11-Б класи (Ревенок С.М.)

Тема: Металлы, особенности строения атомов, способы

получения и свойства

План

4. Химические свойства металлов.

1. Особенности строения атомов металлов

Более 80% известных элементов образуют простые вещества — металлы.

К ним относятся:

$1·        s-элементы I и II групп (исключение — водород);

$1·        все d- и f – элементы;

$1·        р-элементыIII группы (кроме бора), IV группы (олово, свинец),

V группы (cурьма, висмут) и VI группы (полоний).

Особенности строения атомов металлов:

$1·       небольшое число электронов на внешнем энергетическом уровне (как правило,           один-три электрона). Исключение — атомы р-элементов IV-VI групп;

$1·       малые заряды ядер и большие радиусы атомов по сравнению с атомами неметаллов данного периода;

$1·       сравнительно слабая связь валентных электронов с ядром;

$1·       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 периодахслева 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— науки о промышленном получении металлов из природного сырья.

 Черная металлургия- производство железа и его сплавов.

Цветная  металлургия - производство всех остальных металлов и сплавов.

Любой металлургический процесс - процесс восстановления ионов металла различными восстановителями:

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

2. Способы получения металлов

$11.     Восстановление с помощью С или СО (карботермия)

PbO + C Pb + CO

1. СО+ 3C0₂

Сульфиды предварительно обжигают:

$12.     Восстановление с помощью Al, Mg и др. металлов – металлотермия

(алюмотермия или алюминотермия, магнийтермия)

1. Cr₂0₃+ 2AI = 2Cr + Al₂0₃
2. TiCI₄+ 2Mg = Ti + 2MgCl₂

$13.     Восстановление с помощью H₂– водородотермия

1. + 3H₂0

Оксиды активных металлов (МgО, СаО, А1₂0₃ и др.) водородом не восстанавливаются

$14.     Электрометаллургия – восстановление электрическим током

Электролиз - окислительно-восстановительные реакции (ОВР), протекающие при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.                          (Подробно см. тему «Электролиз»)

Виды электролиза:

$11.     Электролиз расплавов

а) NaCl (расплав)  Na⁺ + Cl^-

Катод:  Na⁺ +  = Na  2

Анод:   Cl^- + 2= Cl₂  1

Итого: 2NaCl  2Na + Cl₂

б) Al получают электролизом глинозема Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃(AlF₆) при t = 960–970°С

   Al₂O₃ (расплав) Al³⁺ + AlO₃^3-

Катод:  Al³⁺ +3 → Al⁰                         4

Анод: 4AlO₃^3- - 12 → 2Al₂O₃ + 3O₂   1

     Итого: 2Al₂O₃ 4Al + 3O₂

$12.     Электролиз растворов

а) NiSO₄ (раствор) = Ni²⁺ + SO₄^2-

Катод:  Ni²⁺ + 2е^- = Ni             2

Анод: 2Н₂О - 4е^- = O₂ + 4Н⁺  1

   Итого: 2NiSO₄ + 2Н₂О 2Ni + О₂ + Н₂SO₄

Памятка:

$15.     Гидрометаллургия – восстановление из растворов солей

Металл, входящий в состав руды, переводят в раствор, затем восстанавливают более активным металлом:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CdO + H₂SO₄ = CdSO₄ + H₂O

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 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 (пространство около анода), на нейтрализацию которой затрачен раствор объемом 16 см (ρ=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. и непрозрачность металлов — результат отражения световых лучей.

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. 

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; 

−   тяжелые  (плотность больше 5 г/см³): 

Zn, Cr, Sn, Mn, Ni, Сu, Ag, Pb, Hg, Аи, W, Os - самый тяжелый;

$1§   по значению температуры плавления на 

−   легкоплавкие  (t_пл < 1000 °С):    Hg, Na, Sn, Pb, Zn, Mg, Al, Ca, Ag;

−  тугоплавкие  (t_пл > 1000 °C): 

Au, Cu, Mn, Ni, Fe, Ti, Cr, Os, W - самый тугоплавкий;

$1§   из металлов самые мягкие — щелочные (их можно резать ножом), 

       самый твердый — хром (царапает стекло).

$1§   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:

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

1) Взаимодействие металлов с простыми веществами — неметаллами

а) с кислородом образуют оксиды:

из щелочных металлов только литий сгорает на воздухе с образованием оксида:                                4Li + 0₂ = 2Li₂0 оксид лития

Основной продукт окисления натрия — пероксид:

1. натрия

При горении других щелочных металлов образуются супероксиды, например:

2К + 20₂ = К₂0₄  (К⁺¹−О^-1−О⁰−О⁰−О^-1−К⁺¹) супероксид калия

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

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

2Na₂О₂ + 2СО₂ = 2Na₂CО₃ + О₂

б) при нагревании реагируют с другими неметаллами:

бромид магния                                 карбид алюминия

2А1 + N₂=2A1N                    3Fe + С = Fe₃C

нитрид алюминия                            карбид железа

3Са + 2Р = Са₃Р₂                    Са + 2С = СаС₂

фосфид кальция                                карбид кальция

Сu + S = CuS                          2Mg + Si = Mg₂Si

                                                     сульфид меди (II)                                     силицид 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, поэтому при взаимодействии железа с хлором, бромом оно окисляется до степени окисления +3, а при взаимодействии с серой или иодом − до степени окисления +2:

1. ЗС

в) щелочные и щелочно-земельные металлы при нагревании с водородом образуют гидриды:

2Na + Н₂ = 2Na⁺H⁻;                Ва + Н₂ = Ba⁺²H₂⁻

                        гидрид натрия                                  гидрид бария

Гидриды представляют собой кристаллические тугоплавкие солеобразные вещества белого цвета. Они активные восстановители за счет водорода в минимальной степени окисления (-1):

гидриды горят в атмосфере хлора, кислорода, энергично разлагаются водой с образованием щелочи и выделением водорода:

КН + С1₂ = КС1 + НСl           СаН₂ + О₂ = Са(ОН)₂

ВаН₂ + 2Н₂О= 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 щелочные и щелочно-земельные металлы:

1. O =+ Н₂↑;

Са + 2Н₂O = Са(OH)₂ + Н₂↑;

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

1. O = Mg(OH)₂ + Н₂↑;                             O = Fe₃O₄ + 4H₂↑;

без оксидной пленки:   2Al+ 6Н₂ = 2Al(OH)₃ + 3Н₂↑;

б) взаимодействие с щелочами

С растворами щелочей взаимодействуют амфотерные металлы, такие как 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                                 тетрагидроксоалюминат натрия

2А1 + 6Н₂0 = 2А1(0Н)₃ + ЗН₂↑;

амфотерный

2А1(ОН)₃ + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄];

амфотерный

Примечание. 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↑;

Вывод.   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:

1. тв. = Na₂ZnO₂ + Н₂↑;

цинкат натрия

Металлы, высшие оксиды которых обладают амфотерными или кислотными свойствами, реагируют с  щелочными расплавами 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:

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

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:

$1·         расположенные в ряду напряжений до водорода (эти металлы способны вытеснять водород из кислоты);

$1·         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 + 6НС1разб. = 2А1С1₃ + 3Н₂↑;            Mg + H₂SО₄ = MgSО₄ + H₂↑;

Сu + H₂SО₄ разб. → (так как Сu стоит после Н₂)

1. разб. → (так как PbSО₄ нерастворим в воде)

С кислотами-окислителями − азотной и концентрированной серной (проявляют окислительные свойства за счет атомов S и N в высших степенях окисления) взаимодействуют все металлы, расположенные в ряду напряжений как до, так и после Н, кроме золота и платины.

Так как окислителями в этих кислотах являются ионы кислотных остатков, а не ионы водорода, то при 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

$1v   активный металл Li − Zn + H₂SО₄ (конц.) → Соль + H₂S↑ + Н₂О;

$1v   металл средней активности Cd − Pb +H₂SО₄ (конц.) → Соль + S + Н₂О;

$1v   неактивный металл (после Н₂) 

        и Fe (при нагревании)               +H₂SО₄ (конц.) Соль + SО₂↑+Н₂О;

        

$1v   независимо от активности Me + HNО₃ (конц.) → Соль + NО₂↑ + Н₂О;

$1v   активный металл Li − Zn + HNО₃ (разб.) → Соль + N₂↑ + Н₂О;

$1v   Ме средней активности Fe − Pb + HNО₃ (разб.) → Соль + N₂O↑ + Н₂О

$1v   неактивный Ме (после Н₂)    

и Fe (при нагревании)         + HNО₃ (разб.) Соль + NО↑ + Н₂О

$1v   активный Ме + HNО₃ (оч. разб.) Соль + NH₄NО₃ + H₂О

Примеры реакций

Сu+2H₂SО₄(конц.) CuSО₄+ SО₂↑+ 2Н₂О

1. 4+5H₂SО₄(конц.) 4 MgSО₄+ H₂S↑ + 4H₂О

Примечание.

$11.            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:

1. +2H₂SО₄(70%-ная)ZnSО₄+ SО₂↑ + 2H₂О;

3Zn + 4H₂SО₄(40%-ная) 3ZnSО₄+ S + 4H₂О;

4Zn + 5H₂SО₄(25%-ная) 4ZnSО₄+ H₂S + 4H₂О;

$12.            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:

                            

$13.            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:

1. (60% -ная) Mg(NО₃)₂ + 2NО₂↑ + 2H₂О;
2. 3+8HNО₃(30%-ная) 3Mg(NO_g)₂+ 2NO↑ + 4H₂О;

4Mg + 10HNО₃ (20%-ная) 4Mg(NО₃)₂+ N₂О↑ + 5H₂О;

5Mg + 12HNО₃(10%-ная)5Mg(NО₃)₂+ N₂↑ + 6H₂О;

4Mg + 10HNО₃(3% -ная) 4Mg(NО₃)₂+ NH₄NО₃+ 3H₂О.

$14.            Некоторые металлы (железо, алюминий, хром) не взаимодействуют с конц.серной и азотнойкислотами при обычной температуре, т.к. происходит   пассивация металла. Это явление связано с образованием на поверхности металла тонкой, но очень плотной оксидной пленки, которая и защищает металл. По этой причине конц. HNО₃ и конц. H₂SО₄ транспортируют в железных емкостях (стальных цистернах).

$15.            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:

д) взаимодействие с растворами солей

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

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.