Цель работы: практически ознакомиться с характерными химическими свойствами металлов различной активности и их соединений; изучить особенности металлов с амфотерными свойствами. окислительно-восстановительные реакции уравнять методом электронно-ионного баланса.

Теоретическая часть

Физические свойства металлов. Вобычных условиях все металлы, кроме ртути, - твердые вещества, резко отличающиеся по степени твердости. Металлы, являясь проводниками первого рода, обладают высокой электропроводностью и теплопроводностью. Эти свойства связаны со строением кристаллической решетки, в узлах которой находятся ионы металлов, между которыми перемещаются свободные электроны. Перенос электричества и тепла происходит за счет движения этих электронов.

Химические свойства металлов . Все металлы являются восстановителями, т.е. при химических реакциях они теряют электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Вследствие этого большинство металлов реагирует с типичными окислителями, например, кислородом, образуя оксиды, которые в большинстве случаев покрывают плотным слоем поверхность металлов.

Mg° +O 2 °=2Mg +2 O- 2

Mg-2=Mg +2

О 2 +4 =2О -2

Восстановительная активность металлов в растворах зависит от положения металла в ряду напряжений или от величины электродного потенциала металла (табл.) Чем меньшей величиной электродного потенциала обладает данный металл, тем более активным восстановителем он является. Все металлы можно разделить на 3 группы :

Активные металлы – от начала ряда напряжений (т.е. от Li) до Mg;

Металлы средней активности от Mg до H;

Малоактивные металлы – от Н до конца ряда напряжений (до Au).

С водой взаимодействуют металлы 1 группы (сюда относятся преимущественно щелочные и щелочноземельные металлы); продуктами реакции являются гидроксиды соответствующих металлов и водород, например:

2К°+2Н 2 О=2КОН+Н 2 О

К°- =К + | 2

2Н + +2 =Н 2 0 | 1

Взаимодействие металлов с кислотами

Все бескислородные кислоты (соляная HCl, бромистоводородная HBr и т.п.), а также некоторые кислородсодержащие кислоты (разбавленная серная кислота H 2 SO 4 , фосфорная H 3 PO 4 , уксусная СН 3 СООН и т.п.) реагируют с металлами 1 и 2 групп, стоящими в ряду напряжений до водорода. При этом образуется соответствующая соль и выделяется водород:

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2Н + +2 =Н 2 ° | 1

Концентрированная серная кислота окисляет металлы 1, 2 и частично 3-ей группы (до Ag включительно) восстанавливаясь при этом до SO 2 - бесцветного газа с резковатым запахом, свободной серы, выпадающей в виде белого осадка или сероводорода H 2 S - газа с запахом тухлых яиц. Чем более активным является металл, тем сильнее восстанавливается сера, например:

| 1

| 8

Азотная кислота любой концентрации окисляет практически все металлы, при этом образуются нитрат соответствующего металла, вода и продукт восстановления N +5 (NO 2 - бурый газ с резким запахом, NO - бесцветный газ с резким запахом, N 2 O - газ с наркотическим запахом, N 2 -газ без запаха, NH 4 NO 3 - бесцветный раствор). Чем более активным является металл и чем более разбавленной является кислота, тем сильнее восстанавливается азот в азотной кислоте.

Со щелочами взаимодействуют амфотерные металлы, относящиеся в основном ко 2 группе (Zn, Be, Al, Sn, Pb и др.). Реакция протекает сплавлением металлов со щелочью:

Pb +2 NaOH = Na 2 PbO 2 +Н 2

Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1

2Н + +2 =Н 2 ° | 1

или при взаимодействии с крепким раствором щелочи:

Be + 2NaOH + 2H 2 О = Na 2 + H 2

Ве°-2 =Ве +2 | 1

Амфотерные металлы образуют амфотерные оксиды и, соответственно, амфотерные гидроксиды (взаимодействующие с кислотами и щелочами с образованием соли и воды), например:

или в ионной форме:

или в ионной форме:

Практическая часть

Опыт№ 1. Взаимодействие металлов с водой .

Возьмите небольшой кусочек щелочного или щелочноземельного металла (натрий, калий, литий, кальций), который хранится в банке с керосином, тщательно осушите его фильтровальной бумагой, внесите в фарфоровую чашку, заполненную водой. По окончании опыта добавьте несколько капель фенолфталеина и определите среду образовавшегося раствора.

При взаимодействии магния с водой реакционную пробирку подогрейте некоторое время на спиртовке.

Опыт№2. Взаимодействие металлов с разбавленными кислотами .

В три пробирки налейте по 20 - 25 капель 2Н раствора соляной, серной и азотной кислот. В каждую пробирку опустите металлы в виде проволоки, кусочков или стружки. Наблюдайте происходящие явления. Пробирки, в которых ничего не происходит, подогрейте на спиртовке до начала реакции. Пробирку с азотной кислотой осторожно понюхайте для определения выделяющегося газа.

Опыт №3. Взаимодействие металлов с концентрированными кислотами .

В две пробирки налейте по 20 - 25 капель концентрированной азотной и серной (осторожно!) кислот, опустите в них металл, наблюдайте происходящее. В случае необходимости пробирки можно подогреть на спиртовке до начала реакции. Для определения выделяющихся газов пробирки осторожно понюхайте.

Опыт№4. Взаимодействие металлов со щелочами .

В пробирку налейте 20 - 30 капель концентрированного раствора щелочи (КОН или NaOH), внесите металл. Пробирку слегка подогрейте. Наблюдайте происходящее.

Опыт №5. Получение и свойства гидроксидов металлов.

В пробирку налейте 15-20 капель соли соответствующего металла, добавьте щелочь до выпадения осадка. Осадок разделите на две части. К одной части прилейте раствор соляной кислоты, а к другой - раствор щелочи. Отметьте наблюдения, напишите уравнения в молекулярной, полной ионной и краткой ионной формах, сделайте вывод о характере полученного гидроксида.

Оформление работы и выводы

К окислительно-восстановительным реакциям напишите уравнения электронно-ионного баланса, ионообменные реакции напишите в молекулярной и ионно-молекулярных формах.

В выводах напишите, к какой группе активности (1, 2 или 3-ей) относится изученный вами металл и какие свойства – основные или амфотерные – проявляет его гидроксид. Выводы обоснуйте.

Лабораторная работа № 11

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

Лекция 11. Химические свойства металлов.

Взаимодействие металлов с простыми окислителями. Отношение металлов к воде, водным растворам кислот, щелочей и солей. Роль оксидной пленки и продуктов окисления. Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами.

К металлам относятся все s-, d-, f-элементы, а также р-элементы, располагающиеся в нижней части периодической системы от диагонали, проведенной от бора к астату. В простых веществах этих элементов реализуется металлическая связь. Атомы металлов имеют мало электронов на внешней электронной оболочке, в количестве 1, 2, или 3. Металлы проявляют электроположительные свойства и обладают низкой электроотрицательностью, меньшей двух.

Металлам присуще характерные признаки. Это твердые вещества, тяжелее воды, с металлическим блеском. Металлы обладают высокой теплопроводностью и электропроводностью. Для них характерно испускание электронов под действием различных внешних воздействий: облучения светом, при нагревании, при разрыве (экзоэлектронная эмиссия).

Главным признаком металлов является их способность отдавать электроны атомам и ионам других веществ. Металлы являются восстановителями в подавляющем большинстве случаев. И это их характерное химическое свойство. Рассмотрим отношение металлов к типичным окислителям, к которым относятся из простых веществ – неметаллы, вода, кислоты. В таблице 1 приведены сведения об отношении металлов к простым окислителям.

Таблица 1

Отношение металлов к простым окислителям

С фтором реагируют все металлы. Исключение составляют алюминий, железо, никель, медь, цинк в отсутствии влаги. Эти элементы при реакции с фтором в начальный момент образуют пленки фторидов, защищающие металлы от дальнейшего реагирования.

При тех же условиях и причинах, железо пассивируется в реакции с хлором. По отношению к кислороду уже не все, а только ряд металлов образует плотные защитные пленки оксидов. При переходе от фтора к азоту (таблица 1) окислительная активность уменьшается и поэтому все большее число металлов не окисляется. Например, с азотом реагирует только литий и щелочноземельные металлы.

Отношение металлов к воде и водным растворам окислителей.

В водных растворах восстановительная активность металла характеризуется значением его стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Из всего ряда стандартных окислительно-восстановительных потенциалов выделяют ряд напряжений металлов, который указан в таблице 2.

Таблица 2

Ряд напряжение металлов

Окислитель	Уравнение электродного процесса	Стандартный электродный потенциал φ 0 , В	Восстановитель	Условная активность восстановителей
Li +	Li + + e - = Li	-3,045	Li	Активный
Rb +	Rb + + e - = Rb	-2,925	Rb	Активный
K +	K + + e - = K	-2,925	K	Активный
Cs +	Cs + + e - = Cs	-2,923	Cs	Активный
Ca 2+	Ca 2+ + 2e - = Ca	-2,866	Ca	Активный
Na +	Na + + e - = Na	-2,714	Na	Активный
Mg 2+	Mg 2+ +2 e - = Mg	-2,363	Mg	Активный
Al 3+	Al 3+ + 3e - = Al	-1,662	Al	Активный
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - = Ti	-1,628	Ti	Ср. активности
Mn 2+	Mn 2+ + 2e - = Mn	-1,180	Mn	Ср. активности
Cr 2+	Cr 2+ + 2e - = Cr	-0,913	Cr	Ср. активности
H 2 O	2H 2 O+ 2e - =H 2 +2OH -	-0,826	H 2 , рН=14	Ср. активности
Zn 2+	Zn 2+ + 2e - = Zn	-0,763	Zn	Ср. активности
Cr 3+	Cr 3+ +3e - = Cr	-0,744	Cr	Ср. активности
Fe 2+	Fe 2+ + e - = Fe	-0,440	Fe	Ср. активности
H 2 O	2H 2 O + e - = H 2 +2OH -	-0,413	H 2 , рН=7	Ср. активности
Cd 2+	Cd 2+ + 2e - = Cd	-0,403	Cd	Ср. активности
Co 2+	Co 2+ +2 e - = Co	-0,227	Co	Ср. активности
Ni 2+	Ni 2+ + 2e - = Ni	-0,225	Ni	Ср. активности
Sn 2+	Sn 2+ + 2e - = Sn	-0,136	Sn	Ср. активности
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - = Pb	-0,126	Pb	Ср. активности
Fe 3+	Fe 3+ +3e - = Fe	-0,036	Fe	Ср. активности
H +	2H + + 2e - =H 2		H 2 , рН=0	Ср. активности
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - = Bi	0,215	Bi	Малой активн.
Cu 2+	Cu 2+ + 2e - = Cu	0,337	Cu	Малой активн.
Cu +	Cu + + e - = Cu	0,521	Cu	Малой активн.
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - = Hg	0,788	Hg 2	Малой активн.
Ag +	Ag + + e - = Ag	0,799	Ag	Малой активн.
Hg 2+	Hg 2+ +2e - = Hg	0,854	Hg	Малой активн.
Pt 2+	Pt 2+ + 2e - = Pt	1,2	Pt	Малой активн.
Au 3+	Au 3+ + 3e - = Au	1,498	Au	Малой активн.
Au +	Au + + e - = Au	1,691	Au	Малой активн.

В данном ряду напряжений приведены также значения электродных потенциалов водородного электрода в кислой (рН=0), нейтральной (рН=7), щелочной (рН=14) средах. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его способность к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях. Ионы металлов являются окислителями, а металлы – восстановителями. Чем дальше расположен металл в ряду напряжений, тем более сильным окислителем в водном растворе являются его ионы. Чем ближе металл к началу ряда, тем более сильным восстановителем он является.

Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей. Направление реакции определяется при этом их взаимным положением в ряду напряжений. Следует иметь в виду, что активные металлы вытесняют водород не только из воды, но и из любого водного раствора. Поэтому взаимное вытеснение металлов из растворов их солей происходит лишь в случае металлов, расположенных в ряду напряжений после магния.

Все металлы разделяют на три условные группы, что отражено в следующей таблице.

Таблица 3

Условное деление металлов

Взаимодействие с водой. Окислителем в воде является ион водорода. Поэтому окисляться водой могут только те металлы, стандартные электродные потенциалы которых ниже потенциала ионов водорода в воде. Он зависит от рН среды и равен

φ = -0,059рН.

В нейтральной среде (рН=7) φ = -0,41 В. Характер взаимодействия металлов с водой представлен в таблице 4.

Металлы из начала ряда, имеющие потенциал, значительно более отрицательный, чем -0,41 В, вытесняют водород из воды. Но уже магний вытесняет водород только из горячей воды. Обычно металлы, расположенные между магнием и свинцом не вытесняют водород из воды. На поверхности этих металлов образуются оксидные пленки, которые обладают защитным действием.

Таблица 4

Взаимодействие металлов с водой в нейтральной среде

Взаимодействие металлов с хлорводородной кислотой.

Окислителем в соляной кислоте является ион водорода. Стандартный электродный потенциал водородного иона равен нулю. Поэтому все активные металлы и металлы средней активности должны реагировать с кислотой. Только для свинца проявляется пассивация.

Таблица 5

Взаимодействие металлов с соляной кислотой

Медь может быть растворена в очень концентрированной соляной кислоте, не смотря на то, что относится к малоактивным металлам.

Взаимодействие металлов с серной кислотой происходит различно и зависит от её концентрации.

Взаимодействие металлов с разбавленной серной кислотой. Взаимодействие с разбавленной серной кислотой осуществляется так же, как и с соляной кислотой.

Таблица 6

Взаимодействие металлов с разбавленной серной кислотой

Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Она взаимодействует с теми металлами, электродные потенциалы которых ниже, чем у водорода. Свинец не растворяется в серной кислоте при её концентрации ниже 80%, так как образующаяся при взаимодействии свинца с серной кислотой соль PbSO 4 нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку.

Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой.

В концентрированной серной кислоте в роли окислителя выступает сера в степени окисления +6. Она входит в состав сульфат-иона SO 4 2- . Поэтому концентрированной кислотой окисляются все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше, чем у окислителя. Наибольшее значение электродного потенциала в электродных процессах с участием сульфат-иона в качестве окислителя равно 0,36 В. Вследствие этого с концентрированной серной кислотой реагируют и некоторые малоактивные металлы.

Для металлов средней активности (Al, Fe) имеет место пассивация из-за образования плотных пленок оксидов. Олово окисляется до четырехвалентного состояния с образованием сульфата олова (IV):

Sn + 4 H 2 SO 4 (конц.) = Sn(SO 4) 2 +2SO 2 + 2H 2 O.

Таблица 7

Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой

Свинец окисляется до двухвалентного состояния с образованием растворимого гидросульфата свинца. В горячей концентрированной серной кислоте растворяется ртуть с образованием сульфатов ртути (I) и ртути (II). В кипящей концентрированной серной кислоте растворяется даже серебро.

Следует иметь в виду, что чем активнее металл, тем глубже степень восстановления серной кислоты. С активными металлами кислота восстанавливается в основном до сероводорода, хотя присутствуют и другие продукты. Например

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ +4H 2 O;

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

Взаимодействие металлов с разбавленной азотной кислотой.

В азотной кислоте в качестве окислителя выступает азот в степени окисления +5. Максимальное значение электродного потенциала для нитрат-иона разбавленной кислоты как окислителя равно 0,96 В. Вследствие такого большого значения, азотная кислота более сильный окислитель, чем серная. Это видно из того, что азотная кислота окисляет серебро. Восстанавливается кислота тем глубже, чем активнее металл и чем более разбавлена кислота.

Таблица 8

Взаимодействие металлов с разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие металлов с концентрированной азотной кислотой.

Концентрированная азотная кислота обычно восстанавливается до диоксида азота. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами представлено в таблице 9.

При использовании кислоты в недостатке и без перемешивания активные металлы восстанавливают её до азота, а металлы среднеё активности до монооксида углерода.

Таблица 9

Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами

Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

Щелочами металлы окисляться не могут. Это обусловлено тем, что щелочные металлы являются сильными восстановителями. Поэтому их ионы самые слабые окислители и в водных растворах окислительных свойств не проявляют. Однако в присутствии щелочей окисляющее действие воды проявляется в большей степени, чем в их отсутствие. Благодаря этому, в щелочных растворах металлы окисляются водой с образование гидроксидов и водорода. Если оксид и гидроксид относятся к амфотерным соединениям, то они будут растворяться в щелочном растворе. В результате пассивные в чистой воде металлы энергично взаимодействуют с растворами щелочей.

Таблица 10

Взаимодействие металлов с растворами щелочей

Процесс растворения представляется в виде двух стадий: окисления металла водой и растворения гидроксида:

Zn + 2HOH = Zn(OH) 2 ↓ + H 2 ;

Zn(OH) 2 ↓ + 2NaOH = Na 2 .

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.

Свойства металлов.

1.Основные свойства металлов.

Свойства металлов делятся на физические, химические, механические и технологические.

К физическим свойствам относятся: цвет, удельный вес, плавкость, электропроводность, магнитные свойства, теплопроводность, расширяемость при нагревании.

К химическим – окисляемость, растворимость и коррозионная стойкость.

К механическим – прочность, твердость, упругость, вязкость, пластичность.

К технологическим – прокаливаемость, жидкотекучесть, ковкость, свариемость, обрабатываемость резанием.

1. Физические и химические свойства.

Цвет . Металлы непрозрачны, т.е. не пропускают сквозь себя свет, и в этом отраженном свете каждый металл имеет свой особенный оттенок – цвет.

Из технических металлов окрашенными являются только медь (красная) и ее сплавы. Цвет остальных металлов колеблется от серо- стального до серебристо – белого. Тончайшие пленки окислов на поверхности металлических изделий придают им дополнительные окраски.

Удельный вес. Вес одного кубического сантиметра вещества, выраженный в граммах, называется удельным весом.

По величине удельного веса различают легкие металлы и тяжелые металлы. Из технических металлов легчайшим является магний (удельный вес 1,74), наиболее тяжёлым – вольфрам (удельный вес 19,3). Удельный вес металлов в некоторой степени зависит от способа их производства и обработки.

Плавкость. Способность при нагревании переходить из твердого состояния в жидкое является важнейшим свойством металлов. При нагревании все металлы переходят из твердого состояния в жидкое, а при охлаждении расплавленного металла – из жидкого состояния в твердого. Температура плавления технических сплавов имеет не одну определённую температуру плавления, а интервал температур, иногда весьма значительный.

Электропроводность. Электропроводность заключается в переносе электричества свободными электронами. Электропроводность металлов в тысячи раз выше электропроводности неметаллических тел. При повышении температуры электропроводность металлов падет, и при понижении – возрастает. При приближении к абсолютному нулю (- 273 0 С) электропроводность беспредельно металлов колеблется от +232 0 (олово) до 3370 0 (вольфрам). Большинство увеличивается (сопротивление, падает почти до нуля).

Электропроводность сплавов всегда ниже электропроводности одного из компонентов, составляющих сплавов.

Магнитные свойства. Явно магнитными (ферромагнитьными) являются только три металла: железо, никель, и кобальт, а также некоторые их сплавы. При нагревании до определённых температур эти металлы также теряют магнитные свойства. Некоторые сплавы железа и при комнатной температуре не являются ферромагнитными. Все прочие металлы разделяются на парамагнитные (притягивают магнитами) и диамагнитные (отталкиваются магнитами).

Теплопроводность. Теплопроводность называется переход тепла в теле от более нагретого места к менее нагретому без видимого перемещения частиц этого тела. Высокая теплопроводность металлов позволяет быстро и равномерно нагревать их и охлаждать.

Из технических металлов наибольшей теплопроводностью облает медь. Теплопроводность железа значительно ниже, а теплопроводность стали меняется в зависимости от содержания в ней компонентов. При повышении температуры теплопроводность уменьшается, при понижении – увеличивается.

Теплоёмкость. Теплоёмкость называется количество тепла, необходимое для повышения температуры тела на 1 0 .

Удельной теплоемкостью вещества называется то количество тепла в килограмм – калориях, которое нужно сообщить 1кг вещества, чтобы повысить его температуру на 1 0 .

Удельная теплоёмкость металлов в сравнении с другими веществами невелика, что позволяет относительно легко нагревать их до высоких температур.

Расширяемость при нагревании. Отношение приращения длины тела при его нагревании на 1 0 к первоначальной его длине называется коэффициентом линейного расширения. Для различных металлов коэффициентом линейного расширения колеблется в широких пределах. Так, например, вольфрам имеет коэффициент линейного расширения 4,0·10 -6 , а свинец 29,5 ·10 -6 .

Коррозионная стойкость. Коррозия есть разрушение металла вследствие химического или электрохимического взаимодействия его с внешней средой. Примером коррозии является ржавление железа.

Высокая сопротивляемость коррозии (коррозионная стойкость) является важным природным свойством некоторых металлов: платины, золота и серебра, которые именно поэтому и получили название благородных. Хорошо сопротивляются коррозии также никель и другие цветные металлы. Черные металлы коррозируют сильнее и быстрее, чем цветные.

2. Механические свойства.

Прочность. Прочностью металла называют его способность сопротивляться действию внешних сил, не разрушаясь.

Твердость. Твердостью называется способность тела противостоять проникновению в него другого, более твердого тела.

Упругость. Упругостью металла называется его свойство востонавливать свою форму после прекращения действия внешних сил, вызывавших изменение формы(деформацию.)

Вязкость. Вязкость называется способность металла оказывать сопротивление быстро возрастающим (ударным) внешним силам. Вязкость – свойство, обратное хрупкости.

Пластичность. Пластичностию называется свойство металла деформироваться без разрушения под действием внешних сил и сохранять новую форму после прекращения действия сил. Пластичность – свойство, обратное упругости.

В табл. 1 приведены свойства технических металлов.

Таблица 1.

Свойства технических металлов.

Название металла	Удельный вес(плотность) г\см 3	Температура плавления 0 С	Твердость по Бринеллю	Предел прочности(временное сопротивление) кг\мм 2	Относительное удлинение %	Относительное сужение поперечного сечения %
Алюминий Вольфрам Железо Кобальт Магний Марганец Медь Никель Олово Свинец Хром Цинк	2,7 19,3 7,87 8,9 1,74 7,44 8,84 8,9 7,3 11,34 7,14 7,14	658 3370 1530 1490 651 1242 1083 1452 232 327 1550 419	20-37 160 50 125 25 20 35 60 5-10 4-6 108 30-42	8-11 110 25-33 70 17-20 Хрупкий 22 40-50 2-4 1,8 Хрупкий 11,3-15	40 - 21-55 3 15 Хрупкий 60 40 40 50 Хрупкий 5-20	85 - 68-55 - 20 Хрупкий 75 70 74 100 Хрупкий -

3. Значение свойств металлов.

Механические свойства. Первое требование, предъявляемое ко всякому изделию, - это достаточная прочность.

Металлы обладают более высокой прочностью по сравнению с другими материалами, поэтому нагруженные детали машин, механизмов и сооружений обычно изготовляются из металлов.

Многие изделия, кроме общей прочности, должны обладать ещё особыми свойствами, характерными для работы данного изделия. Так, например, режущие инструменты должны обладать высокой твердостью. Для изготовления режущих других инструментов применяются инструментальные стали и сплавы.

Для изготовления рессор и пружин применяются специальные стали и сплавы, обладающие высокой упругостью

Вязкие металлы применяются в тех случаях, когда детали при работе подвергается ударной нагрузке.

Пластичность металлов дает возможность производить их обработку давлением (ковать, прокатывать).

Физические свойства. В авиа-, авто- и вагоностроении вес деталей часто является важнейшей характеристикой, поэтому сплавы алюминия и особенно магния являются здесь незаменимыми. Удельная прочность(отношение предела прочности к удельному весу) для некоторых, например алюминиевых, сплавов выше, чем для мягкой стали.

Плавкость используется для получения отливок путём заливки расплавленного металла в формы. Легкоплавкие металлы(например, свинец) используются в качестве закалочной среды для стали. Некоторые сложные сплавы имеют столь низкую температуру плавления, что расплавляется в горячей воде. Такие сплавы применяются для отливки типографических матриц, в приборах, служащих для предохранения от пожаров.

Металлы с высокой электропроводностью (медь, алюминий) используются в электромашиностроении, для устройства линий электропередач, а сплавы с высоким электросопротивлением – для ламп накаливания, электронагревательных приборов.

Магнитные свойства металлов играют первостепенную роль в электромашиностроении (динамомашины, мотора, трансформаторы),для приборов связи (телефонные и телеграфные аппараты) и используются во многих других видах машин и приборов.

Теплопроводность металлов дает возможность производить их физические свойства. Теплопроводность используется также при производстве пайки и сварки металлов.

Некоторые сплавы металлов имеют коэффициент линейного расширения , близкий к нулю; такие сплавы применяются для изготовления точных приборов, радиоламп. Расширение металлов должно применяться во внимание при постройке длинных сооружений, например, мостов. Нужно также учитывать,что две детали, изготовленные из металлов с различным коэффициентом расширения и скрепленные между собой, при нагревании могут дать изгиб и даже разрушение.

Химические свойства. Коррозионная стойкость особенно важна для изделий, работающих в сильно окислительных средах (колосниковые решётки, детали химических машин и приборов). Для достижения высокой коррозионной стойкости производят специальные нержавеющие, кислостойкие и жаропрочные стали, а также применяются защитные покрытия.