Химические свойства металлов.

Металлы занимают в Периодической таблице левый нижний угол. Металлы относятся к семействам s – элементов, d – элементов, f-элементов и частично – р-элементов.

Самым типичным свойством металлов является их способность отдавать электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Причём металлы могут проявлять только положительную степень окисления.

Ме – ne = Meⁿ⁺

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

а). Взаимодействие металлов с водородом.

С водородом непосредственно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды. Например:

2Na + H₂ = NaH

Ca + H₂ = CaH₂

Образуются нестехиометрические соединения с ионной кристаллической структурой.

б). Взаимодействие металлов с кислородом.

Все металлы за исключением Au, Ag, Pt окисляются кислородом воздуха. Пример:

2Na + O₂ = Na₂O₂ (пероксид)

4K + O₂ = 2K₂O

2Mg + O₂ = 2MgO

2Cu + O₂ = 2CuO

в). Взаимодействие металлов с галогенами.

Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов. Пример:

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

В основном это ионные соединения: MeHal_n

г). Взаимодействие металлов с азотом.

С азотом взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. Пример:

3Ca + N₂ = Ca₃N₂

Mg + N₂ = Mg₃N₂ – нитрид.

д). Взаимодействие металлов с углеродом.

Соединения металлов и углерода – карбиды. Они образуются при взаимодействии расплавов с углеродом. Активные металлы образуют с углеродом стехиометрические соединения:

4Al + 3C = Al₄C₃

Металлы – d-элементы образуют соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей.

2. Взаимодействие металлов с водой.

С водой реагируют металлы, имеющие более отрицательный потенциал, чем окислительно-восстановительный потенциал воды.

Активные металлы более активно реагируют с водой, разлагая воду с выделением водорода.

Na + 2H₂O = H₂↑ + 2NaOH

Менее активные металлы медленно разлагают воду и процесс тормозится из-за образования нерастворимых веществ.

3. Взаимодействие металлов с растворами солей.

Такая реакция возможна, если реагирующий металл активнее, чем находящийся в соли:

Zn + CuSO₄= Cu⁰↓ + ZnSO₄

= – 0,76 B., = + 0,34 B.

Металл, обладающий более отрицательным или менее положительным стандартным электродным потенциалом, вытесняет другой металл из раствора его соли.

4. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

Со щелочами могут взаимодействовать металлы, дающие амфотерные гидрооксиды или обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей. При взаимодействии металлов с растворами щелочей, окислителем является вода.

Пример:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

1 Zn⁰ + 4OH^– – 2e = [Zn(OH)₄]^2– окисление

Zn⁰ – восстановитель

1 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^– восстановление

H₂O – окислитель

Zn + 4OH^– + 2H₂O = [Zn(OH)₄]^2– + 2OH^– + H₂↑

Металлы, обладающие высокими степенями окисления, могут взаимодействовать со щелочами при сплавлении:

4Nb +5O₂ +12KOH = 4K₃NbO₄ + 6H₂O

5. Взаимодействие металлов с кислотами.

Это сложные реакции, продукты взаимодействия зависят от активности металла, от вида и концентрации кислоты и от температуры.

По активности металлы условно делятся на активные, средней активности и малоактивные.

Кислоты условно делятся на 2 группы:

I группа – кислоты, обладающие невысокой окислительной способностью: HCl, HI, HBr, H₂SO_4(разб.), H₃PO₄, H₂S, окислитель здесь H⁺. При взаимодействии с металлами выделяется кислород (H₂↑). С кислотами первой группы реагируют металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом.

II группа – кислоты, обладающие высокой окислительной способностью: H₂SO_4(конц.), HNO_3(разб.), HNO_3(конц.). В этих кислотах окислителями являются анионы кислоты: . Продукты восстановления аниона могут быть самыми разнообразными и зависят от активности металла.

H₂S↑ – c активными металлами

₆₊ +8е

H₂SO₄ +6е S⁰↓ – с металлами средней активности

конц. +2е

SO₂↑ – c малоактивными металлами

NH₃ ( NH₄NO₃ )– c активными металлами

₅₊ +8e

HNO₃ +4,5e N₂O, N₂ – с металлами средней активности

разб.

+3e

NO – c малоактивными металлами

HNO_3(конц.) – NO₂↑ – c металлами любой активности.

Если металлы обладают переменной валентностью, то с кислотами I группы металлы приобретают низшую положительную степень окисления: Fe → Fe²⁺, Cr → Cr²⁺. При взаимодействии с кислотами II группы – степень окисления +3: Fe → Fe³⁺, Cr → Cr³⁺, при этом никогда не выделяется водород.

Некоторые металлы (Fe, Cr, Al, Ti, Ni и др.) в растворах сильных кислот, окисляясь, покрываются плотной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего растворения (пассивация), но при нагревании оксидная плёнка растворяется, и реакция идёт.

Малорастворимые металлы, обладающие положительным электродным потенциалом, могут растворяться в кислотах I группы, в присутствии сильных окислителей.