Общие свойства металлов исправл

Цель работы: исследование восстановительной способности металлов в воде, а также в водных растворах щелочей и различных кислот.

Металлы и их сплавы широко используются во многих отраслях промышленности, они являются основными конструкционными материалами в машиностроении.

Металлы составляют около 80 % от всех известных химических элементов. К металлам относятся элементы s, d и f -электронных семейств, а также р-элементы главных подгрупп: III (кроме В), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb, Bi), VI (Po).

Все металлы являются кристаллическими телами, имеющими определенный тип кристаллической решетки, состоящей из малоподвижных положительно заряженных ионов, между которыми движутся свободные электроны (так называемый электронный газ). Такой тип структуры называется металлической связью.

Особое строение кристаллических решеток металлов обусловливает их общие свойства. К общим физическим свойствам металлов относят их высокую электропроводность, теплопроводность, пластичность, ковкость, металлический блеск.

Общность химических свойств металлов обусловлена особенностям строения их атомов: сравнительно большими размерами атомов, значительной удаленностью внешних электронов от ядра и слабой связью с ним. В химическом отношении все металлы, имея на внешнем электронном уровне небольшое количество валентных электронов, характеризуются сравнительной легкостью их отдачи и способностью образовывать положительно заряженные ионы, проявляя при этом восстановительные свойства:

При определении химической активности металла кроме энергии ионизации (энергии отрыва электрона от атома) необходимо учитывать энергию, которая тратится на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, которая выделяется при гидратации ионов.

Характеристикой восстановительной способности (химической активности) металлов может служить величина стандартного электродного потенциала металла. Восстановительная способность различных металлов неодинакова и определяется положением в электрохимическом ряду напряжения металлов (табл.1).

Закономерности, отраженные в этой схеме, условны. Однако схема помогает ориентироваться в некоторых химических процессах. Металлы размещены в порядке убывания их восстановительных свойств и усиления окислительных свойств их ионов. Этот ряд характеризует химическую активность

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

Способность атомов отдавать электроны

Взаимодействие с кислородом

Быстро окисляются при обычной температуре

Медленно окисляются при обычной

температуре или при нагревании

При обычной температуре выделяется Н2 и образуется гидроксид

При нагревании выделяется Н2 и образуются оксиды

Н2 из воды не вытесняют

Взаимодействие с кислотами

Вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме HNO3)

Не вытесняют водород из разбавленных кислот

Реагируют с конц. и разб. HNO3 и с конц. H2SO4 при нагревании

С кислотами не реагируют, растворяются в царской водке

Нахождение в природе

Только в соединениях

В соединениях и в свободном виде

Главным образом в свободном виде

Восстановление углем, оксидом углерода (II), алюминотермия или электролиз водных растворов солей

Способность ионов присоединять электроны (восстановливаться)

Li + K + Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ (H + ) Cu 2+ Hg 2+ Ag + Pt 2+ Au 3+

металлов только в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде. Чем меньше алгебраическая величина потенциала металла, тем более сильным восстановителем он является.

Как восстановители металлы взаимодействуют с простыми и сложными окислителями. К простым окислителям относятся элементарные неметаллы, к сложным – вода, водные растворы и расплавы щелочей, кислоты.

Взаимодействие металлов с элементарными окислителями. Как правило, металлы окисляются элементами, электроотрицательность которых выше, чем у металла. Однако на химическую активность металла оказывают влияние химическая активность самого элементарного окислителя, а также энергия диссоциации молекул элементарного окислителя.

Взаимодействие металлов с водой. Чтобы реакция с металлами протекала с водой необходимо выполнение следующих условий:

а) Потенциал металла в нейтральной среде должен быть меньше потенциала окислителя (воды): ЕМе n+ /Мe < Еокисл.. Теоретически водород из воды могут вытеснять только те металлы, потенциалы которых более отрицательны, чем -0,414В, т. е. стоящие вряду напряжений до кадмия:

б) Продукты реакции взаимодействия металла со средой (могут быть, оксиды, гидроксиды) должны быть растворимы в реакционной среде. В случае образования малорастворимых соединений, а большинство гидроксидов металлов являются именно таковыми, они пассивируют поверхность металла, и реакция, едва начавшись, тут же прекращается или протекает крайне медленно.

Рассматривая взаимодействие металлов с водой, нельзя не учитывать, что большинство металлов имеют на своей поверхности прочную оксидную пленку, обладающую защитными функциями. Чаще всего именно она является причиной невозможности протекания реакции между достаточно активным металлом и водой.

Взаимодействие металлов с кислотами. При взаимодействии металлов с разбавленными кислотами (за исключением разбавленной азотной кислоты) окислителем является ион водорода H + . К числу таких кислот, содержащих в качестве окислителя ион H + , относятся кислоты, не содержащие кислорода в анионе (бескислородные кислоты): HF, HCl, HBr, HJ, H2S, H2Se, H2Te или кислоты с устойчивыми анионами, имеющие низкие окислительно-восстанови-тельные потенциалы (H2СO3, H3ВO3, H3РO4 и др.), а также разбавленная серная кислота H2SO4. Разбавленные кислоты, содержащие в качестве окислителя только ионы водорода H + , могут взаимодействовать с относительно сильными восстановителями. В таких кислотах растворяются только металлы, окислительно-восстановительный потенциал которых ниже потенциала водородного электрода 2H + /H2, то есть с металлами, стоящими в ряду стандартных потенциалов левее водорода:

Однако те металлы, электродные потенциалы которых имеют положительные значения, окисляются аэрированными растворами кислот:

Окислительные свойства кислот, обусловленные анионом кислоты, проявляются более сложно, так как в большинстве случаев элемент, образующий анион кислоты, может восстанавливаться до разных степеней окисления.

В концентрированной серной кислоте роль окислителя выполняет ион – SO4 2- Степень восстановления серы из иона SO4 2- зависит от природы восстановителя: 4Mg + 5H2SO4(конц) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O.

В азотной кислоте любой концентрации окислителем будет анион- NO3 − в силу значительно большего потенциала нитрат-иона по сравнению с потенциалом водородного электрода. Степень восстановления нитрат-иона зависит как от концентрации кислоты, так и от окислительно-восстановительного потенциала металла.Чем выше концентрация кислоты, тем менее глубоко восстанавливается ион NO3 − : 4Mg + 10HNO3(разб) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 +3H2O.

Таким образом, в результате взаимодействия кислоты с металлом образуются соответствующая соль, вода и какой либо из продуктов восстановления аниона (табл.2).