По своей химической активности металлы очень сильно различаются. О химической активности металла можно примерно судить по его положению в .

Самые активные металлы расположены в начале этого ряда (слева), самые малоактивные - в конце (справа).
Реакции с простыми веществами. Металлы вступают в реакции с неметаллами с образованием бинарных соединений. Условия протекания реакций, а иногда и их продукты сильно различаются для разных металлов.
Так, например, щелочные металлы активно реагируют с кислородом (в том числе в составе воздуха) при комнатной температуре с образованием оксидов и пероксидов

4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2

Металлы средней активности реагируют с кислородом при нагревании. При этом образуются оксиды:

2Mg + O 2 = t 2MgO.

Малоактивные металлы (например, золото, платина) с кислородом не реагируют и поэтому на воздухе практически не изменяют своего блеска.
Большинство металлов при нагревании с порошком серы образуют соответствующие сульфиды:

Реакции со сложными веществами. С металлами реагируют соединения всех классов - оксиды (в том числе вода), кислоты, основания и соли.
Активные металлы бурно взаимодействуют с водой при комнатной температуре:

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2 ;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2 .

Поверхность таких металлов, как, например, магний и алюминий, защищена плотной пленкой соответствующего оксида. Это препятствует протеканию реакции с водой. Однако если эту пленку удалить или нарушить ее целостность, то эти металлы также активно вступают в реакцию. Например, порошкообразный магний реагирует с горячей водой:

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2 .

При повышенной температуре с водой вступают в реакцию и менее активные металлы: Zn, Fe, Mil и др. При этом образуются соответствующие оксиды. Например, при пропускании водяного пара над раскаленными железными стружками протекает реакция:

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

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами (кроме HNO 3) с образованием солей и водорода. Активные металлы (К, Na, Са, Mg) реагируют с растворами кислот очень бурно (с большой скоростью):

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 .

Малоактивные металлы часто практически не растворяются в кислотах. Это обусловлено образованием на их поверхности пленки нерастворимой соли. Например, свинец, стоящий в ряду активности до водорода, практически не растворяется в разбавленной серной и соляной кислотах вследствие образования на его поверхности пленки нерастворимых солей (PbSO 4 и PbCl 2).

Вам необходимо включить JavaScript, чтобы проголосовать

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 .

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.

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С НЕМЕТАЛЛАМИ

Неметаллы проявляют окислительные свойства в реакциях с металлами, принимая от них электроны и восстанавливаясь.

Взаимодействие с галогенами

Галогены (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ) являются сильными окислителями, поэтому с ними взаимодействуют все металлы при обычных условиях:

2 Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

Продуктом такой реакции является соль – галогенид металла (MeF n -фторид, MeCl n -хлорид, MeBr n -бромид, MeI n -иодид). При взаимодействии с металлом галоген восстанавливается до низшей степени окисления (-1), а n равно степени окисления металла.

Скорость реакции зависит от химической активности металла и галогена. Окислительная активность галогенов снижается по группе сверху вниз (от F к I ).

Взаимодействие с кислородом

Кислородом окисляются почти все металлы (кроме Ag , Au , Pt ), при этом происходит образование оксидов Me 2 O n .

Активные металлы легко при обычных условиях взаимодействуют с кислородом воздуха.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (со вспышкой)

Металлы средней активности также реагируют с кислородом при обычной температуре. Но скорость такой реакции существенно ниже, чем при участии активных металлов.

Малоактивные металлы окисляются кислородом при нагревании (горение в кислороде).

Оксиды металлов по химическим свойствам можно разделить на три группы:

1. Осно́вные оксиды (Na 2 O , CaO , Fe II O , Mn II O , Cu I O и др.) образованы металлами в низких степенях окисления (+1, +2, как правило, ниже +4). Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:

CaO + CO 2 → CaCO 3

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

2. Кислотные оксиды (Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 и др.) образованы металлами в высоких степенях окисления (как правило, выше +4). Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей:

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

3. Амфотерные оксиды (BeO , Al 2 O 3 , ZnO , SnO , MnO 2 , Cr 2 O 3 , PbO , PbO 2 и др.) имеют двойственную природу и могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

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

Cr 2 O 3 + 6NaOH → 2Na 3

Взаимодействие с серой

С серой взаимодействуют все металлы (кроме Au ), образуя соли – сульфиды Me 2 S n . При этом сера восстанавливается до степени окисления «-2». Платина (Pt ) взаимодействует с серой только в мелкораздробленном состоянии. Щелочные металлы, а также Ca и Mg реагируют с серой при нагревании со взрывом. Zn , Al (в порошке) и Mg в реакции с серой дают вспышку. В направлении слева направо в ряду активности скорость взаимодействия металлов с серой убывает.

Взаимодействие с водородом

С водородом некоторые активные металлы образуют соединения – гидриды:

2 Na + H 2 → 2 NaH

В этих соединениях водород находится в редкой для него степени окисления «-1».

Е.А. Нуднoва, М.В. Андрюxова

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

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

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

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

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

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

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

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

Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2

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

Fe0 + S0 = Fe+2S-2

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

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

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

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

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

Mg0 + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

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

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

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0 .

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

Ag + CuSO4 ≠ .

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

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