VI. Металлы. Коррозия металлов

Металлами называют простые вещества, состоящие из атомов металлических элементов, имеющие металлическую кристаллическую решетку (атомы связаны металлической связью). Поэтому металлы обладают рядом общих физических и химических свойств.

6.1. Физические свойства металлов

1.Для металлических тел с гладкой поверхностью характерен металлический блеск – результат отражения световых лучей. Наиболее интенсивным блеском обладает серебро. В мелко раздробленном состоянии многие металлы имеют черный или серый цвет.

2.Металлы обладают высокой электропроводностью и теплопроводностью. Максимальную электропроводность имеет серебро.

3.Важным технологическим свойством металлов является пластичность (ковкость) – способность деформироваться под действием внешних сил и сохранять измененную форму после прекращения действия этих сил. Наиболее пластичным металлом является золото.

Эти свойства объясняются тем, что металлический кристалл состоит из положительно заряженных ионов металлического элемента, которые связаны между собой делокализованными подвижными электронами.

4.Важным свойством металлов является полиморфизм – способность принимать различные аллотропные формы кристаллической решетки в зависимости от температуры (наиболее распространенные гексагональная, объёмно-центрированная, гранецентрированная). При изменении температуры одна форма способна переходить в другую в твердом состоянии. Аллотропные модификации обозначают греческими буквами ά, β, γ и т.д., начиная с самой низкотемпературной модификации.

6.2. Химические свойства металлов

Металлы, состоящие из атомов металлических элементов, способны только окисляться и являются только восстановителями.

M e – n e = Me ⁿ⁺.

Восстановитель окисляется.

Активность металлов (способность вступать в реакции) определяется значением электродного потенциала металла в ряду стандартных электродных потенциалов (см. табл. 5). Чем ниже значение электродного потенциала окисления металла, тем выше активность металла (тем легче идет окисление металла). Взаимодействие металлов с различными реагентами есть окислительно-восстановительный процесс. Поэтому реагенты являются окислителями, которые восстанавливаются.

Термодинамическая возможность протекания реакции взаимодействия металлов с реагентами определяется условием, что Э.Д.С. реакции должна быть положительной величиной:

Е_{реакции} = e_{восстановления} - e_{окисления .}

Взаимодействие металлов с водой

В воде окислителем является ион водорода (H⁺), который образуется при диссоциации:

H₂O <=> H⁺ + OH^-.

Так как вода, как слабый электролит, диссоциирует по равновесному процессу, то восстановление окислителя идет по уравнению

2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-.

Электродный потенциал процесса восстановления ионов водорода из воды (где [H⁺] = 10^-7 мол/л) по уравнению Нернста будет равен (−0,41В).

eH₂O/H₂ = 0 + 0,059 · lg 10^-7 = –0,41В.

По способности взаимодействовать с водой металлы можно разделить на три группы.

1.Металлы, для которых электродный потенциал окисления больше –0,41В. Такие металлы термодинамически не взаимодействуют c водой, так как Э.Д.С. реакции – отрицательная величина.

2.Металлы, для которых электродный потенциал окисления в интервале от –0,41В до –2,36В (магний при комнатной температуре). Такие металлы термодинамически взаимодействуют с водой, так как Э.Д.С. реакции – положительная величина.

Однако образующийся в результате реакции гидроксид металла нерастворим в воде и защитная пленка прекращает реакцию. Происходит пассивация металла.

Пример 1. Составить уравнение реакции в случае возможности взаимодействия алюминия с водой.

Решение.

2 Al – 3e =Al ³⁺ e ⁰ = –1.67В,

3 2H₂0 + 2e = H₂ + 2OH^- e⁰ = – 0,41В.

2Al + 6H₂O = 2Al³⁺ + 6OH^- + 3H₂

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂

Э.Д.С. реакции = (–0,41) – (–1,67) = +1,26В. Происходит взаимодействие металла алюминия с водой, однако образующийся в результате реакции гидроксид алюминия нерастворим в воде. Реакция останавливается.

3.Металлы, для которых электродный потенциал окисления от –2,36В (магний при температуре кипения воды) и ниже. Такие металлы взаимодействуют с водой.

Пример 2. Составить уравнение реакции в случае возможности взаимодействия натрия с водой.

Решение.

2 Na – e = Na⁺ e ⁰ = –2,71В

1 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^- e⁰ = –0,41В.

2Na + 2H₂O = 2Na⁺ + 2OH^- + H₂

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

Э.Д.С. = (–0,41В) – (–2,71В) = +2,30В. Реакция протекает с образованием гидроксида натрия и водорода.

Таким образом, по взаимодействию с водой металлы можно классифицировать: инертные, пассивирующиеся и активные.