Перечислите общие химические свойства металлов

Обновлено: 04.10.2024

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.

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

а) Взаимодействие металлов с водородом.

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

Например:

Образуются нестехиометрические соединения с ионной кристаллической структурой.

б) Взаимодействие металлов с кислородом.

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

Пример:

в) Взаимодействие металлов с галогенами.

Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов.

Пример:

В основном это ионные соединения: MeHal_n

г) Взаимодействие металлов с азотом.

С азотом взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы.

д) Взаимодействие металлов с углеродом.

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

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.

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:

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.

1 Zn 0 + 4OH – – 2e = [Zn(OH)₄] 2– окисление

Zn 0 – восстановитель

1 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH – восстановление

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

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, H₂SO_4(разб.), H₃PO₄, H₂S, окислитель здесь H + . При взаимодействии с металлами выделяется кислород (H₂↑). С кислотами первой группы реагируют металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом.

II группа – кислоты, обладающие высокой окислительной способностью: H₂SO_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.

H₂S↑ – c активными металлами

H₂SO₄ +6е S 0 ↓ – с металлами средней активности

SO₂↑ – c малоактивными металлами

HNO₃ +4,5e N₂O, N₂ – с металлами средней активности

NO – c малоактивными металлами

HNO_3(конц.) – NO₂↑ – 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.

§ 44. Общие химические свойства металлов

По химическим свойствам металлы являются восстановителями, так как легко отдают свои электроны атомам неметаллов, превращаясь в положительно заряженные ионы — катионы.

Способность атомов металлов отдавать, а их катионов — присоединять электроны может служить мерой их химической активности. Так, алюминий на воздухе очень быстро покрывается оксидной плёнкой, а с золотом заметных изменений не происходит. Цинк активно взаимодействует с соляной кислотой, а серебро — нет. Поэтому алюминий и цинк можно отнести к активным металлам, а золото и серебро — к неактивным.

Ряд активности металлов

Химическую активность разных металлов легко сопоставить, анализируя их поведение в водных растворах солей и кислот. Например, если в раствор сульфата меди(II) опустить цинковую пластинку или железный гвоздь, то практически сразу же на их поверхности появляется красноватый налёт меди. Это свидетельствует о том, что цинк и железо вытесняют медь из раствора. Эти процессы можно представить следующими уравнениями:

Zn 0 + Сu 2+ = Zn 2+ + Cu 0 ;

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Сu 0 .

В этих реакциях цинк и железо отдают свои электроны ионам меди, то есть они окисляются. Ионы меди принимают электроны, поэтому медь восстанавливается.

Если поступить наоборот и в раствор сульфата цинка поместить медную пластинку, то на ней не произойдёт осаждения цинка. В чём тут причина?

Экспериментальным путём, изучая способность одних металлов вытеснять другие из водных растворов их солей, русский учёный Н. Н. Бекетов расположил металлы в ряд. В нём металлы, находящиеся левее, способны восстанавливать последующие из растворов их солей. Поскольку эта способность металлов связана с их восстановительной активностью, то этот ряд получил название ряда активности металлов.

Ряд активности металлов

Li K Ba Sr Cа Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb ( H₂ ) Cu Hg Ag Pd Pt Au

Чем левее в этом ряду расположен металл, тем большими восстановительными свойствами в водном растворе он обладает, то есть легче отдаёт свои электроны окислителю и переходит в виде катиона в раствор; тем труднее катион этого металла восстанавливается. Цинк и железо легче отдают свои электроны, чем медь, и поэтому восстанавливают Cu 2+ из раствора.

По положению цинка в ряду активности можно прогнозировать, что этот металл способен восстановить из раствора ионы олова, меди и серебра:

Zn 0 + Sn 2+ = Zn 2+ + Sn 0 ;

Zn 0 + 2Ag + = Zn 2+ + 2Ag 0 .

В то же время медь будет восстанавливать только ионы серебра, но не восстановит ионы олова:

Cu 0 + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag 0 .

Это означает, что цинк обладает большей восстановительной способностью. Он легче отдаёт электроны, чем олово, медь и серебро. Поэтому цинк считается более активным металлом, чем эти металлы. В свою очередь, медь — более активный металл, чем серебро.

Ряд активности металлов позволяет не только прогнозировать поведение металлов в реакциях с растворами солей, но и сравнивать их отношение к воде, растворам кислот, а также к неметаллам и ряду других веществ.

Так, слева от водорода расположены металлы, которые вытесняют водород из воды и кислот (то есть восстанавливают ионы водорода Н + ). Металлы, расположенные справа от водорода, такой восстановительной активности в реакциях с растворами кислот не проявляют. Например, цинк реагирует с соляной кислотой, вытесняя водород:

Zn 0 + 2Н + = Zn 2+ + ,

а серебро водород не вытесняет.

Взаимодействие металлов с простыми и сложными веществами

К общим химическим свойствам металлов относят их реакции с неметаллами, водой, кислотами, солями. Для некоторых металлов также характерны реакции с растворами щелочей. Часть металлов вступает в реакции с органическими веществами. Многие перечисленные взаимодействия вам известны из предыдущих глав пособия. Кроме того, вы изучали химические свойства металлов в 9-м классе. Поэтому на данном этапе обучения мы систематизируем известные вам свойства, составив таблицу 31.

Таблица 31. Общие химические свойства металлов

Неметаллы

Щелочные и щёлочноземельные (Са, Sr, Ва, Ra) металлы образуют водород и щёлочь при обычных условиях.

Металлы средней активности, реагируя с парами воды, образуют оксиды.

Образуют нерастворимые основания: магний реагирует с кипящей водой; алюминий реагирует с водой, если с поверхности удалена плёнка оксида, например алюминий амальгамирован

Кислоты

Щелочные металлы реагируют с кислотами-окислителями HNO_3(конц), H₂SO_4(конц) со взрывом. Pb пассивируется в разбавленных HCl, H₂SO₄. Напомним, что при взаимодействии металлов с кислотами-окислителями HNO_3(конц) и H₂SO_4(конц) водород не выделяется, а образуются продукты восстановления азота и серы

Cоли

Растворы щелочей

В такие реакции вступают цинк, алюминий, бериллий

Отметим, что с водой при нормальных условиях взаимодействуют все металлы s-элементов , кроме бериллия и магния. Магний реагирует с водой при нагревании. Алюминий взаимодействует с водой при комнатной температуре, но только после удаления с его поверхности плёнки оксида алюминия. При этом образуются гидроксиды металлов. Остальные металлы от марганца до водорода в ряду активности взаимодействуют с парами воды при нагревании, образуя, как правило, оксиды металлов. Металлы, находящиеся в ряду напряжений после водорода, не взаимодействуют с водой ни при каких условиях.

Активные металлы (Na, K) вступают в реакции с карбоновыми кислотами, спиртами, фенолами.

Положение металла в ряду активности металлов позволяет прогнозировать его поведение в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах.

Атомы металлов во всех химических превращениях являются восстановителями.

Металлы в химических превращениях являются восстановителями и легко отдают свои электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы — катионы.

Активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, определяется по их положению в ряду активности: чем левее в этом ряду расположен металл, тем большими восстановительными свойствами он обладает и тем труднее катионы этого металла восстанавливаются.

Более активные металлы восстанавливают менее активные металлы из растворов их солей. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из разбавленных кислот (кроме азотной). Металлы s-элементов, за исключением бериллия и магния, вытесняют водород из воды при обычной температуре.

Назовите характерные для металлов физические свойства.
Перечислите p-элементы, которые относятся к элементам-металлам.
Расставьте коэффициенты в уравнении реакции методом электронного баланса: Cu + HNO_3(разб) → Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O.
Составьте уравнения возможных химических реакций с учётом, что медь окисляется до степени окисления +2:

*Самоконтроль

1. В порядке увеличения восстановительной активности металлы расположены в ряду:

а) Mg, Ca, Na;
б) Cu, Ag, Hg;
в) Cа, K, Cs;
г) Zn, Al, Pb.

2. Реагируют с растворами щелочей:

3. Реагируя с парами воды, образуют оксиды:

4. Масса цинковой пластинки увеличится при погружении её в раствор:

5. На растворение 13 г цинка требуется раствор, содержащий гидроксид натрия массой (г):

Общие химические свойства металлов

В химических реакциях металлы выступают в роли восстановителейи повышают степень окисления, превращаясь из простых веществ в катионы.

Химические свойства металлов различаются в зависимости от химической активности металла. По активности в водных растворах металлы расположены в ряд напряжений.

В этот ряд, составленный русским химиком Н.Н. Бекетовым, включен также неметалл водород. Активность металлов убывает слева направо:

Запомнить! Металлы, стоящие в ЭХ ряду после водорода, называют неактивными металлами.

Металлы, расположенные в ЭХ ряду до алюминия называют сильноактивными или активными металлами.

Общие химические свойства металлов

1) Многие металлы вступают в реакцию с типичными неметаллами – галогенами, кислородом, серой. При этом образуются соответственно хлориды, оксиды, сульфиды и другие бинарные соединения:

с азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании;
с серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты;
с водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды (бинарные соединения, в которых водород имеет степень окисления -1);
с кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные. Основной продукт горения натрия - пероксид Na2O2; а калий и цезий горят с образованием надпероксидов MeO2.

2) Следует обратить внимание на особенности взаимодействие металлов с водой:

Активные металлы, находящиеся в ряду активности металлов до Mg (включительно), реагируют с водой с образованием щелочей и водорода:Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2↑
Активные металлы (например, натрий и литий), взаимодействуют с водой со взрывом.
Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Неактивные металлы (Au, Ag, Pt) - не реагируют с водой.

→[Li……Mg]MOH+H2↑ активные металлы (до Al)

H2O+M→[Al……PbMxOy+H2↑ среднеактивные металлы (от Al до H), только при нагревании

→[Bi……Au]≠ неактивные металлы (после Н)

Более подробно взаимодействие металлов с водой рассмотрено в темах, посвященных химии отдельных групп.

3) С разбавленными кислотами реагируют металлы, стоящие в ЭХР до водорода: происходит реакция замещения с образованием соли и газообразного водорода. При этом кислота проявляет окислительные свойства за счет наличия катиона водорода:

4) Взаимодействие азотной кислоты (любой концентрации) и концентрированной серной кислоты протекает с образованием других продуктов: кроме соли и водорода в этих реакциях выделяется продукт восстановления серной (или азотной) кислоты. Подробнее см.тему "Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами.

Запомнить! Все металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют его из разбавленных кислот, а металлы, расположенные справа от водорода, с растворами кислот не реагируют (азотная кислота – исключение).

5) Активность металлов также влияет на возможность протекания простого вещества металлас оксидом или солью другого металла. Металл вытесняет из солей менее активные металлы, стоящие правее его в ряду напряжений.

Запомнить! Для протекания реакции между металлом и солью другого требуется, чтобы соли, как вступающие в реакцию, так и образующиеся в ходе нее, были растворимы в воде. Металл вытесняет из соли только более слабый металл.

Например, для вытеснения меди из водного раствора сульфата меди подходит железо,

но не подходят свинец – так как он образует нерастворимый сульфат. Если опустить кусочек свинца в раствор сульфата меди, то с поверхности металла покроется тонким слоем сульфата, и реакция прекратится

Другой пример: цинк легко вытесняет серебро из раствора нитрата серебра, однако реакция цинка со взвесью сульфида серебра, нерастворимого в воде, практически не протекает.

Лекция 15. Общие химические свойства металлов

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 (AlH₃)_n или газообразный (SnH₄ ,PbH₄ 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 (F₂, Cl₂, O₂, N₂, S и т.д.). Например, реакция с кислородом, как правило, протекает следующим образом

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

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

в котором, лигандом является ион гидроксида. Во втором случае образуются соли, например K₂CrO₄ .

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 H₂;

· 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 (SO₄ 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:

– при очень высокой температуре 4Zn + 5H₂SO_4(конц.) = 4ZnSO₄ + H₂S +4H₂O;

· в разбавленной и концентрированной азотной кислоте функцию окислителя выполняет нитрат–ион (NO₃ – ), 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:

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 (Mg₂Pb, SnSb, Na₃Sb₈, Na₂K 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.

Cr + Cl_2(газ) ® CrCl₃ (малиновый цвет)

С металлами при сплавлении хром образует интерметаллиды (FeCr₂, CrMn₃). При 600°С хром взаимодействует с парами воды:

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)} + H₂.

На воздухе идет быстро следующая стадия:

Окисляющие (по аниону) минеральные кислоты растворяют хром до трехвалентного состояния:

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:

В зависимости от условий и от активности неметаллов железо может образовывать металлоподобные (Fe₃C, Fe₃Si, Fe₄N), солеподобные (FeCl₂, FeS) соединения и твердые растворы (с C, Si, N, B, P, H).

В воде железо интенсивно корродирует:

При недостатке кислорода образуется смешанный оксид Fe₃O₄:

Разбавленная соляная, серная и азотная кислоты растворяют железо до двухвалентного иона:

Более концентрированная азотная и горячая концентрированная серная кислоты окисляют железо до трехвалентного состояния (выделяются NO и SO₂ соответственно):

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 ZnCO₃×3Zn(OH)₂ или ZnO и дальнейшего окисления не происходит. При высоких температурах взаимодействует:

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:

В разбавленных кислотах:

В концентрированных кислотах:

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 CO₂, SO₂ и паров воды покрывается зеленоватой пленкой основных солей (CuOH)₂CO₃, (CuOH)₂SO₄.

Медь непосредственно соединяется с кислородом, галогенами, серой:

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:

Окисляющие кислоты растворяют медь с переходом ее в двухвалентное состояние:

Со щелочами медь не взаимодействует.

С солями более активных металлов медь взаимодействует, и эта окислительно-восстановительная реакция лежит в основе некоторых гальванических элементов:

Cu SO₄ + Zn® Zn SO₄ + Cu; E о = 1,1 B

Mg + CuCl₂ ® MgCl₂ + 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 Fe₂O₃, магнетит Fe₃O₄, куприт Cu₂O, корунд Al₂O₃, пиролюзит MnO₂ 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:

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:

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.

Читайте также: