Общая характеристика металлов. Химические свойства металлов с водой

Химические свойства металлов

Строение атомов металлов определяет не только характерные физические свойства простых веществ – металлов, но и общие их химические свойства.

При большом многообразии все химические реакции металлов относятся к окислительно-восстановительным и могут быть только двух типов: соединения и замещения. Металлы способны при химических реакциях отдавать электроны, то есть быть восстановителями, проявлять в образовавшихся соединениях только положительную степень окисления.

В общем виде это можно выразить схемой:Ме0 – ne → Me+n, где Ме – металл – простое вещество, а Ме0+n – металл химический элемент в соединении.

Металлы способны отдавать свои валентные электроны атомам неметаллов, ионам водорода, ионам других металлов, а поэтому будут реагировать с неметаллами – простыми веществами, водой, кислотами, солями. Однако восстановительная способность металлов различна. Состав продуктов реакции металлов с различными веществами зависит и от окислительной способности веществ и условий, при которых протекает реакция.

При высоких температурах большинство металлов сгорает в кислороде:

2Mg + O2 = 2MgO

Не окисляются в этих условиях только золото, серебро, платина и некоторые другие металлы.

С галогенами многие металлы реагируют без нагревания. Например, порошок алюминия при смешивании с бромом загорается:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

При взаимодействии металлов с водой в некоторых случаях образуются гидроксиды. Очень активно при обычных условиях взаимодействуют с водой щелочные металлы, а также кальций, стронций, барий. Схема этой реакции в общем виде выглядит так:

Ме + HOH → Me(OH)n + h3↑

Другие металлы реагируют с водой при нагревании: магний при её кипении, железо в парах воды при красном кипении. В этих случаях получаются оксиды металлов.

Если металл реагирует с кислотой, то он входит в состав образующейся соли. Когда металл взаимодействует с растворами кислоты, он может окисляться ионами водорода, имеющимися в этом растворе. Сокращённое ионное уравнение в общем виде можно записать так:

Me + nH+ → Men+ + h3↑

Более сильными окислительными свойствами, чем ионы водорода, обладают анионы таких кислородосодержащих кислот, как например, концентрированная серная и азотная. Поэтому с этими кислотами реагируют те металлы, которые не способны окисляться ионами водорода, например, медь и серебро.

При взаимодействии металлов с солями происходит реакция замещения: электроны от атомов замещающего – более активного металла переходят к ионам замещаемого – менее активного металла. То сеть происходит замещение металла металлом в солях. Данные реакции не обратимы: если металл А вытесняет металл В из раствора солей, то металл В не будет вытеснять металл А из раствора солей.

В порядке убывания химической активности, проявляемой в реакциях вытеснения металлов друг друга из водных растворов их солей, металлы располагаются в электрохимическом ряду напряжений (активности) металлов:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na→ Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd→ Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Металлы, расположенные в этом ряду левее, более активны и способны вытеснять следующие за ними металлы из растворов солей.

В электрохимический ряд напряжений металлов включён водород, как единственный неметалл, разделяющий с металлами общее свойство — образовывать положительно заряженные ионы. Поэтому водород замещает некоторые металлы в их солях и сам может замещаться многими металлами в кислотах, например:

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + h3↑ + Q

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют его из растворов многих кислот (соляной, серной и др.), а все следующие за ним, например, медь не вытесняют.

www.tutoronline.ru

Физические и химические свойства металлов

Металлы широко распространены в природе и могут встречаться в различном виде: в самородном состоянии (Ag, Au, Rt, Cu), в виде оксидов (Fe3O4, Fe2O3, (NaK)2O×AlO3), солей (KCl, BaSO4, Ca3(PO4)2), а также сопутствуют различным минералам (Cd – цинковые руды, Nb, Tl – оловянные и т.д.).

Физические свойства металлов

Всем металлам присущи металлический блеск (однако In и Ag отражают свет лучше других металлов), твердость (самый твердый металл – Cr, самые мягкие металлы – щелочные), пластичность (в ряду Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe наблюдается уменьшение пластичности), ковкость, плотность (самый легкий металл – Li, самый тяжелый – Os), тепло – и электропроводность, которые уменьшаются в ряду Ag, Cu, Au, Al, W, Fe.

В зависимости от температуры кипения все металлы подразделяют на тугоплавкие (Tкип > 1000С) и легкоплавкие (Tкип < 1000С). Примером тугоплавких металлов может быть – Au, Cu, Ni, W, легкоплавких – Hg, K, Al, Zn.

Среди металлов присутствуют s-, p-, d- и f-элементы. Так, s- элементы – это металлы I и II групп Периодической системы (ns1, ns2), р- элементы – металлы, расположенные в группах III – VI (ns2np1-4). Металлы d-элементы имеют большее число валентных электронов по сравнению с металлами s- и p-элементами. Общая электронная конфигурация валентных электронов металлов d-элементов – (n-1)d1-10ns2. Начиная с 6 периода появляются металлы f-элементы, которые объединены в семейства по 14 элементов (за счет сходных химических свойств) и носят особые названия лантаноидов и актиноидов. Общая электронная конфигурация валентных электронов металлов f-элементов – (n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2.

Химические свойства металлов

Металлы способны реагировать с простыми веществами, такими как кислород (реакция горения), галогены, азот, сера, водород, фосфором и углеродом:

2Al + 3/2 O2 = Al2O3 (оксид алюминия)

2Na + Cl2 = 2NaCl (хлорид натрия)

6Li + N2 = 2Li3N (азид лития)

2Li+2C = Li2C2 (карбид лития)

2K +S = K2S (сульфид калия)

2Na + h3 = NaH (гидрид натрия)

3Ca + 2P = Ca3P2 (фосфид кальция)

Металлы взаимодействуют друг с другом, образуя интерметаллические соединения:

3Cu + Au = Cu3Au

Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы (Ca, Sr, Ba) взаимодействуют с водой с образованием гидроксидов:

Ba + 2h3O = Ba(OH)2 + h3↑

2Na + 2h3O = 2NaOH + h3↑

В ОВР металлы являются восстановителями – отдают валентные электроны и превращаются в катионы. Восстановительная способность металла — его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов. Так, чем левее в ряду напряжений стоит металл, тем более сильные восстановительные свойства он проявляет.

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода способны реагировать с кислотами:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3 h3↑

Zn + 2HCl = ZnCl2 + 2h3↑

Fe + h3SO4 = FeSO4 + h3↑

Получение металлов

Щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий получают электролизом расплавов солей или оксидов этих элементов:

2NaCl = 2Na + Cl2↑

CaCl2 = Ca + Cl2↑

2Al2O3 = 4Al + 3O2↑

Тяжелые металлы получают восстановлением из руд при высоких температурах и в присутствии катализатора (пирометаллургия) (1) или восстановлением из солей в растворе (гидрометаллургия) (2):

Cu2O + C = 2Cu + CO (1)

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4 (2)

Некоторые металлы получают термическим разложением их неустойчивых соединений:

Ni(CO)4 = Ni + 4CO

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Химические свойства металлов | Учеба-Легко.РФ

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, h3 , 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 h3 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.

Металлы, содержащиеся после Н2 в вытеснительный ряде металлов с водой не реагируют и водород не вытесняют. В реакциях с водой атомы металлических элементов отдают электроны и являются восстановителями. Окислителями являются атомы водорода из молекул воды.

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.

uclg.ru

Химические свойства металлов.

Металлы на внешнем энергетическом уровне имеют небольшое число электронов (от 1 до 3). Как правило, в химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

Показываем на примере взаимодействия цинка с серой. Тщательно перемешав порошки серы и цинка (1:1), помещают их в фарфоровую чашечку. Небольшие порции смеси берут и медленно посыпают сверху на пламя спиртовки. Наблюдаются синевато-белые вспышки, сопровождающиеся образованием сульфида цинка. Оставшуюся смесь поджигают тлеющей лучинкой.

Zn0 + S0 = Zn+2S-2

Zn0 – 2 ? ? Zn+2

восстановитель

S0 + 2 ? ? S-2

окислитель

2. Взаимодействие металлов с кислородом.

(Легко взаимодействуют с кислородом щелочные и щелочноземельные металлы, поэтому их хранят под слоем керосина) Mg, Fe, Zn, Cu окисляются кислородом только при нагревании. Покажем это на примере взаимодействия Mg с кислородом. Для этого мы сначала соберем кислород в баночку. Кислород тяжелее воздуха и будет собираться на дне баночки.

2KMnO4 ? K2MnO4 + MnO2 + O2 ?

Раскалим магний в пламени спиртовки и внесем в баночку с кислородом. Магний сгорает, образуя яркую вспышку.

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

Mg0 – 2 ? ? Mg+2

восстановитель

O0 + 2 ? ? O-2

окислитель

После того, как магний сгорит, в ложечке для сгорания образуется оксид магния MgO белого цвета. Следовательно, продуктами сгорания металлов являются основные оксиды. Золото, серебро, платина при обычных условиях и при нагревании не окисляются кислородом.

3. Взаимодействие металлов с водой.

Это свойство рассмотрим на примере взаимодействия натрия с водой. На демонстрационный стол ставим стакан с водой. Для безопасности наливаем воды не более 4/5 стакана. Бросаем в стакан с водой кусочек натрия величиной с горошину. Стакан накрываем перевернутой воронкой. Через несколько секунд поджигаем выделяющийся водород у кончика воронки. Когда весь натрий прореагирует, то в воду капают раствор фенолфталеина, чтобы показать образование щелочи. Делаем вывод: щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой с выделением водорода.

2Na0 + 2h3+1O = 2Na+1OH + h30?

Na0 – 1 ? ? Na+1

восстановитель

2H+1 + 2 ? ? h30

окислитель

Менее активные металлы взаимодействуют с водой при нагревании. При этом образуется оксид и выделяется водород.

Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей.

1 правило: Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из растворов кислот, а стоящие правее, не вытесняют водород из растворов кислот.

Взаимодействие цинка с соляной кислотой учащиеся выполняют самостоятельно на рабочих местах, предварительно вспомнив правила техники безопасности.

Zn0 + 2H+1Cl = Zn+2Cl2 + h30?

Zn0 – 2 ? ? Zn+2

восстановитель

H+1 + 1 ? ? H0

окислитель

На щелочные металлы это правило не распространяется, т.к. они легко взаимодействуют с водой, а мы имеем дело с растворами кислот.

Это правило не относится к концентрированной h3SO4 и к азотной кислоте любой концентрации. При взаимодействии с ними кислород не выделяется.

2 правило: Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, находящиеся правее него в ряду напряжений. Взаимодействие железа с раствором сульфата меди. Этот опыт учащиеся выполняют также самостоятельно на рабочих местах.

Fe0 + Cu+2SO4 = Cu0 + Fe+2SO4

Fe0 – 2 ? ? Fe+2

восстановитель

Cu+2 + 2 ? ? Cu0

окислитель

Это правило не распространяется на щелочные металлы.

Металлотермия (взаимодействие металлов с оксидами металлов).

Показываем на примере взаимодействия кальция с оксидом меди (кальциетермия).

Cu+2O + Ca0 = Cu0 + Ca+2O

Cu+2 + 2 ? ? Cu0

восстановитель

Ca0 – 2 ? ? Ca+2

окислитель

Все реакции учащиеся разбирают на доске и в тетрадях с окислительно-восстановительной точки зрения.

В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства. Их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.

lib.repetitors.eu

Химические свойства металлов

Московский государственный индустриальный университет

Факультет прикладной математики и технической физики

Кафедра химии

Лабораторная работа

Москва 2012

Цель работы. Изучение свойств s-, p-, d-элементов-металлов (Mg, Al, Fe, Zn) и их соединений.

1. Теоретическая часть

Все металлы по своим химическим свойствам являются восстановителями, т.е. они отдают электроны при протекании химической реакции. Атомы металлов относительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы.

1.1. Взаимодействие металлов с простыми веществами

При взаимодействии металлов с простыми веществами в качестве окислителей обычно выступают неметаллы. Металлы реагируют с неметаллами с образованием бинарных соединений.

1. При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды:

2Mg + O2 2MgO,

2Cu + O22CuO.

2. Металлы реагируют с галогенами (F2, Cl2, Br2, I2) с образованием солей галогеноводородных кислот:

2Na + Br2 = 2NaBr,

Ba + Cl2 = BaCl2,

2Fe + 3Cl2 2FeCl3.

3. При взаимодействии металлов с серой образуются сульфиды (соли сероводородной кислоты h3S):

Hg + S = HgS,

Zn + S = ZnS.

4. С водородом взаимодействуют активные металлы с образованием гидридов металлов, которые являются солеподобными веществами:

2Na + h3 2NaH,

Ca + h3Cah3.

В гидридах металлов водород имеет степень окисления (-1).

Металлы могут взаимодействовать и с другими неметаллами: азотом, фосфором, кремнием, углеродом с образованием соответственно нитридов, фосфидов, силицидов, карбидов. Например:

3Mg + N2 Mg3N2,

3Ca + 2P Ca3P2,

2Mg + Si Mg2Si,

4Al + 3C Al4C3.

5. Металлы могут также взаимодействовать между собой с образованием интерметаллических соединений:

2Mg + Cu = Mg2Cu,

2Na + Sb = Na2Sb.

Интерметаллическими соединениями (или интерметаллидами) называют соединения, образуемые между собой элементами, которые относятся обычно к металлам.

1.2. Взаимодействие металлов с водой

Взаимодействие металлов с водой – это окислительно-восстановительный процесс, в котором металл является восстановителем, а вода выполняет роль окислителя. Реакция протекает по схеме:

Me + nh3O = Me(OH)n + n/2 h3.

С водой при обычных условиях взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы с образованием растворимых оснований и водорода:

2Na + 2h3O = 2NaOH + h3,

Ca + 2h3O = Ca(OH)2 + h3 .

Магний реагирует с водой при нагревании:

Mg + 2h3O Mg(OH)2 + h3 .

Железо и некоторые другие активные металлы взаимодействуют с горячим водяным паром:

3Fe + 4h3O Fe3O4 + 4h3 .

Металлы, имеющие положительные электродные потенциалы, не взаимодействуют с водой.

Не взаимодействуют с водой 4d-элементы (кроме Cd), 5d-элементы и Cu (3d-элемент).

1.3. Взаимодействие металлов с кислотами

По характеру действия на металлы наиболее распространенные кислоты можно разделить на две группы.

1. Кислоты-неокислители: хлороводородная (соляная, HCl), бромоводородная (HBr), йодоводородная (HI), фтороводородная (HF), уксусная (Ch4COOH), разбавленная серная (h3SO4(разб.)), разбавленная ортофосфорная (h4PO4(разб.)).

2. Кислоты-окислители: азотная (HNO3) в любой концентрации, концентрированная серная (h3SO4(конц.)), концентрированная селеновая (h3SeO4(конц.)) .

Взаимодействие металлов с кислотами-неокислителями. Окисление металлов ионами водорода H+ в растворах кислот-неокислителей происходит более энергично, чем в воде.

Все металлы, имеющие отрицательное значение стандартного электродного потенциала, т.е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот-неокислителей. Реакция протекает по схеме:

Ме + nH + = Men+ + n/2 h3 .

Например:

2Al +6HCl = 2AlCl3 + 3h3 ,

Mg + 2Ch4COOH = Mg(Ch4COO)2 + h3 ,

2Ti + 6HCl = 2TiCl3 + 3h3 .

Металлы с переменной степенью окисления (Fe, Cо, Ni и др.) образуют ионы в своей низшей степени окисления (Fe2+, Co2+, Ni2+ и другие):

Fe + h3SO4(разб) = FeSO4 + h3.

При взаимодействии некоторых металлов с кислотами-неокислителями: HCl, HF, h3SO4(разб.), HCN образуются нерастворимые продукты, предохраняющие металл от дальнейшего окисления. Так, поверхность свинца в HCl (разб) и h3SO4(разб) пассивируется плохо растворимыми солями PbCl2 и PbSO4 соответственно.

Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями. Серная кислота в разбавленном растворе – слабый окислитель, а в концентрированном – очень сильный. Окисляющая способность концентрированной серной кислоты h3SO4(конц.) определяется анионом SO42, окислительный потенциал которого значительно выше, чем иона H+. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счёт атомов серы в степени окисления (+6). Кроме того, в концентрированном растворе h3SO4 содержится мало ионов H+, так как в концентрированном растворе она слабо ионизирована. Поэтому при взаимодействии металлов с h3SO4(конц.) водород не выделяется.

Реагируя с металлами как окислитель, h3SO4(конц.) переходит чаще всего в оксид серы (IV) (SO2), а при взаимодействии с сильными восстановителями – в S или h3S:

Me + h3SO4(конц)  Me2(SO4)n + h3O + SO2 (S, h3S).

Для удобства запоминания рассмотрим электрохимический ряд напряжений, который выглядит так:

Li, Rb, K, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au .

В табл. 1. представлены продукты восстановления концентрированной серной кислоты при взаимодействии с металлами различной активности.

Таблица 1.

Продукты взаимодействия металлов с концентрированной

серной кислотой

Тип металла

Продукты восстановления

h3SO4(конц.)

Малоактивные металлы

(в ряду напряжений правее Fe)

SO2

Металлы, стоящие в ряду напряжений

между Al и Cd

Возможно образование трёх

продуктов: SO2, S, h3S

Активные металлы (начало ряда

напряжений по Al включительно)

h3S

Примеры:

Cu + 2h3SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2h3O,

4Mg + 5h3SO4(конц) = 4MgSO4 + h3S + 4h3O.

Для металлов средней активности (Mn, Cr, Zn, Fe) соотношение продуктов восстановления зависит от концентрации кислоты.

Общая тенденция такова: чем выше концентрация h3SO4 , тем глубже протекает восстановление.

Это означает, что формально каждый атом серы из молекулh3SO4 может забрать у металла не только два электрона (и перейти в ), но и шесть электронов (и перейти в) и даже восемь (и перейти в):

Zn + 2h3SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2h3O,

3Zn + 4h3SO4(конц) = 3ZnSO4 + S + 4h3O,

4Zn + 5h3SO4(конц) = 4ZnSO4 + h3S + 4h3O.

Свинец с концентрированной серной кислотой взаимодействует с образованием растворимого гидросульфата свинца (II), оксида серы (IV) и воды:

Pb + 3h3SO4 = Pb(HSO4)2 + SO2↑ + 2h3O.

Холодная h3SO4(конц) пассивирует некоторые металлы (например, железо, хром, алюминий), что позволяет перевозить кислоту в стальной таре. При сильном нагревании концентрированная серная кислота взаимодействует и с этими металлами:

2Fe + 6h3SO4(конц) Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6h3O.

Взаимодействие металлов с азотной кислотой. Окислительная способность азотной кислоты определяется анионом NO3, окислительный потенциал которого значительно выше, чем ионов H+. Поэтому при взаимодействии металлов с HNO3 водород не выделяется. Нитрат-ион NO3 , имеющий в своём составе азот в степени окисления (+ 5), в зависимости от условий (концентрации кислоты, природы восстановителя, температуры) может принимать от одного до восьми электронов. Восстановление аниона NO3 может протекать с образованием различных веществ по следующим схемам:

NO3 + 2H+ + e = NO2 + h3O,

NO3 + 4H+ + 3e = NO + 2h3O,

2NO3 + 10H+ + 8e = N2O + 5h3O,

2NO3+ 12H+ + 10e = N2 + 6h3O,

NO3+ 10H+ + 8e = Nh5+ + 3h3O.

Азотная кислота обладает окислительной способностью при любой концентрации. При прочих равных условиях проявляются следующие тенденции: чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем меньше концентрация раствора азотной кислоты, тем более глубоко она восстанавливается.

Это можно пояснить следующей схемой:

, ,,,

Концентрация кислоты

Активность металла

Окисление веществ азотной кислотой сопровождается образованием смеси продуктов её восстановления (NO2, NO, N2O, N2, Nh5+), состав которых определяется природой восстановителя, температурой и концентрацией кислоты. Среди продуктов преобладают оксиды NO2 и NO. Причём при взаимодействии с концентрированным раствором HNO3 чаще выделяется NO2, а с разбавленной – NO.

Уравнения окислительно-восстановительных реакций с участием HNO3 составляются условно, с включением только одного продукта восстановления, образующегося в большем количестве:

Me + HNO3  Me (NO3)n + h3O + NO2 (NO, N2O, N2, Nh5+).

Например, в газовой смеси, образующейся при действии на достаточно активный металл цинк (= - 0,76 B) концентрированной (68%-й) азотной кислоты, преобладает – NO2, 40%-й – NO; 20%-й – N2O; 6%-й – N2. Очень разбавленная (0,5%-я) азотная кислота восстанавливается до ионов аммония:

Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O,

3Zn + 8HNO3(40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4h3O,

4Zn + 10HNO3(20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5h3O,

5Zn + 12HNO3(6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6h3O,

4Zn + 10HNO3(0,5%) = 4Zn(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O.

С малоактивными металлом медью (= + 0,34B) реакции идут по следующим схемам:

Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O,

3Cu + 8HNO3 (разб) = 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4h3O.

В концентрированной HNO3 растворяются практически все металлы, кроме Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. А такие металлы как Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, а также нержавеющие стали пассивируются кислотой с образованием устойчивых оксидных плёнок, плотно прилегающих к поверхности металла и защищающих его от дальнейшего окисления. Однако Al и Fe начинают растворяться при нагревании, а Cr устойчив к действию даже горячей HNO3:

Fe + 6HNO3Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O.

Металлы, для которых характерны высокие степени окисления (+6, +7, +8), с концентрированной азотной кислотой образуют кислородсодержащие кислоты. При этом HNO3 восстанавливается до NO, например:

3Re + 7HNO3 (конц) = 3HReO4 + 7NO + 2h3O.

В очень разбавленной HNO3 уже отсутствуют молекулы HNO3, существуют только ионы H+ и NO3. Поэтому очень разбавленная кислота (~ 3-5%) взаимодействует с Al и не переводит в раствор Cu и другие мало активные металлы:

8Al + 30HNO3(оченьразб) = 8Al(NO3)3 + 3Nh5NO3 + 9h3O.

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот (1:3) называется царской водкой. Она растворяет Au и платиновые металлы (Pd, Pt, Os, Ru). Например:

Au + HNO3(конц.) + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2h3O.

Указанные металлы растворяются в HNO3 и в присутствии других комплексообразователей, но процесс протекает очень медленно.

studfiles.net

Общая характеристика металлов

Металлические свойства проявляют элементы, расположенные в главных подгруппах I-IVгрупп Периодической системы. Так же металлами являются все элементы, расположенные в побочных подгруппах I-VIII групп, их называют переходными металлами.

Абсолютно все металлы (кроме ртути, которая при обычных условиях жидкая) – твёрдые вещества. Физические, как и химические свойства, отличаются от свойств неметаллов благодаря отличному от последних типу связи (металлическая связь). Электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне слабо связаны с конкретным атомом, которых очень много, допустим, в той же алюминиевой проволоке. Благодаря этим электронам внутри каждого металла существует электронный газ. Поэтому все металлы хорошо проводят электрический ток, в отличие от неметаллов, особенно Cu, Ag, Au, Hg, Mg и Al. Так же металлы хорошо проводят тепло. Встречаются низкоплавкие металлы, как цезийCs, который плавится от тепла руки, и , наоборот , весьма тугоплавкие, как вольфрам W, его температура плавления превышает 3400 °C. Многие металлы обладают хорошей пластичностью (ковкостью), поэтому могут быть раскатаны в листы (фольгу) и вытянуты в проволоку, но существуют хрупкие металлы (цинк, висмут, сурьма).

Типичными металлами являются элементы I группы от Liдо Fr, элементы II группы от Mg до Ra. Для них характерны степени окисления +Iи +II соответственно.

Небольшое количество электронов на внешнем энергетическом уровне атомов типичных металлов предполагает их лёгкую потерю, значит, и проявление сильных восстановительных свойств, низкую электроотрицательность. Отсюда можно судить о химических свойствах металлов.

Металлы стремятся образовывать ионную химическую связь с атомами неметаллов. Пример типичных соединений металлов с неметаллами – катион металла-анион неметалла. Например, Катионы металлов входят также в состав соединений со сложными анионами, напримерKOH, Li2CO3.

Свойства металлов I-III групп А-подгрупп на примере Na, Ca, Al:

I группа А-подгруппа (на примере Na):

Металл серебристо-белого цвета, легкий, мягкий (режется ножом). Хранят в керосине, чтоб избежать его реакцию с воздухом и влагой:

4Na+O2+2h3O→ 4NaOH

Обладает большой химической активностью, является сильным восстановителем, реагирует с неметаллами:

2Na+O2→Na2 O2(все металлы I группы А-подгруппы реагируют с кислородом, окисляясь до пероксидов, толькоLi, как самый “слабый” металл, окисляется только до оксида); НО при избытке Nа начнётся ещё одна реакция:

Na2 O2+2Na→2Na2O

2Na +Cl2→2NaCl

6Na + N2→2Na3N

2Na + h3→2NaH

2Na + S→Na2S

2Na + 2C→Na2 C2

Реагирует с водой очень бурно с большим выделением теплоты

2Na+2h3O→2NaOH+h3↑+Q

В ряду напряжений металлов стоит левее H, значит вытесняет H из разбавленных кислот HCl, h3SO4и др.

2N+2HCl→2NaCl+h3↑

2Na+h3SO4→Na2 SO4+h3↑

II группа А-подгруппа (на примере Ca):

Серебристо-белый металл, мягкий, пластичный, реакционно-способный, воспламеняется на воздухе при нагревании:

2Ca+O2→2CaO

3Ca+N2→Ca3 N2

Ca+h3→Cah3

Ca+Cl2→CaCl2

Ca+S→CaS

Ca+C(графит)→CaC2

Способен восстанавливать менее активные металлы из их оксидов:

5Ca+V2 O5→5CaO+2V

Реагирует с водой с большим выделением тепла:

Ca+2h3 O→Ca(OH)2+h3↑+Q

В ряду напряжений металлов стоит левее H, значит вытесняет H из разбавленных кислот HCl, h3SO4 и др.

Ca+2HCl→CaCl2+h3↑

Ca+h3SO4→CaSO4↓+h3↑

III группа А-подгруппа (на примере Al):

Серебристо-белый, блестящий металл, лёгкий, пластичный металл. На воздухе покрывается защитной оксидной плёнкой Al2O3(в случае, когда Al порошкообразный, он сгорает на воздухе), которая препятствует его реакции с водой. Al пассивируется в концентрированной HNO3 с образованием той же оксидной плёнки.

Очищенный от оксидной плёнки алюминий энергично реагирует с водой с большим выделением тепла:

2Al+6h3O→2Al(OH)3↓+3h3+Q

Алюминий – типичный восстановитель, реагирует с галогенами при комнатной температуре (кроме F2), с F,S,N,P и C–при нагревании:

4Al(порошок)+3O2→2Al2O3 2Al(порошок)+3X2→2AlX3 (X=Cl, Br, I)

2Al+3F2 → 2AlF3

2Al+3S→Al2S3

2Al(порошок)+N2 → 2AlN

Al+P→AlP

4Al+3C(графит)→Al3C4

Восстанавливает более слабые металлы из их оксидов: 2Al+Cr2O3 →Al2O3+2Cr

10Al+3V2O5 → 5Al2O3+6V

8Al+3Fe3O4 →4Al2O3+9Fe

В ряду напряжений металлов стоит левее H, значит вытесняет H из разбавленных кислот HCl, h3 SO4и др.

2Al+6HCl→2AlCl3+3h3↑

2Al+3h3SO4→Al2 (SO4)3+3h3↑

Металл является амфотерным, то есть, его основание может вступать в реакции срастворами щелочей и вести себя как кислота:

Амфотерность – проявление у элемента двойственности свойств. То есть, речь идёт о проявлении основных или кислотных свойств в зависимости от условий (чаще всего, от среды ). Такое “поведение” обусловлено характером химической связи. В твёрдом виде соединения нетипичного металла с неметаллов содержат преимущественно ковалентные связи (гораздо менее прочные, чем в соединениях типичных металлов. В растворе же все ковалентные связи разрушаются, и соединения диссоциируют на ионы (полностью или частично, это зависит от активности металла в соединении). Например, AlCl3 в растворе полностью диссоциирует на ионы, когда HgCl2 – в очень малой степени (на ионы HgCl+ и Cl-)

Если мысленно начертить диагональ в Периодической таблице от Beк Po, то мы отделим типичные металлы и неметаллы от амфотерных элементов, примыкающие к ним металлы (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) так же будут проявлять амфотерность. В их атомах на внешнем энергетическом уровне расположено больше электронов, чем у типичных металлов Iи II группы А-подгруппы, поэтому у них выше способность удерживать свои электроны, не говоря о разнообразии степеней окисления. От Be к Po постепенно понижаются восстановительные свойства и увеличиваются окислительные, особенно в высоких степенях окисления. Наиболее часто встречающиеся амфотерные элементы выделены на картинке:

2Al+2NaOH+6h3O→2Na[Al(OH)4 ]+3h3↑

Объясню, почему в реакции выше в реакцию вступает алюминий, а не его основание. Как было описано выше, алюминий пассивируется в воде, НО при нагревании его оксидная плёнка перестаёт защищать от воздействия воды и проходит реакция с водой, от которой в продуктах реакции получаем h3 (реакция была описана выше).

А дальнейшем происходит реакция между амфотерным основанием и щелочью: Al(OH)3+NaOH(р-р)→Na[Al(OH)4]

Если же реакция пойдёт в расплаве щёлочи, то продукты реакции будут совсем другие:

Al(OH)3+NaOH(расплав)→NaAlO2+2h3O

Реагирует с разбавленной HNO3:

Al+4HNO3 (разб)→Al(NO3 )3+NO↑+2h3O

О разнообразии степеней окисления:

Не все элементы, как Alи Zn, имеют одну степень окисления. Например, у Cr и Mn их большое разнообразие. Важно знать о особенностях степеней окисления, от этого зависят химические свойства соединения.

В низших степенях окисления соединения амфотерных элементов проявляют только основныйхарактер, например Cr+2 O, Mn+2O, Fe+2O.В высших степенях окисления соединения амфотерных элементов проявляют только кислотный характер, например: Cr+6O3, Mn+6O3, Fe2+3O3

Во всех степенях окисления, которые располагаются между высшей и низшей степенями, амфотерный элемент будет проявлять либо основные, либо кислотные свойства, это зависит напрямую от условий реакции.

Металлы побочных групп:

Обладают всеми химическими свойствами типичных металлов, приведённых выше. Их отличие от типичных металлов – наличие большего числа электронов, что даёт несколько степеней окисления, всё зависит от вещества-окислителя. Например, можем окислить железо двумя способами: Fe+2HCl→FeCl2+h3↑

2Fe+3Cl2→2FeCl3

Тем не менее, амфотерность многих элементов побочных подгрупп проявится только при добавлении концентрированных растворах щелочи и нагревании.

Все металлы являются восстановителями, но реакционная способность многих снижена из-за образования поверхностной оксидной плёнки, она очень прочная и устойчивая к воздействию кислот, щелочей, воды.

Например, свинец всегда покрыт оксидной плёнкой, и для его растворения потребуется не только воздействие реактива, но и нагревание. Оксидная плёнка алюминия препятствует реакции с водой, но разрушается воздействием кислот и щелочей. Ржавчина на железных изделиях тоже является оксидной плёнкой, но она настолько рыхлая, что не мешает дальнейшему окислению железа.

Под действием концентрированных кислот на некоторых металла так же образуется оксидная плёнка и она полностью препятствует реакции. Этот процесс называется пассивацией. В концентрированной серной кислоте пассивируются: Be, Bi, Co, Fe, Mg, Nb, а в концентрированной азотной кислоте: Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U

Большинство металлов растворяются в соляной и серной разбавленных кислотах, но Cu, Ag и Hg – только серной концентрированной и азотной концентрированной кислотами, а Pt и Au – “царской водкой”.

Cu+2h3SO4→CuSO4+SO2↑+2h3O

2Ag+2h3SO4→Ag2SO4↓+SO2↑+2h3O

Hg+2h3SO4→HgSO4↓+SO2↑+2h3O

3Pt+18HCl+4HNO3→3h3 [PtCl6 ]+4NO↑+8h3O

Au+4HCl+HNO3→H[AuCl4 ]+NO↑+2h3O

Все металлы в земной коре распространены по-разному: от самых распространенных (Al, Na, Ca) до самых редких (Bi, In, Ag, Au, Pt). Многие находятся в виде соединений (металлические руды), но существуют самородные металлы (Ag, Au, Pt).

Автор статьи: Симкин Егор Андреевич

Редактор: Харламова Галина Николаевна

www.teslalab.ru