З'єднання металів із водою. Хімічні властивості металів

Атоми металів порівняно легко віддають валентні електрони та переходять у позитивно заряджені іони. Тож метали є відновниками. Метали взаємодіють з простими речовинами : Са + С12 - СаС12, Активні метали реагують з водою: 2Na + 2Н20 = 2NaOH + H2f. Метали, що стоять у ряді стандартних електродних потенціалів до водню, взаємодіють з розчинами розбавлених кислот (крім HN03) з виділенням водню: Zn + 2НС1 = ZnCl2 + H2f. Метали реагують з водними розчинами солей менш активних металів: Ni + CuS04 = NiS04 + Сі J. Метали реагують з кислотами-окислювачами: С. Способи одержання металів Сучасна металургія отримує понад 75 металів та численні сплави на їх основі. Залежно від способів отримання металів розрізняють пірогідро- та електрометалургію. ГГ) Пірометалургія охоплює способи отримання металів з руд за допомогою реакцій відновлення, що проводяться при високих температурах. Як відновники застосовують вугілля, активні метали, оксид вуглецю (II), водень, метан. Cu20 + С - 2Сі + СО, t° Cu20 + СО - 2Cu + С02, t° Сг203 + 2А1 - 2Сг + А1203, (алюмотермія) t° TiCl2 + 2Mg - Ti + 2MgCl2, (магнійтермія) t° W+3H20. (водородотермія) |Ц Гідрометалургія - це одержання металів із розчинів їх солей. Наприклад, при обробці розведеної сірчаною кислотою мідної руди, що містить оксид міді (І), мідь переходить у розчин у вигляді сульфату: CuO + H2S04 = CuS04 + Н20. Потім мідь витягають із розчину або електролізом, або витісненням за допомогою порошку заліза: CuS04 + Fe = FeS04 + Сі. [З] Електрометалургія – це способи отримання металів з їх розплавлених оксидів або солей за допомогою електролізу: електроліз 2NaCl – 2Na + Cl2. Запитання та завдання для самостійного вирішення 1. Вкажіть становище металів у періодичній системі Д. І. Менделєєва. 2. Покажіть фізичні та хімічні властивості металів. 3. Поясніть причину спільності властивостей металів. 4. Покажіть зміну хімічної активності металів головних підгруп І та ІІ груп періодичної системи. 5. Яким чином змінюються металеві властивості у елементів ІІ та ІІІ періодів? Назвіть найтугоплавкіший і легкоплавкі метали. 7. Вкажіть, які метали зустрічаються в природі у самородному стані та які – лише у вигляді сполук. Чим це можна пояснити? 8. Яка природа сплавів? Як склад металу впливає його властивості. Покажіть на прикладах. Вкажіть найважливіші способи одержання металів із руд. 10l Назвіть різновиди пірометалургії. Які відновники використовують у кожному конкретному способі? Чому? 11. Назвіть метали, які одержують за допомогою гідрометалургії. У чому сутність та які переваги даного методу перед іншими? 12. Наведіть приклади одержання металів за допомогою електрометалургії. У якому разі використовують цей спосіб? 13. Які сучасні способиотримання металів високого ступеня чистоти? 14. Що таке «електродний потенціал»? Який з металів має найбільший і який найменший електродні потенціали у водному розчині? 15. Охарактеризуйте низку стандартних електродних потенціалів? 16. Чи можна витіснити металеве залізо із водного розчину його сульфату за допомогою металевого цинку, нікелю, натрію? Чому? 17. Яким є принцип роботи гальванічних елементів? Які метали можуть використовуватися в них? 18. Які процеси належать до корозійних? Які види корозії вам відомі? 19. Що називається електрохімічною корозією? Які засоби захисту від неї вам відомі? 20. Як впливає корозію заліза його контакти з іншими металами? Який метал руйнуватиметься першим на пошкодженій поверхні лудженого, оцинкованого та нікельованого заліза? 21. Який процес називають електролізом? Напишіть реакції, що відображають процеси, що відбуваються на катоді та аноді при електролізі розплаву хлориду натрію, водних розчинівхлориду натрію, сульфату міді, сульфату натрію, сірчаної кислоти. 22. Яку роль грає матеріал електродів під час перебігу процесів електролізу? Наведіть приклади процесів електролізу, що протікають з розчинними та нерозчинними електродами. 23. Сплав, що йде на виготовлення мідних монет, містить 95 % міді. Визначте другий метал, що входить у сплав, якщо при обробці однокопійкової монети надлишком соляної кислотивиділилося 62,2 мл водню (н. у.). алюміній. 24. Наважка карбіду металу масою 6 г спалена в кисні. При цьому утворилося 2,24 л оксиду вуглецю (IV) (н. у.). Визначте, який метал входив до складу карбіду. 25. Покажіть, які продукти виділяться при електролізі водного розчину нікелю сульфату, якщо процес протікає: а) з вугільними; б) із нікелевими електродами? 26. При електролізі водного розчину мідного купоросуна аноді виділилося 2,8 л газу (н. у.). Який це газ? Що і в якій кількості виділилося на катоді? 27. Складіть схему електролізу водного розчину нітрату калію, що протікає на електродах. Чому дорівнює кількість пропущеної електрики, якщо на аноді виділилося 280 мл газу (н. у.)? Що і в якій кількості виділилося на катоді?

Мета роботи:практично ознайомитися з характерними хімічними властивостями металів різної активності та їх сполук; вивчити особливості металів із амфотерними властивостями. окисно-відновні реакції зрівняти методом електронно-іонного балансу.

Теоретична частина

Фізичні властивості металів. У звичайних умовах усі метали, крім ртуті, - тверді речовини, що різко відрізняються за ступенем твердості. Метали, будучи провідниками першого роду, мають високу електропровідність і теплопровідність. Ці властивості пов'язані з будовою кристалічних ґрат, У вузлах якої знаходяться іони металів, між якими переміщуються вільні електрони. Перенесення електрики та тепла відбувається за рахунок руху цих електронів.

Хімічні властивості металів . Усі метали є відновниками, тобто. при хімічних реакціяхвони втрачають електрони і перетворюються на позитивно заряджені іони. Внаслідок цього більшість металів реагує з типовими окисниками, наприклад, киснем, утворюючи оксиди, які в більшості випадків покривають щільним шаром поверхню металів.

Mg° +O 2 °=2Mg +2 O- 2

Mg-2=Mg +2

Про 2 +4 =2О -2

Відновна активність металів у розчинах залежить від положення металу в ряду напруг або від величини електродного потенціалу металу (табл.) Чим меншою величиною електродного потенціалу має даний метал, тим активнішим відновником він є. Усі метали можна розділити на 3 групи :

Активні метали - Від початку ряду напруг (тобто від Li) до Mg;

Метали середньої активності від Mg до H;

Малоактивні метали - Від Н до кінця ряду напруг (до Au).

З водою взаємодіють метали 1 групи (сюди відносяться переважно лужні та лужноземельні метали); продуктами реакції є гідроксиди відповідних металів та водень, наприклад:

2К°+2Н 2 О=2КОН+Н 2 Про

К°-=До + | 2

2Н + +2 =Н 2 0 | 1

Взаємодія металів із кислотами

Усі безкисневі кислоти (соляна HCl, бромистоводнева HBr і т.п.), а також деякі кисневмісні кислоти (розбавлена сірчана кислота H 2 SO 4 фосфорна H 3 PO 4 оцтова СН 3 СООН і т.п.) реагують з металами 1 і 2 груп, що стоять у ряду напруг до водню. При цьому утворюється відповідна сіль і виділяється водень:

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

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2Н + +2 =Н 2 ° | 1

Концентрована сірчана кислота окислює метали 1, 2 і частково 3-ї групи (до Ag включно) відновлюючись при цьому до SO 2 - безбарвного газу з різким запахом, вільної сірки, що випадає у вигляді білого осаду або сірководню H 2 S - газу із запахом тухлих яєць. Чим активнішим є метал, тим сильніше відновлюється сірка, наприклад:

| 1

| 8

Азотна кислота будь-якої концентрації окислює практично всі метали, при цьому утворюються нітрат відповідного металу, вода і продукт відновлення N +5 (NO 2 - бурий газ з різким запахом, NO - безбарвний газ з різким запахом, N 2 O - газ з наркотичним запахом, N 2 -газ без запаху, NH 4 NO 3 - безбарвний розчин. Чим активнішим є метал і чим більш розбавленою є кислота, тим сильніше відновлюється азот азотної кислоти.

З лугами взаємодіють амфотерні метали, які належать переважно до 2 групі (Zn, Be, Al, Sn, Pb та інших.). Реакція протікає сплавленням металів із лугом:

Pb+2 NaOH= Na 2 PbO 2 +Н 2

Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1

2Н + +2 =Н 2 ° | 1

або при взаємодії з міцним розчином лугу:

Be + 2NaOH + 2H 2 Про = Na 2 + H 2

Ве°-2=Ве +2 | 1

Амфотерні метали утворюють амфотерні оксиди і, відповідно, амфотерні гідроксиди (взаємодіючі з кислотами та лугами з утворенням солі та води), наприклад:

або в іонній формі:

Практична частина

Досвід №1.Взаємодія металів із водою .

Візьміть невеликий шматочок лужного або лужноземельного металу (натрій, калій, літій, кальцій), який зберігається в банці з гасом, ретельно осушіть його фільтрувальним папером, внесіть у порцелянову чашку, заповнену водою. Після закінчення досліду додайте кілька крапель фенолфталеїну і визначте середовище розчину, що утворився.

При взаємодії магнію з водою реакційну пробірку на деякий час підігрійте на спиртовці.

Досвід №2.Взаємодія металів із розведеними кислотами .

У три пробірки налийте по 20 - 25 крапель 2Н розчину соляної, сірчаної та азотної кислот. У кожну пробірку опустіть метали як дроту, шматочків чи стружки. Спостерігайте явища, що відбуваються. Пробірки, де нічого не відбувається, підігрійте на спиртовці до початку реакції. Пробірку з азотною кислотою обережно понюхайте для визначення газу, що виділяється.

Досвід №3.Взаємодія металів із концентрованими кислотами .

У дві пробірки налийте по 20 - 25 крапель концентрованої азотної та сірчаної (обережно!) кислот, опустіть у них метал, спостерігайте, що відбувається. У разі потреби пробірки можна підігріти на спиртовці до початку реакції. Для визначення газів пробірки, що виділяються, обережно понюхайте.

Досвід №4.Взаємодія металів із лугами .

У пробірку налийте 20 - 30 крапель концентрованого розчину лугу (КОН або NaOH), внесіть метал. Пробірку трохи підігрійте. Спостерігайте те, що відбувається.

Досвід№5. Отримання та властивості гідроксидів металів

У пробірку налийте 15-20 крапель солі відповідного металу, додайте луг до випадання осаду. Осад розділіть на дві частини. До однієї частини прилийте розчин соляної кислоти, а до іншої розчин лугу. Позначте спостереження, напишіть рівняння у молекулярній, повній іонній та короткій іонній формах, зробіть висновок про характер отриманого гідроксиду.

Оформлення роботи та висновки

До окислювально-відновних реакцій напишіть рівняння електронно-іонного балансу, іонообмінні реакції напишіть у молекулярній та іонно-молекулярних формах.

У висновках напишіть, до якої групи активності (1, 2 або 3) відноситься вивчений вами метал і які властивості - основні або амфотерні - проявляє його гідроксид. Висновки обґрунтуйте.

Лабораторна робота №11

ВЗАЄМОДІЯ МЕТАЛІВ З НЕМЕТАЛАМИ

Неметали виявляють окислювальні властивості у реакціях з металами, приймаючи від них електрони та відновлюючись.

Взаємодія з галогенами

Галогени (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ) є сильними окислювачами, тому з ними взаємодіють усі метали за звичайних умов:

2 Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

Продуктом такої реакції є сіль - галогенід металу ( MeF n -фторид, MeCl n -хлорид, MeBr n -бромід, MeI n -іодид). При взаємодії з металом галоген відновлюється до нижчого ступеняокислення (-1), аnдорівнює ступеню окиснення металу.

Швидкість реакції залежить від хімічної активності металу та галогену. Окисна активність галогенів знижується по групі зверху вниз (від F до I).

Взаємодія з киснем

Киснем окислюються майже всі метали (крім Ag, Au, Pt ), при цьому відбувається утворення оксидів Me 2 O n.

Активні метали легко за звичайних умов взаємодіють із киснем повітря.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (зі спалахом)

Метали середньої активності також реагують з киснем за нормальної температури. Але швидкість такої реакції суттєво нижча, ніж за участю активних металів.

Малоактивні метали окислюються киснем при нагріванні (горіння у кисні).

Оксиди металів за хімічними властивостями можна поділити на три групи:

1. Основні оксиди ( Na 2 O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O та ін) утворені металами в низьких ступенях окиснення (+1, +2, як правило, нижче +4). Основні оксидивзаємодіють з кислотними оксидами та кислотами з утворенням солей:

CaO + CO 2 → CaCO 3

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

2. Кислотні оксиди ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 та ін) утворені металами в високих ступеняхокислення (зазвичай, вище +4). Кислотні оксиди взаємодіють з основними оксидами та основами з утворенням солей:

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

3. Амфотерні оксиди ( BeO , Al 2 O 3 , ZnO , SnO , MnO 2 , Cr 2 O 3 , PbO , PbO 2 та ін) мають подвійну природу і можуть взаємодіяти як з кислотами, так і з основами:

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O

Cr 2 O 3 + 6NaOH → 2Na 3

Взаємодія із сіркою

З сіркою взаємодіють усі метали (крім Au ), утворюючи солі – сульфіди Me 2 S n . У цьому сірка відновлюється до ступеня окислення «-2». Платина ( Pt ) взаємодіє з сіркою лише у дрібнороздробленому стані. Лужні метали, а також Ca та Mg реагують із сіркою при нагріванні з вибухом. Zn , Al (у порошку) та Mg у реакції із сіркою дають спалах. У напрямку зліва направо в ряду активності швидкість взаємодії металів із сіркою зменшується.

Взаємодія з воднем

З воднем деякі активні метали утворюють сполуки – гідриди:

2 Na + H 2 → 2 NaH

У цих сполуках водень перебуває у рідкісному йому ступеня окислення «-1».

Є.А. Нуднова, М.В. Андрюxова

Якщо в періодичній таблиці елементів Д. І. Менделєєва провести діагональ від берилію до астату, то зліва внизу по діагоналі будуть знаходитися елементи-метали (до них відносяться елементи побічних підгруп, виділені синім кольором), а праворуч вгорі – елементи-неметали (виділені жовтим кольором). Елементи, розташовані поблизу діагоналі - напівметали або металоїди (B, Si, Ge, Sb та ін), мають подвійний характер (виділені рожевим кольором).

Як очевидно з малюнка, переважна більшість елементів є металами.

За своєю хімічної природиметали - це хімічні елементи, атоми яких віддають електрони із зовнішнього або переднього енергетичного рівнів, утворюючи при цьому позитивно заряджені іони.

Практично всі метали мають порівняно великі радіуси та малу кількість електронів (від 1 до 3) на зовнішньому енергетичному рівні. Для металів характерні низькі значення електронегативності та відновлювальні властивості.

Найбільш типові метали розташовані на початку періодів (починаючи з другого), далі зліва направо металеві властивості слабшають. У групі зверху донизу металеві властивості посилюються, тому що збільшується радіус атомів (за рахунок збільшення числа енергетичних рівнів). Це призводить до зменшення електронегативності (здатності притягувати електрони) елементів та посилення відновлювальних властивостей (здатність віддавати електрони іншим атомам у хімічних реакціях).

Типовимиметалами є s-елементи (елементи IА-групи від Li до Fr. Елементи ПА-групи від Мg до Rа). Загальна електронна формула їх атомів ns 1-2. Їх характерні ступеня окислення + I і +II відповідно.

Невелика кількість електронів (1-2) на зовнішньому енергетичному рівні атомів типових металів передбачає легку втрату цих електронів та прояв сильних відновлювальних властивостей, що відбивають низькі значення електронегативності. Звідси випливає обмеженість хімічних властивостей та способів одержання типових металів.

Характерною особливістю типових металів є прагнення їх атомів утворювати катіони та іонні хімічні зв'язки з атомами неметалів. Сполуки типових металів з неметалами — це іонні кристали «катіон металааніон неметалу», наприклад, К + Вг — , Сa 2+ Про 2-. Катіони типових металів входять також до складу сполук зі складними аніонами - гідроксидів і солей, наприклад Мg 2+ (ON -) 2 , (Li +) 2СО 3 2-.

Метали А-груп, що утворюють діагональ амфотерності в Періодичній системі Ве-Аl-Gе-Sb-Ро, а також примикаючі до них метали (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не виявляють типово металевих властивостей. Загальна електронна формула їх атомів ns 2 np 0-4 передбачає більшу різноманітність ступенів окислення, більшу здатність утримувати власні електрони, поступове зниження їх відновлювальної здатності і поява окислювальної здатності, особливо у високих ступенях окислення (характерні приклади - сполуки Тl III, Рb IV, Vi v). Подібна хімічна поведінка характерна і для більшості (d-елементів, тобто елементів Б-груп Періодичної системи(Типові приклади - амфотерні елементи Сr і Zn).

Це прояв двоїстості (амфотерності) властивостей, одночасно металевих (основних) та неметалічних, обумовлено характером хімічного зв'язку. У твердому стані з'єднання нетипових металів з неметалами містять переважно ковалентні зв'язки (але менш міцні ніж зв'язки між неметалами). У розчині ці зв'язки легко розриваються, а сполуки дисоціюють на іони (повністю або частково). Наприклад, метал галій складається з молекул Ga 2 , у твердому стані хлориди алюмінію і ртуті (II) АlСl 3 і НgСl 2 містять сильно ковалентні зв'язки, але в розчині АlСl 3 дисоціює майже повністю, а НgСl 2 - дуже мало (та й то на іони НgСl + і Сl -).

Загальні фізичні властивості металів

Завдяки наявності вільних електронів («електронного газу») у кристалічній решітці всі метали виявляють такі характерні загальні властивості:

1) Пластичність- Здатність легко змінювати форму, витягуватися в дріт, прокочуватися в тонкі листи.

2) Металевий блискта непрозорість. Це пов'язано із взаємодією вільних електронів з падаючим на метал світлом.

3) Електропровідність. Пояснюється спрямованим рухом вільних електронів від негативного полюса до позитивного під впливом невеликої різниці потенціалів. Під час нагрівання електропровідність зменшується, т.к. з підвищенням температури посилюються коливання атомів та іонів у вузлах кристалічних ґрат, що ускладнює спрямований рух «електронного газу».

4) Теплопровідність.Зумовлена високою рухливістю вільних електронів, завдяки чому відбувається швидке вирівнювання температури маси металу. Найбільша теплопровідність – у вісмуту та ртуті.

5) Твердість.Найтвердіший – хром (ріже скло); найм'якіші – лужні метали – калій, натрій, рубідій та цезій – ріжуться ножем.

6) Густина.Вона тим менша, чим менша атомна маса металу і більший радіус атома. Найлегший – літій (ρ=0,53 г/см3); найважчий – осмій (ρ=22,6 г/см3). Метали, що мають щільність менше 5 г/см3, вважаються «легкими металами».

7) Температури плавлення та кипіння.Найлегший метал - ртуть (т.пл. = -39 ° C), найтугоплавкіший метал - вольфрам (t ° пл. = 3390 ° C). Метали з t°пл. вище 1000°C вважаються тугоплавкими, нижче низькоплавкими.

Загальні хімічні властивості металів

Сильні відновники: Me 0 - n → Me n +

Ряд напруг характеризує порівняльну активність металів в окисно-відновних реакціях у водних розчинах.

I. Реакції металів із неметалами

1) З киснем:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) З сіркою:
Hg + S → HgS

3) З галогенами:
Ni + Cl 2 - t ° → NiCl 2

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

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

6) З воднем (реагують тільки лужні та лужноземельні метали):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

ІІ. Реакції металів із кислотами

1) Метали, що стоять в електрохімічному ряду напруги до H відновлюють кислоти-неокислювачі до водню:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) З кислотами-окислювачами:

При взаємодії азотної кислоти будь-якої концентрації та концентрованої сірчаної з металами водень ніколи не виділяється!

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

ІІІ. Взаємодія металів із водою

1) Активні (лужні та лужноземельні метали) утворюють розчинну основу (луг) і водень:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Метали середньої активності окислюються водою при нагріванні до оксиду:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Неактивні (Au, Ag, Pt) – не реагують.

IV. Витіснення більш активними металами менш активних металів із розчинів їх солей:

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

У промисловості часто використовують не чисті метали, а їх суміші. сплави, У яких корисні властивості одного металу доповнюються корисними властивостями іншого. Так, мідь має невисоку твердість і малопридатна для виготовлення деталей машин, сплави ж міді з цинком ( латунь) є вже досить жорсткими і широко використовуються в машинобудуванні. Алюміній має високу пластичність і достатню легкість (малу щільність), але занадто м'який. На його основі готують сплав із магнієм, міддю та марганцем — дуралюмін (дюраль), який, не втрачаючи корисних властивостейалюмінію, набуває високої твердості і стає придатним в авіабудуванні. Сплави заліза з вуглецем (і добавками інших металів) – це широко відомі чавуні сталь.

Метали у вільному вигляді є відновниками.Однак реакційна здатність деяких металів невелика через те, що вони покриті поверхневою оксидною плівкою, різною мірою стійкою до дії таких хімічних реактивів, як вода, розчини кислот та лугів.

Наприклад, свинець завжди покритий оксидною плівкою, для його переходу в розчин потрібно не тільки вплив реактиву (наприклад, розведеної азотної кислоти), а й нагрівання. Оксидна плівка на алюмінії перешкоджає реакції з водою, але під дією кислот і лугів руйнується. Пухка оксидна плівка (іржа), що утворюється на поверхні заліза у вологому повітрі, не заважає подальшому окисленню заліза.

Під дією концентрованихкислот на металах утворюється стійкаоксидна плівка. Це явище називається пасивацією. Так, у концентрованій сірчаної кислотипасивуються (і після цього не реагують з кислотою) такі метали, як Ве, Вi, З, Fе, Мg і Nb, а в концентрованій азотній кислоті - метали А1, Ве, Вi, З, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ , Тh та U.

При взаємодії з окислювачами в кислих розчинах більшість металів переходять у катіони, заряд яких визначається стійким ступенем окислення даного елементау сполуках (Nа + , Са 2+ ,А1 3+ ,Fе 2+ та Fе 3+)

Відновлювальна активність металів у кислому розчині передається рядом напруг. Більшість металів переводиться в розчин соляної та розведеної сірчаною кислотами, але Сu, Аg та Нg – лише сірчаною (концентрованою) та азотною кислотами, а Рt та Аі – «царською горілкою».

Корозія металів

Небажаною хімічною властивістю металів є їх , тобто активне руйнування (окислення) при контакті з водою та під впливом розчиненого в ній кисню (киснева корозія).Наприклад, широко відома корозія залізних виробіву воді, внаслідок чого утворюється іржа, та вироби розсипаються на порошок.

Корозія металів протікає у воді також через присутність розчинених газів 2 і 2 ; створюється кислотне середовище, і катіони Н + витісняються активними металами у вигляді водню Н 2 ( воднева корозія).

Особливо корозійно-небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів ( контактна корозія).Між одним металом, наприклад Fе, іншим металом, наприклад Sn або Сu, поміщеними у воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів йде від активнішого металу, що стоїть ліворуч у ряді напруг (Ре), до менш активного металу (Sn, Сu), і більш активний метал руйнується (кородує).

Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок(залізо, вкрите оловом) при зберіганні у вологій атмосфері та недбалому поводженні з ними (залізо швидко руйнується після появи хоча б невеликої подряпини, що допускає контакт заліза з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин корродує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).

Опір корозії для даного металу посилюється при його покритті активнішим металом або при їх сплавленні; так, покриття заліза хромом чи виготовлення сплаву заліза з хромом усуває корозію заліза. Хромоване залізо та сталь, що містить хром ( нержавіюча сталь), мають високу корозійну стійкість.

електрометалургія, Т. е. отримання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів солей;

пірометалургія, Т. е. відновлення металів з руд при високій температурі (наприклад, отримання заліза в доменному процесі);

гідрометалургія, Т. е. виділення металів з розчинів їх солей більш активними металами (наприклад, отримання міді з розчину СуSO 4 дією цинку, заліза або алюмінію).

У природі іноді зустрічаються самородні метали (характерні приклади - Аg, Аu, Рt, Нg), але частіше метали знаходяться у вигляді сполук ( металеві руди). За поширеністю в земної кориметали різні: від найпоширеніших - Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до рідкісних - Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.

Будова атомів металів визначає не лише характерні Фізичні властивостіпростих речовин – металів, а й загальні їх хімічні властивості.

При великому різноманітті всі хімічні реакції металів відносяться до окислювально-відновних і можуть бути лише двох типів: з'єднання та заміщення. Метали здатні при хімічних реакціях віддавати електрони, тобто бути відновниками, виявляти в сполуках, що утворилися, тільки позитивний ступінь окислення.

У загальному виглядіце можна виразити схемою:
Ме 0 – ne → Me +n,
де Ме – метал – проста речовина, а Ме 0+n – метал хімічний елементу поєднанні.

Метали здатні віддавати свої валентні електрони атомам неметалів, іонам водню, іонам інших металів, а тому реагуватимуть з неметалами – простими речовинами, водою, кислотами, солями. Однак відновлювальна здатність металів різна. Склад продуктів реакції металів з різними речовинами залежить і від окисної здатності речовин та умов, за яких протікає реакція.

За високих температур більшість металів згоряє в кисні:

2Mg + O 2 = 2MgO

Не окислюються в цих умовах лише золото, срібло, платина та деякі інші метали.

З галогенами багато металів реагують без нагрівання. Наприклад, порошок алюмінію при змішуванні з бромом спалахує:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

При взаємодії металів із водою у деяких випадках утворюються гідроксиди. Дуже активно за звичайних умов взаємодіють із водою лужні метали, а також кальцій, стронцій, барій. Схема цієї реакції у вигляді виглядає так:

Ме + HOH → Me(OH) n + H 2

Інші метали реагують з водою під час нагрівання: магній при її кипінні, залізо в парах води при червоному кипінні. У таких випадках виходять оксиди металів.

Якщо метал реагує з кислотою, то він входить до складу солі, що утворюється. Коли метал взаємодіє з розчинами кислоти, він може окислюватися іонами водню, що є в цьому розчині. Скорочене іонне рівняння у загальному вигляді можна записати так:

Me + nH + → Me n + + H 2

Сильнішими окисними властивостями, ніж іони водню, мають аніони таких кисневмісних кислот, як наприклад, концентрована сірчана та азотна. Тому з цими кислотами реагують ті метали, які не здатні окислюватися іонами водню, наприклад, мідь та срібло.

При взаємодії металів із солями відбувається реакція заміщення: електрони від атомів заміщуючого – більш активного металу переходять до іонів заміщуваного – менш активного металу. Тобто мережа відбувається заміщення металу металом в солях. Дані реакції не оборотні: якщо метал А витісняє метал з розчину солей, то метал не витіснятиме метал А з розчину солей.

У порядку зменшення хімічної активності, що виявляється в реакціях витіснення металів один одного з водних розчинів їх солей, метали розташовуються в електрохімічному ряду напруг (активності) металів:

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

Метали, розташовані в цьому ряду лівіше, активніші і здатні витісняти наступні за ними метали з розчинів солей.

У електрохімічний ряд напруг металів включений водень як єдиний неметал, що розділяє з металами загальна властивість- утворювати позитивно заряджені іони. Тому водень заміщає деякі метали у їх солях і може заміщатися багатьма металами в кислотах, наприклад:

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q

Метали, які у електрохімічному ряду напруг до водню, витісняють його з розчинів багатьох кислот (соляної, сірчаної та інших.), проте наступні його, наприклад, мідь не витісняють.

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.