Для чего необходимо знать химические свойства металлов

Химические свойства металлов

Всего получено оценок: 676.

Всего получено оценок: 676.

Металлы – активные восстановители с положительной степенью окисления. Благодаря химическим свойствам металлы широко используются в промышленности, металлургии, медицине, строительстве.

Активность металлов

В реакциях атомы металлов отдают валентные электроны и окисляются. Чем больше энергетических уровней и меньше электронов имеет атом металла, тем легче ему отдавать электроны и вступать в реакции. Поэтому металлические свойства увеличиваются сверху вниз и справа налево в таблице Менделеева.

Рис. 1. Изменение металлических свойств в таблице Менделеева.

Активность простых веществ показана в электрохимическом ряду напряжений металлов. Слева от водорода находятся активные металлы (активность увеличивается к левому краю), справа – неактивные.

Наибольшую активность проявляют щелочные металлы, находящиеся в I группе периодической таблицы и стоящие левее водорода в электрохимическом ряду напряжений. Они вступают в реакцию со многими веществами уже при комнатной температуре. За ними идут щелочноземельные металлы, входящие во II группу. Они реагируют с большинством веществ при нагревании. Металлы, находящиеся в электрохимическом ряду от алюминия до водорода (средней активности) требуют дополнительных условий для вступления в реакции.

Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

Некоторые металлы проявляют амфотерные свойства или двойственность. Металлы, их оксиды и гидроксиды реагируют с кислотами и основаниями. Большинство металлов реагирует только с некоторыми кислотами, замещая водород и образуя соль. Наиболее ярко выраженные двойственные свойства проявляют:

Каждый металл способен вытеснять стоящий правее него в электрохимическом ряду другой металл из солей. Металлы, находящиеся слева от водорода, вытесняют его из разбавленных кислот.

Свойства

Особенности взаимодействия металлов с разными веществами представлены в таблице химических свойств металлов.

Реакция

Особенности

Уравнение

Большинство металлов образует оксидные плёнки. Щелочные металлы самовоспламеняются в присутствии кислорода. При этом натрий образует пероксид (Na₂O₂), остальные металлы I группы – надпероксиды (RO₂). При нагревании щелочноземельные металлы самовоспламеняются, металлы средней активности – окисляются. Во взаимодействие с кислородом не вступают золото и платина

При комнатной температуре реагируют щелочные, при нагревании – щелочноземельные. Бериллий не вступает в реакцию. Магнию дополнительно необходимо высокое давление

Только активные металлы. Литий вступает в реакцию при комнатной температуре. Остальные металлы – при нагревании

Источник

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

Свойства простых веществ:

Свойства сложных веществ:

Особенности протекания реакций:

Химические свойства металлов

1. Щелочные (Li-Fr), щелочно-земельные (Ca-Ra) металлы, Mg

1) Реагируют с кислородом (подробнее)

Все Щ металлы, кроме Li, образуют не оксиды, а пероксиды:

Оксиды получают взаимодействием пероксидов с металлом:

2) Реагируют с водородом (подробнее)

3) Реагируют с водой (подробнее)

4) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

5) Реагируют с некоторыми кислотными оксидами:

SiO₂ + 2Mg → 2MgO + Si
SiO₂ + 2Ca → 2CaO + Si
SiO₂ + 2Ba → 2BaO + Si

6) Магний как восстановитель используется в производстве кремния и некоторых металлов:

7) Реакции Щ и ЩЗ металлов с растворами солей или кислот не рассматриваются, так как эти металлы очень бурно взаимодействуют с водой, и суммарная реакция изменится.

2. Алюминий

1) Реагирует с кислородом: 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

3) Реагирует с водой, если удалить оксидную пленку:

4) Реагирует с щелочами с выделением водорода (также Be и Zn):

5) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

6) Используется для восстановления менее активных металлов (алюмотермия):

7) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

8) Вытесняет менее активные металлы из их солей:

9) На холоде пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот. При нагревании реагирует без выделения водорода.

3. Железо

1) Реагирует с кислородом:

В присутствии воды образуется ржавчина:
4Fe + 3O₂ + 6H₂O&nbsp → 4Fe(OH)₃

2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Fe + H₂ → реакция не идет

3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:

4) Не реагирует с щелочами

Fe + NaOH → реакция не идет

5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

2Fe + 3F₂ → 2FeF₃ (образуется соль Fe +3 )

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ (образуется соль Fe +3 )

2Fe + 3Br₂ → 2FeBr₃ (образуется соль Fe +3 )

Fe + I₂ → FeI₂ (образуется соль Fe +2 )

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

7) Вытесняет менее активные металлы из их солей:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu (образуется соль Fe +2 )

8) На холодe пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (т.е. реакция не протекает). При нагревании реагирует без выделения водорода:

9) Соединения Fe +3 реагируют с железом, медью, восстанавливаясь до Fe +2 :

4. Хром

1) Реагирует с кислородом:

2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Cr + H₂ → реакция не идет

3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:

4) Не реагирует с щелочами

Cr + NaOH → реакция не идет

5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

2Cr + 3Cl₂ → 2CrCl₃ (образуется соль Fe +3 )

2Cr + 3Br₂ → 2CrBr₃ (образуется соль Fe +3 )

Cr + S → Cr₂S₃ (образуется соль Fe +3 )

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂ (образуется соль Cr +2 )

7) Пассивируется концентрированным и разбавленным растворами азотной кислоты (т.е. реакция не протекает).

5. Медь

1) Реагирует с кислородом:

2) Реагирует с соединениями Cu +2 с образованием промежуточной степени окисления +1:

3) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Cu + H₂ → реакция не идет

4) Не реагирует с парами воды (так как находится в ряду напряжений после водорода):

Cu + H₂O → реакция не идет

5) Не реагирует с щелочами

Cu + NaOH → реакция не идет

6) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

Cu + Cl₂ → CuCl₂ (образуется соль Cu +2 )

Cu + Br₂ → CuBr₂ (образуется соль Cu +2 )

2Cu + I₂ → 2CuI (образуется соль Cu +1 )

Cu + S → CuS (образуется соль Cu +2 )

7) Не реагирует с N₂, C, Si.

8) Не реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится правее водорода в ряду напряжений:

9) Реагирует с кислотами-окислителями как слабый восстановитель:

7. Цинк

1) Реагирует с кислородом: 2Zn + O₂ → 2ZnO

2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

3) Реагирует с парами воды, т.е. при сильном нагревании, с образованием оксида:

4) Реагирует с твердыми щелочами и растворами щелочей с выделением водорода (также Be и Al):

5) Реагируют с галогенами, серой при нагревании:

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

8) Реагирует с кислотами-окислителями:

Так как Zn находится примерно в центре ряда напряжений, то в реакциях с азотной кислотой могут образовываться разные продукты:

Источник

Урок №48. Химические свойства металлов. Ряд активности (электрохимический ряд) металлов

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Среди металлов традиционно выделяют несколько групп.

Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:

благородные металлы (серебро, золото, платина, иридий);

щелочные металлы – I(A) группа ;

Металлы встпают в реакции с простыми веществами – неметаллами (кислород, галогены, сера, азот, фосфор и др.) и сложными веществами (вода, кислоты, растворы солей)

Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами

1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды:

2Mg + O 2 = t, °C = 2MgO

Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.

4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.

3Ca + N 2 = t, °C = Ca 3 N 2

3Na + P = t, °C = Na 3 P

Взаимодействие со сложными веществами

I. Взаимодействие воды с металлами

Me + H 2 O = Me(OH) n + H 2 (р. замещения)

Внимание! Алюминий и магний ведут себя также:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2

Магний (в горячей воде):

Mg + 2H 2 O = t°C = Mg(OH) 2 +H 2

2) Взаимодействие с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.

Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н 2 ) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода

Me + Н 2 О = Ме х О у + Н 2 (р. замещения)

Бериллий с водой образует амфотерный оксид:

Be + H 2 O = t°C = BeO + H 2

Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe 3 O 4 и водород:

3Fe + 4H 2 O = t°C = FeO‧Fe 2 O 3 + 4H 2

3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.

Cu + H 2 O ≠ нет реакции

II. Взаимодействие растворов кислот с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот ( раствор азотной кислоты – исключение ), образуя соль и водород.

Кислота (раствор) + Me до (Н2) = Соль + H 2 ↑

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ↑

III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами

Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:

H 2 SO 4 (конц.) + Me = Сульфат + H 2 O + Х

2H 2 SO 4 (конц.) + Cu = t°C = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 ↑

HNO 3 + Me = Нитрат + H 2 O + Х

4HNO 3 (k) + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO 2 ↑

8HNO 3 (p) + 3Cu = 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO↑

4Zn + 10HNO 3 (раствор горячий) = t˚C = 4Zn(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (оч. разб. горячий) = t˚C = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Zn + 4HNO 3 (конц. горячий) = t˚C = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

IV. С растворами солей менее активных металлов

Ме + Соль = Новый металл + Новая соль

Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu

Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым: от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.

Источник

Общие свойства металлов

Содержание:

Металлы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа химических элементов, обладающих в виде простых веществ при нормальных условиях характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Общие свойства металлов

Среди металлов традиционно выделяют несколько групп. Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:

Металлы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, в виде простых веществ обладающих характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Из 118 химических элементов, открытых на данный момент (из них не все официально признаны), к металлам относят:

Таким образом, к металлам, возможно, относится 96 элементов из всех открытых.

Положение металлов в периодической системе элементов Д. И. Менделеева

Если в периодической системе элементов Д. И. Менделеева (см. первый форзац книги) провести диагональ от бериллия к астату, то справа вверх от диагонали будут находиться элементы-неметаллы (исключая элементы побочных подгрупп), а слева внизу — элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп). Элементы, расположенные вблизи диагонали (например, Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным характером.

Руководствуясь делением элементов на семейства (§ 2.8), можно сказать, что к элементам-металлам относятся s-элементы I и II групп, все d— и f-элементы, а также p-элементы главных подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb, Bi) и VI (Po). Как видно, наиболее типичные элементы-металлы расположены в начале периодов (начиная со второго).

Таким образом, из 107 элементов 85 являются металлами. В этой книге более подробно рассматриваются металлы главных подгрупп — Na, К, Са, Аl — и побочных подгрупп — Cr, Fe. Даются также общие характеристики подгрупп, в которые входят эти элементы.

Порядок заполнения электронами уровней и подуровней атомов элементов малых и больших периодов см. в § 2.7. Этот параграф следует еще раз внимательно прочитать, обратив особое внимание на строение электронных оболочек атомов элементов-металлов.

Физическое свойства металлов

Механическое воздействие на кристалл с ковалентной связью вызывает смещение отдельных слоев атомов, в результате связи разрываются и кристалл разрушается (рис. 12.1, а). Такое же воздействие на кристалл с металлической связью также вызывает смещение слоев атомов, однако благодаря перемещению электронов по всему кристаллу разрыв связей не происходит (рис. 12.1, б). Для металлов характерна высокая пластичность. Она уменьшается в ряду Au, Ag, Сu, Sn, Pb, Zn, Fe. Золото, например, можно прокатывать в листы толщиной не более 0,003 мм, которые используются для позолоты различных предметов.

Рис. 12.1. Смещение слоев в кристаллах с решетками: а — атомной; б — металлической

Для всех металлов характерен металлический блеск, обычно серый цвет и непрозрачность, что связано с наличием свободных электронов.

Тот факт, что металлы обладают хорошей электрической проводимостью, объясняется присутствием в них свободных электронов, которые под влиянием даже небольшой разности потенциалов приобретают направленное движение от отрицательного полюса к положительному.

С повышением температуры усиливаются колебания атомов (ионов), что затрудняет направленное движение электронов и тем самым приводит к уменьшению электрической проводимости. При низких же температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость резко возрастает. Наибольшей электрической проводимостью обладают серебро и медь. За ними следуют золото, алюминий, железо. Наряду с медными изготовляются и алюминиевые электрические провода.

Кстати отметим, что у неметаллов, обладающих проводимостью, с повышением температуры электрическая проводимость возрастает, что обусловлено ростом числа свободных электронов за счет разрыва ковалентных связей. При низких же температурах неметаллы ток не проводят из-за отсутствия свободных электронов. В этом главное различие между физическими свойствами металлов и неметаллов.

В большинстве случаев при обычных условиях теплопроводность металлов изменяется в такой же последовательности, как их электрическая проводимость. Теплопроводность обусловливается высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры в массе металла. Наибольшая теплопроводность — у серебра и меди, наименьшая — у висмута и ртути.

Различна плотность металлов. Она тем меньше, чем меньше атомная масса элемента-металла и чем больше радиус его атома. Самый легкий из металлов — литий (плотность 0,53 г/см 3 ), самый тяжелый — осмий (плотность 22,6 г/см 3 ). Как уже отмечалось, металлы с плотностью меньше 5 г/см 3 называются легкими, остальные — тяжелыми.

Разнообразны температуры плавления и кипения металлов. Самый легкоплавкий металл — ртуть, ее температура плавления — 38,9°С, цезий и галлий плавятся соответственно при 29 и 29,8°С. Вольфрам — самый тугоплавкий металл, температура его плавления 3390°С. Он применяется для изготовления нитей электроламп. Металлы, плавящиеся при температуре выше 1000°С, называют тугоплавкими, ниже — легкоплавкими.

Рис. 12.2. Кривые температур плавленая и кипения металлов VI периода

Сильное различие в температурах плавления и кипения следует объяснить различием прочности химической связи между атомами в металлах. Исследования показали, что в чистом виде металлическая связь характерна лишь для щелочных и щелочноземельных металлов. Однако у других металлов, и особенно переходных, часть валентных электронов локализована, т. е. осуществляет ковалентные связи между соседними атомами. А поскольку ковалентная связь прочнее металлической, то у переходных металлов температуры плавления и кипения, как это видно из рис. 12.2, намного выше, чем у щелочных и щелочноземельных.

Металлы отличаются по твердости. Самый твердый металл — хром (режет стекло), а самые мягкие — калий, рубидий и цезии. Они легко режутся ножом.

Металлы имеют кристаллическое строение. Большинство из них кристаллизуется в кубической решетке (см. рис. 3.18).

Химические свойства металлов

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ноны. Поэтому металлы являются восстановителями. В этом, собственно, и состоит их главное и наиболее общее химическое свойство.

Очевидно, металлы как восстановители будут вступать в реакции с различными окислителями, среди которых могут быть простые вещества, кислоты, соли менее активных металлов и некоторые другие соединения. Соединения металлов с галогенами называются галогенидами, с серой — сульфидами, с азотом — нитридами, с фосфором — фосфидами, с углеродом — карбидами, с кремнием — силицидами, с бором — боридами, с водородом — гидридами и т. д. Многие из этих соединений нашли важное применение в новой технике. Например, бориды металлов используются в радиоэлектронике, а также в ядерной технике в качестве материалов для регулирования нейтронного излучения и защиты от него.

Взаимодействие металлов с кислотами есть окислительно-восстановительный процесс. Окислителем является ион водорода, который принимает электрон от металла:

Взаимодействие металлов с водными растворами солей менее активных металлов можно иллюстрировать примером:

В этом случае происходит отрыв электронов от атомов более активного металла (Ni) и присоединение их ионами менее активного (Сu 2+ ).

Активные металлы взаимодействуют с водой, которая выступает в роли окислителя. Например:

Металлы, гидроксиды которых амфотерны, как правило, взаимодействуют с растворами и кислот, и щелочей. Например:

Таким образом, отношение металлов к неметаллам, кислотам, растворам солей менее активных металлов, к воде и щелочам подтверждает их главное химическое свойство — восстановительную способность.

Металлы могут образовывать химические соединения между собой. Они имеют общее название — интерметаллические соединения или интерметаллиды. Примером могут служить соединения некоторых металлов с сурьмой: Na₂Sb, Ca₃Sb₂, NiSb, Ni₄Sb, FeSb_x (x= 0,72—0,92). В них чаще всего не соблюдаются степени окисления, характерные в соединениях с неметаллами. Обычно это бертоллиды.

Химическая связь в интерметаллидах преимущественно металлическая. По внешнему виду они похожи на металлы. Твердость интерметаллидов, как правило, выше, а пластичность намного ниже, чем у образующих их металлов. Многие интерметаллиды нашли практическое применение. Например, сурьма-алюминий AlSb, сурьма-индий InSb и другие широко используются как полупроводники.

Металлы и сплавы в технике

Сплавами называются системы, состоящие из двух или более металлов, а также металлов и неметаллов. Свойства сплавов самые разнообразные и отличаются от исходных компонентов. Так, например, сплав из 40% кадмия (т. пл. 321°С) и 60% висмута (т. пл. 271°С) плавится при температуре 144°С. Сплав золота с серебром характеризуется большой твердостью, в то время как сами эти металлы сравнительно мягкие.

Таблица 12.1. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Химическая связь в сплавах металлическая. Поэтому они обладают металлическим блеском, электрической проводимостью и другими свойствами металлов.

Сплавы получают смешиванием металлов в расплавленном состоянии, они затвердевают при последующем охлаждении. При этом возможны следующие типичные случаи.

1. Расплавленные металлы смешиваются между собой в любых соотношениях, неограниченно растворяясь друг в друге. Сюда относятся металлы, кристаллизующиеся в однотипных решетках и имеющие близкие по размерам атомы, например Ag—Сu, Сu—Ni, Ag—Аu и др. При охлаждении таких расплавов получаются твердые растворы. Кристаллы последних содержат атомы обоих металлов, чем обусловливается их полная однородность. По сравнению с чистыми металлами твердые растворы характеризуются более высокой прочностью, твердостью и химической стойкостью; они пластичны и хорошо проводят электрический ток.

2. Расплавленные металлы смешиваются между собой в любых отношениях, однако при охлаждении твердый раствор не образуется. При затвердевании таких сплавов получается масса, состоящая из мельчайших кристалликов каждого из металлов. Это характерно для сплавов Pb—Sn, Bi—Cd, Ag—Pb и др.

3. Расплавленные металлы при смешивании взаимодействуют друг с другом, образуя химическое соединение — интерметаллиды. Например, соединения образуют медь и цинк (CuZn, CuZn₃, Cu₃Zn₂), кальций и сурьма (Ca₃Sb₂), натрий и свинец (Na₂Pb, Na₂Pb₅, Na₄Pb) и др. Некоторые сплавы рассматриваются как смеси исходных металлов с продуктами их взаимодействия — интерметаллидами.

В настоящее время некоторые сплавы готовят методом порошковой металлургии. Берется смесь металлов в виде порошков, прессуется под большим давлением и спекается при высокой температуре в восстановительной среде. Таким путем получают сверхтвердые сплавы.

Большой вклад в изучение сплавов внес Н. С. Курнаков (1860— 1941). Он разработал новый метод исследования сплавов — так называемый физико-химический анализ. С помощью этого метода установлены зависимости между составом и свойствами многих сплавов, открылась возможность получать сплавы с заранее заданными свойствами: кислотоупорные, жаропрочные, сверхтвердые и др.

Огромное значение имеют сплавы на основе алюминия и железа. В состав некоторых сплавов входят неметаллы, например углерод, кремний, бор и др.

Ряд стандартных электродных потенциалов

В средней школе вы изучаете электрохимический ряд напряжений металлов. Более точное название его — ряд стандартных электродных потенциалов металлов. Для некоторых металлов он приведен в табл. 12.1. Как же составляется такой ряд? Почему, например, натрий стоит в нем после кальция? Как этим рядом пользоваться?

Ответ на первый вопрос можно дать на основе известных вам сведений. При погружении любого металла в раствор электролита на границе раздела металл /раствор возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом или потенциалом электрода. Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры.

Рис. 12.3. Стандартный водородный электрод

Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода не представляется возможным. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принимают за нуль при всех значениях температуры. Водородный электрод состоит из платиновой пластинки, покрытой платиновой чернью (электролитически осажденной платиной), которая погружена в раствор серной кислоты с концентрацией ионов водорода, равной 1 моль/л, и омывается струей газообразного водорода йод давлением в 101,325 кПа при 25°С (рис. 12.3).

Молекулярный водород, проходя через раствор, растворяется и подходит к поверхности платины. На поверхности платины происходит распад молекул водорода на атомы и их адсорбция (закрепление на поверхности). Адсорбированные атомы водорода Н_адс ионизируются:

а ионы водорода, принимая электроны, переходят в адсорбированное состояние:

Более полно равновесие в водородном электроде выражается схемой

Среднюю часть этого равновесия обычно опускают, хотя следует иметь в виду, какую большую роль в установлении такого равновесного состояния играет платина.

Если теперь пластинку любого металла, погруженную в раствор его соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, соединять со стандартным водородным электродом, как показано на рис. 12.4, то получится гальванический элемент (электрохимическая цепь), электродвижущую силу (сокращенно ЭДС) которого легко измерить. Эта ЭДС и называется стандартным электродным потенциалом данного электрода (обычно обозначается E°). Таким образом,

электродным потенциалом называют ЭДС гальванического элемента (электрохимической цепи), которая составлена из исследуемого электрода и стандартного водородного электрода.

Рис. 12.4. Гальваническая цепь для измерения стандартного электродного потенциала металла: 1 — определяемый электрод; 2 — потенциометр; 3 — стандартный водородный электрод; 4 — раствор хлорида калия

Такая цепь изображена на рис. 12.4. Электродный потенциал называют также окислительно-восстановительным потенциалом.

При обозначении электродных потенциалов E и стандартных электродных потенциалов E° принято у знаков ставить индекс, соответствующий системе, к которой относится данный потенциал. Так, стандартный электродный потенциал системы обозначают системы а системы пишут

Располагая металлы в порядке возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, получают ряд, представленный в табл. 12.1. В него могут быть включены и другие окислительно-восстановительные системы (в том числе неметаллические) в соответствии со значениями их E°, например и т. д. Ряд, представленный в табл. 12.1, можно рассматривать лишь как фрагмент из ряда стандартных электродных потенциалов окислительно-восстановительных систем в водных растворах при 25°, составленный из важнейших металлов. Исторически этому ряду предшествовал «вытеснительный ряд» Н. Н. Бекетова.

Большинство стандартных электродных потенциалов можно определить экспериментально. Однако для щелочных и щелочноземельных металлов значения Е° рассчитывают только теоретически, так как эти металлы взаимодействуют с водой.

Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует химические свойства металлов. Его применяют для выяснения, в какой последовательности восстанавливаются ионы при электролизе (§ 7.7), а также при описании других свойств металлов (§ 10.9 и 12.5).

Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов.

Как следует из этого ряда, металлический литий — самый сильный восстановитель, а золото — самый слабый. И, наоборот, ион золота Аu 3+ — самый сильный окислитель, а ион лития Li + — самый слабый (в табл. 12.1 возрастание этих свойств указано стрелками).

Очень часто на основе ряда стандартных электродных потенциалов пишут уравнения реакций вытеснения металлов из растворов их солей более активными щелочными и щелочноземельными металлами и, естественно, ошибаются. В этом случае вытеснения металлов не происходит, так как щелочные и щелочноземельные металлы сами реагируют с водой.

Все металлы, имеющие отрицательные значения стандартных электродных потенциалов, т. е. стоящие в ряду до водорода, вытесняют водород из разбавленных кислот (типа НСl или H₂SO₄) и при этом растворяются в них. Однако свинец в разбавленных растворах серной кислоты практически не растворяется. Происходит это потому, что на поверхности свинца сразу образуется защитный слой из малорастворимой соли сульфата свинца PbSO₄, который нарушает контакт раствора с металлом. Металлы, стоящие в ряду после водорода, не вытесняют его из кислот.

Из приведенных примеров можно сделать вывод, что рядом стандартных электродных потенциалов следует пользоваться с учетом особенностей рассматриваемых процессов. Самое же главное — это надо иметь в виду, что ряд стандартных электродных потенциалов применим только к водным растворам и характеризует химическую активность металлов лишь в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде.

Натрий в ряду стандартных электродных потенциалов расположен после кальция Са: у него больше алгебраическая величина стандартного электродного потенциала.

ЭДС любого гальванического элемента можно вычислить по разности стандартных электродных потенциалов E°. При этом следует иметь в виду, что ЭДС—всегда положительная величина. Поэтому из потенциала электрода, имеющего большую алгебраическую величину, надо вычитать потенциал электрода, алгебраическая величина которого меньше. Например, ЭДС медно-цинкового элемента в стандартных условиях составит 0,34 — (—0,76) = 1,1 В.

Основные способы получения металлов

Металлы встречаются в природе как в свободном состоянии (самородные металлы), так и, главным образом, в виде химических соединений.

В виде самородных металлов находятся наименее активные металлы. Типичными их представителями являются золото и платина. Серебро, медь, ртуть, олово могут находиться в природе как в самородном состоянии, так и в виде соединений, все остальные металлы (стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до олова) — только в виде соединений с другими элементами.

Минералы и горные породы, содержащие металлы или их соединения и пригодные для промышленного получения металлов, называются рудами. Важнейшими рудами металлов являются их оксиды и соли (сульфиды, карбонаты и др.). Если руды содержат соединения двух или нескольких металлов, то они называются полиметаллическими (например, медно-цинковые, свинцово-серебряные и др.).

Получение металлов из руд — задача металлургии.

Металлургия — это наука о промышленных способах получения металлов из природного сырья. Металлургией также называют металлургическую промышленность.

Современная металлургия получает более 75 металлов и многочисленные сплавы на их основе. В зависимости от способов получения металлов различают пиро-, гидро- и электрометаллургию.

Аналогичным примером служит получение чугуна и стали из железных руд (см. § 14.9).

В тех случаях, когда руда является сульфидом металла, ее предварительно переводят в оксид путем окислительного обжига (обжиг с доступом воздуха). Например:

Затем оксид металла восстанавливают углем:

Восстановление углем (коксом) проводят обычно тогда, когда получаемые металлы совсем не образуют карбидов или образуют непрочные карбиды (соединения с углеродом); таковы железо и многие цветные металлы — медь, цинк, кадмий, германий, олово, свинец и др.

Восстановление металлов из их соединений другими металлами, химически более активными, называется металлотермией. Эти процессы протекают также при высоких температурах. В качестве восстановителей применяют алюминий, магний, кальций, натрий, а также кремний. Если восстановителем является алюминий, то процесс называется алюминотермией, если магний — магнийтермией. Например:

Металлотермией обычно получают те металлы (и их сплавы), которые при восстановлении оксидов углем образуют карбиды. Это — марганец, хром, титан, молибден, вольфрам и др.

Иногда металлы восстанавливают из оксидов водородом (водородотермия). Например:

При этом получаются металлы большой чистоты.

Гидрометаллургия охватывает способы получения металлов из растворов их солей. При этом металл, входящий в состав руды, сначала переводят в раствор с помощью подходящих реагентов, а затем извлекают из этого раствора. Так, например, при обработке разбавленной серной кислотой медной руды, содержащей оксид меди (II) СuО, медь переходит в раствор в виде сульфата:

Затем медь извлекают из раствора либо электролизом, либо вытеснением с помощью порошка железа:

В настоящее время гидрометаллургическим методом получают до 25% всей добываемой меди. Он имеет большое будущее, так как позволяет получать металлы, не извлекая руду на поверхность.

Этим же методом добывают золото, серебро, цинк, кадмий, молибден, уран и др. Руду, содержащую самородное золото, после измельчения обрабатывают раствором цианида калия KCN. Все золото переходит в раствор. Из раствора его извлекают электролизом или вытеснением металлическим цинком.

Электрометаллургия охватывает способы получения металлов с помощью электролиза. Этим способом получают главным образом легкие металлы — алюминий (см. § 13.11), натрий (см. § 13.2) и др.— из их расплавленных оксидов или хлоридов.

Электролиз используют также для очистки некоторых металлов. Из очищаемого металла изготавливают анод. При электролизе анод растворяется, ионы металла переходят в раствор, а на катоде они осаждаются. Так получаются электролитически чистые металлы: медь, серебро, железо, никель, свинец и многие другие.

Современной полупроводниковой и атомной технике необходимы металлы весьма высокой чистоты (содержание примесей порядка 10-8% и менее). Важнейшими методами глубокой очистки металлов являются зонная плавка, разложение летучих соединений металлов на нагретой поверхности, переплавка металлов в вакууме и др.

Итак, в основе всех способов получения металлов из их соединений лежат окислительно-восстановительные процессы.

Коррозия металлов

Металлы подвергаются коррозии. Под коррозией понимают разрушение металла под воздействием окружающей среды. Это самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс. По механизму протекания разрушения различают два типа коррозии: химическую и электрохимическую.

Химической коррозией называется разрушение металла окислением его в окружающей среде без возникновения электрического тока в системе.

В этом случае происходит взаимодействие металла с составными частями среды — с газами и неэлектролитами.

Большой вред приносит разновидность химической коррозии — так называемая газовая коррозия, т. е. соединение металлов с кислородом воздуха. Скорость окисления многих металлов сильно возрастает при повышении температуры. Так, на железе уже при 250—300°С появляется видимая пленка оксидов. При 600°С и выше поверхность металла покрывается слоем окалины, состоящей из оксидов железа различной степени окисления: FeO, Fe₃O₄, Fe₂O₃. Окалина не защищает железо от дальнейшего окисления, так как содержит трещины и поры, которые облегчают доступ кислорода к металлу. Поэтому при нагревании железа свыше 800°С скорость окисления его очень быстро растет.

Примером химической коррозии в неэлектролитах может служить разрушение цилиндров двигателей внутреннего сгорания. В топливе содержатся примеси — сера и ее соединения, которые при сгорании превращаются в оксиды серы (IV) и (VI) — коррозионно-активные вещества. Они разрушают детали реактивных двигателей — сопла и др.

Наибольший вред приносит электрохимическая коррозия.

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока.

В этом случае наряду с химическими процессами (отдача электронов) протекают и электрические (перенос электронов от одного участка к другому).

В качестве примера электрохимической коррозии можно привести коррозию железа в контакте с медью в растворе электролита — соляной кислоты (т. е. при высокой концентрации ионов водорода Н + ). Пои таком контакте возникает гальванический элемент (см. §7.1 и рис. 12.5).

Рис. 12.5. Схема действия гальванической

Ионы же водорода движутся к меди (катоду), где, принимая электроны, разряжаются. В ионной форме эти реакции могут быть выражены суммарным уравнением:

На катодах вместо разряда ионов водорода (или молекул воды) может протекать процесс восстановления кислорода, растворенного в электролите:

Гидроксид железа (II) в присутствии воды и кислорода воздуха переходит в гидроксид железа (III):

Гидроксид железа (III) можно представить как Бурая ржавчина имеет неопределенный состав

Электрохимическую коррозию вызывают главным образом примеси других металлов и неметаллических веществ или неоднородность поверхности. Согласно теории электрохимической коррозии в этих случаях при соприкосновении металла с электролитом (электролитом может быть влага, адсорбируемая из воздуха) на его поверхности возникают гальванические микроэлементы. При этом металл с более отрицательным потенциалом разрушается — ионы его переходят в раствор, а электроны переходят к менее активному металлу, на котором происходит восстановление ионов водорода (водородная деполяризация) или восстановление растворенного в воде кислорода (кислородная деполяризация).

Таким образом, при электрохимической коррозии (как в случае контакта разнородных металлов, так и случае образования микрогальванических элементов на поверхности одного металла) поток электронов направлен от более активного металла к менее активному (проводнику), и более активный металл корродирует. Скорость коррозии тем больше, чем дальше расположены друг от друга в ряду стандартных электродных потенциалов те металлы, из которых образовался гальванический элемент (гальваническая пара).

На скорость коррозии влияет и характер раствора электролита. Чем выше его кислотность (т. е. меньше рН), а также чем больше содержание в нем окислителей, тем быстрее протекает коррозия. Значительно возрастает коррозия с ростом температуры.

Некоторые металлы при соприкосновении с кислородом воздуха или в агрессивной среде переходят в пассивное состояние, при котором резко замедляется коррозия. Например, концентрированная азотная кислота легко делает пассивным железо, и оно практически не реагирует с концентрированной азотной кислотой. В таких случаях на поверхности металла образуется плотная защитная оксидная пленка, которая препятствует контакту металла со средой.

Защитная пленка всегда имеется на поверхности алюминия (см. § 13.11). Подобные пленки в сухом воздухе образуются также на Be, Сr, Zn, Та, Ni, Сu и других металлах. Кислород является наиболее распространенным пассиватором.

Пассивированием объясняется коррозионная стойкость нержавеющих сталей и сплавов.

Защита от коррозии

Коррозия металлов протекает непрерывно и причиняет огромные убытки. Подсчитано, что прямые потери железа от коррозии составляют около 10% его ежегодной выплавки. В результате коррозии металлические изделия теряют свои ценные технические свойства. Поэтому имеют очень большое значение методы защиты металлов и сплавов от коррозии. Они весьма разнообразны. Назовем некоторые из них.

Защитные поверхностные покрытия металлов. Они бывают металлические (покрытие цинком, оловом, свинцом, никелем, хромом и другими металлами) и неметаллические (покрытие лаком, краской, эмалью н другими веществами). Эти покрытия изолируют металл от внешней среды. Так, кровельное железо покрывают цинком: из оцинкованного железа изготовляют многие изделия бытового и промышленного значения. Слой цинка предохраняет железо от коррозии, так как хотя цинк и является более активным металлом, чем железо (см. ряд стандартных электродных потенциалов металлов, табл. 12.1), он покрыт оксидной пленкой. При повреждениях защитного слоя (царапины, пробои крыш и т. д.) в присутствии влаги возникает гальваническая пара Zn|Fe. Катодом (положительным полюсом) является железо, анодом (отрицательным полюсом) — цинк (рис. 12.6). Электроны переходят от цинка к железу, где связываются молекулами кислорода (кислородная деполяризация), цинк растворяется, но железо остается защищенным до тех пор, пока не разрушится весь слой цинка, на что требуется довольно много времени. Покрытие железных изделий никелем, хромом, помимо защиты от коррозии, придает им красивый внешний вид.

Рис. 12.6. Коррозионное разрушение цинка в гальванической паре Zn|Fe

Создание сплавов с антикоррозионными свойствами. Введением в состав стали до 12% хрома получают нержавеющую сталь, устойчивую к коррозии. Добавки никеля, кобальта и меди усиливают антикоррозионные свойства стали, так как повышается склонность сплавов к пассивации. Создание сплавов с антикоррозионными свойствами— одно из важных направлений борьбы с коррозионными потерями.

Протекторная защита и электрозащита. Протекторная защита применяется в тех случаях, когда защищается конструкция (подземный трубопровод, корпус судна), находящаяся в среде электролита (морская вода, подземные, почвенные воды и т. д.). Сущность такой защиты заключается в том, что конструкцию соединяют с протектором — более активным металлом, чем металл защищаемой конструкции. В качестве протектора при защите стальных изделий обычно используют магний, алюминий, цинк и их сплавы. В процессе коррозии протектор служит анодом и разрушается, тем самым предохраняя от разрушения конструкцию (рис. 12.7). По мере разрушения протекторов их заменяют новыми.

На этом принципе основана и электрозащита. Конструкция, находящаяся в среде электролита, также соединяется с другим металлом (обычно куском железа, рельсом и т. п.), но через внешний источник тока. При этом защищаемую конструкцию присоединяют к катоду, а металл — к аноду источника тока. Электроны отнимаются от анода источником тока, анод (защищающий металл) разрушается, а на катоде происходит восстановление окислителя.

Электрозащита имеет преимущество перед протекторной защитой: радиус действия первой около 2000 м, второй — около 50 м.

Изменение состава среды. Для замедления коррозии металлических изделий в электролит вводят вещества (чаще всего органические), называемые замедлителями коррозии или ингибиторами. Они применяются в тех случаях, когда металл следует защищать от разъедания кислотами. Советские ученые создали ряд ингибиторов (препараты марок ЧМ, ПБ и др.), которые, будучи добавлены к кислоте, в сотни раз замедляют растворение (коррозию) металлов.

Рис. 12.7. Схема протекторной защиты подземного трубопровода:

1 — протектор (цинк, он корродирует); 2 — проводник тока; 3 — трубопровод (защищен за счет электронов цинка)

В последние годы разработаны летучие (или атмосферные) ингибиторы. Ими пропитывают бумагу, которой обертывают металлические изделия. Пары ингибиторов адсорбируются на поверхности металла и образуют на ней защитную пленку.

Ингибиторы широко применяются при химической очистке от накипи паровых котлов, снятии окалины с обработанных изделий, а также при хранении и перевозке соляной кислоты в стальной таре. К числу неорганических ингибиторов относятся нитриты, хроматы, фосфаты, силикаты. Механизм действия ингибиторов является предметом исследования многих химиков.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник