовой смеси, образующейся при действии на достаточно активный металл цинк (
= - 0,76 B) концентрированной (68%-й) азотной кислоты, преобладает – NO 2 , 40%-й – NO; 20%-й – N 2 O; 6%-й – N 2 . Очень разбавленная (0,5%-я) азотная кислота восстанавливается до ионов аммония:

Zn + 4HNO 3 (конц.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,

4Zn + 10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O,

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O,

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

С малоактивными металлом медью (
= + 0,34B) реакции идут по следующим схемам:

Cu + 4HNO 3 (конц) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

3Cu + 8HNO 3 (разб) = 3 Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

В концентрированной HNO 3 растворяются практически все металлы, кроме Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. А такие металлы как Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, а также нержавеющие стали пассивируются кислотой с образованием устойчивых оксидных плёнок, плотно прилегающих к поверхности металла и защищающих его от дальнейшего окисления. Однако Al и Fe начинают растворяться при нагревании, а Cr устойчив к действию даже горячей HNO 3:

Fe + 6HNO 3 Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Металлы, для которых характерны высокие степени окисления (+6, +7, +8), с концентрированной азотной кислотой образуют кислородсодержащие кислоты. При этом HNO 3 восстанавливается до NO, например:

3Re + 7HNO 3 (конц) = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O.

В очень разбавленной HNO 3 уже отсутствуют молекулы HNO 3 , существуют только ионы H + и NO 3  . Поэтому очень разбавленная кислота (~ 3-5%) взаимодействует с Al и не переводит в раствор Cu и другие мало активные металлы:

8Al + 30HNO 3 (очень разб) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O.

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот (1:3) называется царской водкой. Она растворяет Au и платиновые металлы (Pd, Pt, Os, Ru). Например:

Au + HNO 3 (конц.) + 4HCl = H + NO + 2H 2 O.

Указанные металлы растворяются в HNO 3 и в присутствии других комплексообразователей, но процесс протекает очень медленно.

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.