Металлы - простые вещества

Лекция Химия

Тема: Металлы – простые вещества

План

1. Особенности строения атомов металлов.

2. Способы получения металлов.

3. Физические свойства металлов.

4. Химические свойства металлов.

1. Особенности строения атомов металлов

Более 80% известных элементов образуют простые вещества — металлы. К ним относятся s-элементы I и II групп (исключение — водород), все d- и f - элементы, а также р-элементы III группы (кроме бора), IV группы (олово, свинец), V группы cурьма, висмут) и VI группы (полоний).

Особенности строения атомов металлов:

• небольшое число электронов на внешнем энергетическом уровне (как правило, один-три электрона). Исключение — атомы р-элементов IV-VI групп;

• малые заряды ядер и большие радиусы атомов по сравнению с атомами неметаллов данного периода;

• сравнительно слабая связь валентных электронов с ядром;

• низкие значения электроотрицательности.

В связи с этим атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы, т. е. металлы - восстановители.

Однако способность отдавать электроны проявляется у металлов неодинаково. В периодах с увеличением зарядов ядер атомов уменьшаются их радиусы, увеличивается число электронов на внешнем уровне и усиливается связь валентных электронов с ядром. Поэтому в периодах слева направо восстановительная способностъ атомов металлов уменьшается.

В главных подгруппах с возрастанием атомных номеров элементов увеличиваются радиусы их атомов и уменьшается притяжение (валентных электронов к ядру. Поэтому в главных подгруппах свер­ху вниз восстановительная активность атомов металлов возра­стает. Следовательно, наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочно-земельные металлы.

Только некоторые металлы (золото, платина) находятся в природе в виде простых веществ (в самородном состоянии). Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений между оловом и золотом, встречаются как в виде простых веществ, так и в составе соединений. Большинство же металлов находятся в при­роде в виде соединений — оксидов, сульфидов, карбонатов и т. д. Распространенность металлов в природе уменьшается в ряду:

Al, Fe, Ca, Na, К, Mg, Ti, Mn, Cr, Ni, Zn, Cu, Sn, Pb, W, Hg, Ag. Аu

Содержание в земной коре (массовая доля, %) уменьшается

Получение металлов из их соединений — задача металлургии. Металлургия — наука о промышленном получении металлов из природного сырья. Различают черную (производство железа и его сплавов) и цветную (производство всех остальных металлов сплавов) металлургию. Любой металлургический процесс явля­ется процессом восстановления ионов металла различными вос­становителями:

Meⁿ⁺ + пе^- = Me

В зависимости от условий проведения процесса восстановления различают несколько способов получения металлов.

2. Способы получения металлов

Задания для самостоятельной работы

1. Атому магния в степени окисления +2 соответствует электронная конфигурация:

а) 1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р⁶; в) 1s² 2s² 2р⁴;

б) 1s² 2s² 2р⁶; г) 1s² 2s² 2р⁶ 3s²;

2. При частичном восстановлении водородом 30 г оксида кобальта. В получили смесь оксида и металла массой 26,8 г. Определите количе­ство вещества водорода, вступившего в реакцию, и массовую долю кобальта в полученной смеси.

3. При электролизе раствора сульфата меди (II) в растворе образовалась кислота (около анода), на нейтрализацию которой затрачен раствор объемом 16 см (р = 1,05 г/см³) с массовой долей гидроксида калия 6%. Вычислите массу меди, которая выделилась на катоде.

4. Для восстановления марганца из оксида марганца(1\/) путем алюмотермии было смешано 10,8 г алюминия и 26,2 г оксида. Определите, какое из исходных веществ осталось и какова его масса.

3. Физические свойства металлов

Все метал­лы обладают металлической кристаллической решеткой, особенности которой определяют их общие физиче­ские и механические свойства.

Общие свойства металлов:

1). Все метал­лы являются твердыми веществами, за исключением ртути.

2). Металлический блеск и непрозрачность металлов — ре­зультат отражения световых лучей.

3). Электро- и теплопровод­ность обусловлены наличием в металлических решетках сво­бодных электронов.

С повышением температуры электропроводность металлов уменьшается, а с понижением температуры — увеличивается. Около абсолютного нуля для многих металлов характерно яв­ление сверхпроводимости.

4). Металлы обладают ковкостью и пластичностью. По опре­делению М. В. Ломоносова, «металлом называется светлое те­ло, которое ковать можно». Металлы легко прокатываются в листы, вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, штам­повке, прессованию.

Специфические физические свойства металлов:

1). по значению плотности металлы делят на легкие (плотность мень­ше 5 г/см³): Na, Са, Mg, Al, Ti — и тяжелые (плотность больше 5 г/см³): Zn, Cr, Sn, Mn, Ni, Сu, Ag, Pb, Hg, Аи, W, Os - самый тяжелый;

2). по значению температуры плавления — на легкоплавкие (t_пл Hg, Na, Sn, Pb, Zn, Mg, Al, Ca, Ag — и ту­гоплавкие (t_пл 1000 °C): Au, Cu, Mn, Ni, Fe, Ti, Cr, Os, W - самый ту­гоплавкий;

3). из металлов самые мягкие — щелочные (их можно резать ножом), самый твердый — хром (царапает стекло).

4). по отношению к магнитным полям металлы подразде­ляют на три группы:

а) ферромагнитные — способны намагничиваться под дей­ствием даже слабых магнитных полей (Fe, Со, Ni);

б) парамагнитные — проявляют слабую способность к намаг­ничиванию даже в сильных магнитных полях (Al, Cr, Ti);

в) диамагнитные — не притягиваются к магниту (Sn, Сu, Bi).

4. Химические свойства металлов

Если атомы большинства неметаллов могут как отдавать, так и присоединять электроны, проявляя окислительно-восстанови­тельную двойственность, то атомы металлов способны только отдавать валентные электроны, проявляя восстановительные свойства: Me - пе^- = Me^п+(окисление)

восстановитель

Как восстановители металлы взаимодействуют с неметалла­ми, водой, растворами щелочей, кислот и солей.

1). Взаимодействие металлов с простыми веществами — неметаллами

Металлы при определенных условиях взаимодействуют с не­металлами, например с кислородом образуют оксиды:

2Mg + 0₂ = 2MgO 4А1 + 30₂ = 2А1₂0₃

Из щелочных металлов только литий сгорает на воздухе с об­разованием оксида:

4Li + 0₂ = 2Li₂0

оксид лития

Основной продукт окисления натрия — пероксид:

2Na + 0₂ = Na₂0₂

пероксид

натрия

При горении других щелочных металлов образуются супер­оксиды, например:

+1 -1 0 0 -1 +1

2К + 20₂ = К₂0₄ ( К-О-О-О-О—К)

супероксид

калия

Оксиды натрия и калия могут быть получены при нагрева­нии смеси пероксида с избытком металла в отсутствие кисло­рода:

Na₂0₂ + 2Na = 2Na₂0

На реакции пероксида натрия с оксидом углерода (1V) основа­на регенерация воздуха в изолированных помещениях (напри­мер, на подводных лодках):

2Na₂О₂ + 2СО₂ = 2Na₂CО₃ + О₂

При нагревании металлы реагируют с другими неметаллами:

меди (II) магния

Если металл проявляет переменную степень окисления, то активные неметаллы (фтор, хлор, бром, кислород) окисляют его до более высокой степени окисления, в которой он образует устойчивое в данных условиях соединение, а менее актив­ные — до более низкой степени окисления. Так, железо про­являет в соединениях степени окисления +2 и +3 (иногда +6), из них +3 наиболее устойчива. В связи с этим при взаимодей­ствии железа с хлором, бромом оно окисляется до степени окисления +3, а при взаимодействии с серой или иодом — до степени окисления +2:

2Fe + ЗС1₂ = 2 FeCl₃ Fe + S = FeS

Щелочные и щелочно-земельные металлы при нагревании всту­пают в реакцию с водородом, образуя гидриды. Атомы водорода в данных соединениях имеют отрицательную степень окисления:

2Na + Н₂ = 2NaH Ва + Н₂ = BaH₂

гидрид гидрид

натрия бария

Гидриды представляют собой кристаллические тугоплавкие солеобразные вещества белого цвета. Они активные восстанови­тели за счет водорода в минимальной степени окисления (-1). Так, гидриды горят в атмосфере хлора, кислорода, энергично раз­лагаются водой с образованием щелочи и выделением водорода:

КН + С1₂ = КС1 + НС1 СаН₂ + 0₂ = Са(ОН)₂

ВаН₂ + 2Н₂0 = Ва(ОН)₂ + 2Н₂

Гидриды применяют для получения водорода в полевых условиях (для водородной сварки), восстановления металлов из их оксидов, а также в органическом синтезе.

2). Взаимодействие металлов со сложными веществами

Если химические реакции протекают в водных растворах, то восстановительная активность металла определяется его положением в электрохимическом ряду на­пряжений.

А). Взаимодействие с водой

С водой при обычной температуре реагируют металлы, ко­торые в ряду напряжений стоят до водорода (металл вытесняет водород из воды) и гидроксиды которых растворимы в воде (на поверхности металла не образуется защитная пленка). К таким металлам относятся щелочные и щелочно-земельные металлы:

2Na + 2Н₂0 = 2NaOH + Н₂

Fe + Н₂0 (так как Fe(OH)₂ нерастворим в воде)

При нагревании с водой или парами воды взаимодействуют металлы от магния до олова. Реакция протекает с образование» гидроксидов или оксидов и выделением водорода:

Mg + 2Н₂0 = Mg(OH)₂ + Н₂ 3Fe + 4Н₂0 = Fe₃0₄ + 4H₂

Б). Взаимодействие с щелочами

С растворами щелочей взаимодействуют металлы, которые в ряду напряжений стоят до водорода (металл вытесняет водород из воды), а их оксиды и гидроксиды амфотерны (оксидные и гидроксидные пленки растворяются в растворе щелочи). К таким металлам относятся цинк, алюминий, олово, бериллий, свинец и некоторые другие. Процесс протекает в три стадии:

1) растворение в щелочи пленки амфотерного оксида, кото­рая покрывает поверхность металла;

2) взаимодействие металла, освобожденного от защитной ок­сидной пленки, с водой с образованием нерастворимого амфотер­ного гидроксида;

3) растворение образовавшейся пленки гидроксида в раство­ре щелочи.

Рассмотрим пример:

А1₂0₃ + 2NaOH + ЗН₂0 = 2Na[Al(OH)₄]

амфотерный

2А1 + 6Н₂0 = 2А1(0Н)₃ + ЗН₂

амфотерный

2А1(ОН)₃ + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄)

амфотерный

(В результате второй реакции образовалось 2 моль А1(ОН)₃, поэтому в уравнении третьей реакции записываем тоже 2 моль А1(ОН)₃.)

Если просуммировать два последних уравнения, то получим уравнение реакции алюминия с раствором щелочи:

2А1 + 2NaOH + 6Н₂0 = 2Na[Al(OH)₄) + ЗН₂

Таким образом, при взаимодействии металла с раствором щелочи роль последней сводится к снятию с поверхности ме­талла оксидной и гидроксидной пленки, а металл взаимодей­ствует с водой.

Эти же металлы реагируют со щелочами при нагревании:

Zn + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + Н₂

тв.

Металлы, высшие оксиды которых обладают амфотерными или кислотными свойствами, реагируют с щелочными расплава ми окислителей. В качестве окислителей используют нитраты калия или натрия, хлорат калия и др.

При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей металлы образуют соли анионного типа, в которых, как прави­ло, проявляют высшую степень окисления, например: +6

Fe + 3KN0₃ + 2КОН = K₂Fe0₄ + 3KN0₂ + Н₂0

феррат калия

Аналогичные продукты образуются и при взаимодействии щелочных расплавов окислителей с оксидами металлов, в кото­рых металлы проявляют промежуточную степень окисления: +3 +6

Fe₂0₃ + КСЮ3 + 4КОН = 2K₂Fe0₄ + КС1 + 2Н₂0

В). Взаимодействие с кислотами

С разбавленными кислотами, которые проявляют окисли­тельные свойства за счет ионов водорода (разбавленная серная, фосфорная, сернистая, все бескислородные и органические ки­слоты и др.), реагируют металлы:

• расположенные в ряду напряжений до водорода (эти ме­таллы способны вытеснять водород из кислоты);

• образующие с этими кислотами растворимые соли (на поверхности этих металлов не образуется защитная солевая пленка).

В результате реакции образуются растворимые соли и выде­ляется водород:

2А1 + 6НС1 = 2А1С1₃ + 3Н₂ Mg + H₂S0₄ = MgS0₄ + H₂

разб.

Сu + H₂S0₄ (так как Сu стоит после Н₂)

разб.

Pb + H₂S0₄ (так как PbS0₄ нерастворим в воде)

разб.

С кислотами-окислителями — азотной и концентрированной серной, которые, как вам известно, проявляют окислительные свойства за счет атомов серы и азота в высших степенях окисле­ния, взаимодействуют практически все металлы, расположен­ные в ряду напряжений как до, так и после водорода, кроме зо­лота и платины. Так как окислителями в этих кислотах являются ионы кислотных остатков, а не ионы водорода, то прн их взаимодействии с металлами не выделяется водород. Металл под действием данных кислот окисляется до характерной (устойчивой) степени окисления и образует соль, а продукт восстановления кислоты зависит от активности металла и от сте­пени разбавления кислоты.

Г). Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями -2

активный металл Li — Zn Соль + H₂S + Н₂0

+6 0

H₂S0₄ (конц.) металл средней активности Cd — Pb Соль + S + Н₂0

+4

неактивный металл (после Н₂) Соль + S0₂ + Н₂0

и Fe (при нагревании)

+4

HNO₃((конц.) независимо от активности металла Соль + N0₂ + Н₂0

0

активный металл Li — Zn Соль + N₂ + Н₂0

+1

HN0₃ (разб.) металл средней активности Fe — Pb Соль + N₂O + Н₂0

+4

неактивный металл (после Н₂) Соль + N0 + Н₂0

и Fe (при нагревании)

-3

HN0₃ (оч. разб.) активный металл Соль+ NH₄N0₃ + H₂0

На основании схемы составим уравнения реакций меди и магния с концентрированной серной кислотой:

0 +6 +2 +4 0 +6 +2 -2

Сu+ 2H₂S0₄ = CuS0₄ + S0₂ + 2Н₂0 4Mg + 5H₂S0₄ = 4MgS0₄ + H₂S + 4H₂0

kонц. kонц.

Следует иметь в виду, что на схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот. Так, при взаимодействии серной кислоты с цинком или магнием в зависимости от концентрации кислоты могут образоваться различные продукты восстановления серной кислоты:

Zn + 2H₂S0₄ = ZnS0₄ + S0₂ + 2H₂0

70%-ная

3Zn + 4H₂S0₄ = 3ZnS0₄ + S + 4H₂0

40% -ная

4Zn + 5H₂S0₄ = 4ZnS0₄ + H₂S + 4H₂0

25% -ная

Восстановление серной кислоты до сероводорода может протекать в растворе с массовой долей кислоты 25% и выше (если массовая доля серной кислоты ниже 25% , то она считается разбавленной). Однако по мере повышения концентрации кислоты возможность образования сероводорода уменьшается, так как при этом окислительные свойства серной кислоты усиливаются, а сероводород — активный восстановитель за счет атома серы в минимальной степени окисления (H₂S). Поэтому концентрированная серная кислота окислит его до серы или до сернистого газа:

-2 +6 0

3H₂S + H₂S0₄ = 4S + 4Н₂0 (менее концентрированная H₂S0₄)

-2 +6 +4

Н₂S + 3H₂S0₄ = 4S0₂ + 4H₂0 (более концентрированная H₂S0₄)

Степень восстановления азотной кислоты при взаимодействии с одним и тем же металлом, например магнием или цинком, также определяется ее концентрацией. Концентрированная кислота восстанавливается до оксида азота (IV), так как низшие оксиды, образованные в ходе реакции, окисляются кислотой. По мере ее разбавления возрастает возможность образо­вания продукта наиболее полного восстановления:

Mg + 4HN0₃ = Mg(N0₃)₂ + 2N0₂ + 2H₂0

60% -ная

3Mg + 8HN0₃ = 3Mg(NO_g)₂ + 2NO + 4H₂0

30% -ная

4Mg + 10HN0₃ = 4Mg(N0₃)₂ + N₂0 + 5H₂0

20% -ная

5Mg + 12HN0₃ = 5Mg(N0₃)₂ + N₂ + 6H₂0

10% -ная

4Mg + 10HN0₃ = 4Mg(N0₃)₂ + NH₄N0₃ + 3H₂0

3% -ная

Некоторые металлы (железо, алюминий, хром) не взаимодей­ствуют с концентрированной серной и азотной кислотами при обычной температуре, так как происходит пассивация ме­талла. Это явление связано с образованием на поверхности металла тонкой, но очень плотной оксидной пленки, которая и защищает металл. По этой причине концентрированную азот­ную и серную кислоты транспортируют в железных емкостях.

Если металл проявляет переменные степени окисления, то с кислотами, проявляющими окислительные свойства за счет ионов Н⁺, он образует соли, в которых его степень окисления ни­же устойчивой, а с кислотами-окислителями — соли, в которых он проявляет более устойчивую степень окисления:

0 +2

Fe + H₂S0₄ = FeS0₄ + H₂

разб.

0 +3

2Fe + 6H₂S0₄ = Fe₂(S0₄)₃ + 3S0₂ + 6H₂0

конц.

Д).Взаимодействие с растворами солей

Каждый металл, начиная с магния, вытесняет все следую­щие за ним в ряду напряжений металлы из растворов их солей:

Fe + CuS0₄ = FeS0₄ + Сu

Такие металлы, как литий, натрий, калий, кальций, барий. использовать для вытеснения менее активных металлов из водных растворов солей нельзя, так как при обычных условиях они реагируют с водой.