Хімічні властивості металів

Характерною особливістю металів є те, що при утворенні сполук вони тільки віддають електрони (Me⁰ – nē  Meⁿ⁺), тобто проявляють тільки відновні властивості. Мірою міцності зв’язку електронів у атомі є величина енергії іонізації, або потенціал іонізації. Із збільшенням радіусу атома іонізаційний потенціал зменшується і навпаки. Найменше значення іонізаційного потенціалу мають лужні метали. Поняття про легкість віддавання електронів атомом елементу у хіміків корелюється з металічними властивостями. Так, термін “відновна здатність зростає” є аналогом терміну “металічні властивості посилюються”, і, навпаки, “відновна здатність спадає” означає послаблення металічних властивостей. Нижче представлений ряд, в якому метали розташовані в міру спадання їх відновної здатності:

Li  K   Ca   Na   Mg   Al   Mn   Zn   Cr   Fe   Ni   Sn   Pb   (H₂)   Cu   Hg   Ag   Pt  Au

В цьому ряду кожен лівіше розташований метал є активнішим за метал, розташований правіше. Таким чином, найактивніші метали – лужні та лужноземельні метали, алюміній. Неактивними є метали побічної підгрупи першої групи, ртуть та платиноїди.

До загальних хімічних властивостей металів можна віднести наступні.

1. Взаємодія з простими речовинами-неметалами (Е) з утворенням відповідної бінарної сполуки згідно схеми  +   →  . Легкість взаємодії залежить від відновної здатності металу та окисної активності неметалу: чим значнішими вони є, тим легше відбувається взаємодія.

Реагент	Рівняння реакції	Продукт	Метали, що реагують
Кисень	2Mg+O2  2MgO 3Fe+2O2  Fe3O4 2Na+O2  Na2O2	Оксид або пероксид	Усі, крім золота, срібла та платинових металів
Сірка	Fe+S  FeS	Сульфід	Усі, крім золота і платини
Хлор	2Fe+3Cl2  2FeCl3 2Au+3Cl2  2AuCl3	Хлорид	Усі
Азот	6Na+N2  2Na3N	Нітрид	Лужні, лужноземельні, магній
Фосфор	3Ca+2P  Ca3P2	Фосфід	Майже всі
Вуглець	Са+2С  СаС2 4Al+3C  Al4C3 3Fe+C  Fe3C	Карбід	Майже всі
Кремній	2Ca+Si  Ca2Si	Силіцид	Майже всі
Водень	2Na+H2  2NaH	Гідрид	Майже всі

2. Взаємодія з кислотами

Взаємодія металів з кислотами-неокисниками (Н_kА) відбувається згідно схеми:  + Н_kА →  _k(А)_n + Н₂, тобто ме витісняє Н і при цьому утворюється відповідна сіль металу та виділяється водень. В реакції цього типу вступають тільки метали, що розташовані в електрохімічному ряді напруг до H. Наприклад:

Mg+2HCl  MgCl₂ + H₂  (Mg⁰ + 2H⁺  Mg²⁺+ H₂⁰)

6Na+2H₃PO₄  2Na₃PO₄+3H₂ (6Na⁰ + 6H⁺  6Na⁺ + 3H₂⁰)

Cu+HCl   (Cu в ряду активності стоїть справа від Н.

Взаємодія металів з кислотами-окисниками:

З розбавленою і концентрованою азотною кислотою метал взаємодіє з утворенням нітрату металу, води та продукту відновлення кислоти, склад якого залежить від активності металу та концентрації кислоти (подається нижче в таблиці)

	HNO3
	/		\
концентрована			розбавлена
				
Fe, Al, Cr, Au, Pt пасивує (без нагрівання)	з важкими металами NO2	з лужними та лужноземельними металами N2O	з важкими металами NO	з лужними та лужно­земель­ними металами, а також Sn и Fe NH3 (NH4NO3)

Приклади:

Cu+4HNO₃  Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O

4Zn+10HNO₃  4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O

З концентрованою сірчаною кислотою метал взаємодіє з утворенням сульфату металу, води і продукту відновлення кислоти – SO₂, S чи H₂S; Fe, Al, Cr пасивуються кислотою і вступають у взаємодію тільки при нагріванні; Au, Pt не взаємодіють. Приклади:

2Ag+2H₂SO₄ ® Ag₂SO₄+SO₂­+2H₂O

8Na+5H₂SO₄ ® 4Na₂SO₄+H₂S­+4H₂O

3. Взаємодія з водою відбувається по-різному в залежності від активності металу

Активні (лужні і лужноземельні метали, магній і алюміній після зняття оксидної плівки) витісняють водень і утворюють розчинні основи згідно схеми +НОН→ (ОН)_n+Н₂. Наприклад:

2Na+2H₂O  2NaOH+H₂ (2Na⁰ + 2HOH  2Na¹⁺ + 2OH^1- + H₂⁰)

Ca+2H₂O  Ca(OH)₂+H₂ (Ca⁰ + 2HOH  Ca²⁺ + 2OH^1- + H₂⁰)

2Al+6H₂O  2Al(OH)₃+3H₂ (2Al⁰ + 6HOH  2Al³⁺ + 6OH^1- + 3H₂⁰)

Метали середньої активності при високій температурі утворюють оксид (оскільки утворена нерозчинна основа при цій температурі розкладається на оксид і водяну пару) і водень. Наприклад:

Zn+H₂O   ZnO+H₂

Неактивні (золото, срібло, платина) з водою чи водяною парою не реагують.

Взаємодію активних амфотерних металів з водними розчинами лугів можна розглядати як таку, що відбувається в дві стадії: спочатку Ме витісняє Н із Н₂О по загальній схемі, а потім утворений амфотерний гідроксид утворює сіль з лугом, наприклад:

2Al+6HOH 2Al(OH)₃ + 3H₂

2NaOH+2Al(OH)₃ 2Na[Al(OH)₄] .

2Al+2NaOH+6HOH  2Na[Al(OH)₄]+3H₂

4. Взаємодія з сполуками металів. Більш активний метал (Ме¹) витісняє (відновлює) менш активний метал (Ме²) а) з його солі в розчині (при звичайній температурі) та б) з оксиду при нагріванні (металотермія) по схемі: Ме¹+Ме²(An)  Ме¹(An) +Ме². Приклади

а) Cu+HgCl₂  Hg+CuCl₂ (Cu⁰ + Hg²⁺  Cu²⁺ + Hg⁰)

Fe+CuSO₄  Cu+FeSO₄ (Fe⁰ + Cu²⁺  Cu⁰ + Fe²⁺)

окрім лужних та лужноземельних металів, оскільки вони взаємодіють з водою

б) Al+MnO₂   2Al₂O₃+3Mn

В цілому характер взаємодії металів в залежності від їх активності можна відобразити в наступній таблиці:

Метали

Li

K

Ca

Na

Mg

Al

Zn

Fe

Sn

Pb

Cu

Hg

Ag

Au

Взаємодія з киснем повітря

Швидко окисню­ють­ся при звичай­ній температурі

Повільно окиснюються при звичайній температурі або при нагріванні

Не окисню­ються

Взаємодія з водою

При звичайній тем­пературі виділяєть­ся Н2 і утворюється гідроксид

При сильному нагріванні виділяється Н2 і утворюється оксид

Не витісняють Н2 з води

Взаємодія з кислотами

Витісняють Н2 із розведених кислот (крім HNO3)

Не витісняють Н2 із розведених кислот