Лекции химия_1 / 18_Общие свойства металлов

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

СОДЕРЖАНИЕ

Содержание………………………………………………………………………. 1

Положение металлов в периодической таблице………………………………. 2

Способы извлечения металлов из руд ………………………………….……….3

Природа химической связи в металлах………………………………………… 5

Общие химические свойства металлов………………………………………… 7

Реакции с неметаллами …………………………………………………………..7

Взаимодействие металлов с растворами электролитов……………………….. 8

Взаимодействие металлов с растворами солей………………………………... 9

Взаимодействие металлов с водой, водными растворами кислот и щелочей ..9

Действие кислот на металлы ……………………………………………...10

Взаимодействие металлов с водой………………………………………. 15

Взаимодействие металлов с растворами щелочей ………………………17

Окислителькислород. …………………………………………………………18

ЛИТЕРАТУРА ………………………………………………………………….19

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.

Положение металлов в периодической таблице.

Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп), а справа вверху – элементы-неметаллы. Элементы, расположенные вблизи диагонали (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным характером. 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). Наиболее типичные элементы – металлы расположены в начале периодов (начиная со второго).

Общей особенностью атомов металлов являются их большие в сравнении с атомами неметаллов размеры. Внешние электроны в атомах металлов находятся на значительном удалении от ядра и связаны с ним сравнительно слабо. Атомы металлов характеризуются низкими потенциалами ионизации и близким к нулю или отрицательным сродством к электрону. Именно поэтому металлы легко отдают валентные электроны, выступая в качестве восстановителей, и, как правило, не способны присоединять электроны — проявлять окислительные свойства.

Свойства вещества, называемые ―металлическими‖, определяются его электронным строением, т.е. природой химической связи, называемой ―металлической”. Этот тип связи свойственен лишь коллективам атомов или молекул (отдельные атомы и молекулы никакими металлическими свойствами не обладают) и поэтому возможен лишь в конденсированном (жидком или твердом) состоянии.

Химическая связь предполагает определенный вид кристаллической решетки. Металлическая химическая связь способствует образованию кристаллов с металлической кристаллической решеткой. В узлах кристаллической решетки находятся атомыионы металлов, а между ними свободно движущиеся электроны. Металлическая связь отличается от ионной, т.к. нет анионов, хотя

есть катионы. Отличается она и от ковалентной, т.к. не образуются общие электронные пары.

Таким образом, кристаллическая решетка зависит и определяется видом химической связи, но в то же время является причиной для физических свойств.

Способы извлечения металлов из руд

В самородном состоянии в природе встречаются лишь немного металлов: золото, платина, изредка серебро, медь, ртуть. Подавляющее большинство металлов находится в виде соединений с другими элементами. Минералы и горные породы, содержащие соединения металлов количестве и виде, пригодном для промышленного извлечения носят названия руд.

РУДЫ

Стадии переработки руд обычно включают:

1). Для сульфидных и карбонатных руд - обжигMeS + O2 = MeO + SO2 МеCO3 = CO2 + MeO

2). Восстановление металлов из MeO:

3).Выщелачивание (гидрометаллургические методы):

Руда + Реагент (кислота, соль) + вода раствор комплексного соединения (соли). Полученный раствор подвергают (через стадии разделения металлов) электролизу.

Общие физические свойства.

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

1.Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду - Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe уменьшается.

2.Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

3.Электропроводность. Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду - Ag,Cu,Al,Fe уменьшается. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".

4.Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

5.Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6.Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ =22,6 г/см3). Металлы, имеющие ρ < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

7.Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл –

ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C).

Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Примеры электро- и теплопроводности некоторых металлов (относительно значений для ртути = 1)

При комнатной температуре все металлы кроме ртутикристаллические вещества. Металлы кристаллизуются в основном в трех видах кристаллических решеток:

a)объемно-центрированная (Na. K и др.);

b)гранецентрированная (Cu, Ag, Au и др.);

c)гексагональная (Be, Mg, Zn, Ti и др.

Все металлы имеют оттенки белого цвета, за исключением Cu и Au.

Природа химической связи в металлах.

По современным представлениям металл можно рассматривать как совокупность системы положительно заряженных ионов, колеблющихся относительно их положения равновесия и системы относительно свободных коллективизированных электронов, заполняющих решетку, которые компенсируют силы взаимного отталкивания положительных ионов. Энергия этих делокализованных электроновэлектронов проводимости - отвечает зоне проводимости. Согласно зонной теории, у металлов оттсутствует запрещенная зона между валентной зоной и зоной проводимости.

При образовании кристалла атомные орбитали металла в результате перекрывания образуют молекулярные. При этом число молекулярных орбиталей равно числу атомных, из которых они образовались , и имеет в кристалле порядок числа Авогадро. Разность энергий между отдельными орбиталями становится очень малой, так что электроны могут беспрепятственно переходить с одного энергетического уровня на соседний. Каждая группа молекулярных орбиталей образует зону возможных энергетических состояний электронов в данном кристалле.

Рассмотрим образование зон в магнии.

Магнийэлемент 3 периода. В нормальном (газовом) состоянии валентные электроны находятся на 3s подуровне:

Mg: 1s22s22p63s2

3d

3p

3s

При образовании кристалла атомные орбитали перекрываются и образуется такое же число молекулярных орбиталей. Происходит расщепление атомных орбиталей в зону. В магнии образуется 3s- и ближайшая к ней - 3pзоны, которые перекрываются между собой при образовании кристаллической решетки.

Зона, образованная молекулярными орбиталями из 3s-подуровней заполненная электронами называют валентной (В) зоной, а наиболее низкую из незаполненных (целиком или частично) - зоной проводимости (П).

Схема зонной структуры твердых тел и заполнения зон электронами

Е

Области энергий между разрешенными зонами, которыми электроны обладать не могут называются запрещенными зонами. Для полупроводников ширина запрещенной зоны в пределах 0,1- 3 эВ (для кремния- 1,1 эВ, германия- 0,7 эВ, для серого олова- 0,1 эВ).

Кристалл, у которого нижние зоны заполнены целиком, а верхние пустые является диэлектриком (ширина запрещенной зоны 3 эВ).

Общие химические свойства металлов

Впериодах при переходе от щелочного металла к инертному газу заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому энергия ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают.

Вгруппах и подгруппах радиус атома возрастает с увеличением порядкового номера элемента. Кроме того, увеличение числа промежуточных электронных слоев, расположенных между ядром и внешними электронами, приводит к более сильному экранированию ядра. Оба этих фактора приводят к ослаблению связи внешних электронов с ядром и уменьшению энергии ионизации, что свидетельствует об усилении металлических и, соответственно, восстановительных свойств.

Химические свойства металлов весьма разнообразны, однако общим для всех металлов в свободном виде является то, что они хорошие восстановители. Этим обусловлена способность металлов вступать во взаимодействие с различными окислителями, в качестве которых могут быть элементарные вещества с большой электроотрицательностью, ионы менее активных металлов, молекулы сложных веществ и др.

Как правило, металлы окисляются элементами, электроотрицательность которых выше, чем у металла. Однако на химическую активность металла оказывает влияние химическая активность самого элементарного окислителя, а также энергия диссоциации молекул элементарного окислителя. Так, несмотря на сравнительно большие значения энергии электроотрицательности у кислорода и азота окисление металлов галогенами, обладающих малой величиной энергии диссоциации молекулы, часто происходит легче, чем кислородом или азотом. Окисление азотом происходит с большим трудом из-за значительной величины энергии диссоциации его молекулы.

Реакции с неметаллами

1)С кислородом:

2Mg + O2 = 2Mg O

2)С серой:

Hg + S = Hg S

3)С галогенами:

Ni + Cl2 = NiCl2

4)С азотом:

3Ca + N2 = Ca3N2

5)С фосфором:

3Ca + 2P = Ca3P2

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

2Li + H2 = 2LiH

Ca + H2 = CaH2

Взаимодействие металлов с растворами электролитов.

Взаимодействие металлов со сложными окислителями протекает в зависимости от устойчивости этих соединений, которая определяется температурой и характером среды. Изучение реакций взаимодействия металлов в водных растворах осложняется гидролизом солей, а иногда и выпадением осадков гидроксидов или основных солей.

В соответствии с уравнением Нернста окислите5льно-восстановительная способность систем зависит от активности (концентрации) окисленной и восстановленной форм вещества, а для химических реакций с участием ионов Н+ и ОНˉ и от рН раствора.

По величинам окислительно-восстановительных потенциалов можно определить возможное направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций. Знание величины стандартных окислительно-восстановительных потенциалов дает возможность выяснить глубину (степень) самопроизвольного протекания окислительновосстановительных реакций в определенном направлении.

Электродный потенциал служит мерой изменения свободной энергии Гиббса ( G) в системе и тем самым указывает на направление протекания окислительновосстановительного процесса. При постоянных давлении и температуре убыль стандартной энергии Гиббса ( Gо) равна:

Gо = - ∆ЕоnF,

где F - число Фарадея (96485 Кл);

n - число электронов на один перенесенный ион.

∆Ео - разность стандартных потенциалов системы, В.

Поскольку знак «-» при Gо соответствует самопроизвольно протекающему процессу, то чем больше Ео, тем более отрицательно значение энергии Гиббса и тем более вероятен электродный процесс.

Для определения направления самопроизвольного протекания окислительно-

участвующих в данном процессе. Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ЭДС системы положительна, то есть

Взаимодействие металлов с растворами солей

Металлы способны вступать во взаимодействие с растворами солей. В реакциях с водными растворами солей отрыв электрона от атома активного металла осуществляется ионом металла, находящимся в растворе и выступающим здесь в качестве окислителя. Металлы, имеющие более отрицательный стандартный электродный потенциал, вытесняют из растворов солей другие металлы, с более положительной величиной стандартного электродного потенциала. Так, например, в реакции:

Fe + SnCl2 = FeCl2 +Sn

Выписываем значения потенциалов обоих металлов и окислителя с учетом

рН среды: EoFe2 /Fe = -0,44B; ESno 2 /Sn = -0,136B.

окислителем будут выступать ионы Sn2+, так как стандартный потенциал олова больше, чем у железа.

положительна и реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении:

1 Fe -2e = Fe2+

1 Sn2+ + 2e = Sn

Fe + Sn2+ = Fe2+ + Sn

Взаимодействие металлов с водой, водными растворами кислот и щелочей

Рассмотрим взаимодействие типичных восстановителей, металлов, с некоторыми окислителями - водой, растворами кислот и щелочей. Необходимое условие осуществления реакции окисления металла - Eокислителя .

Окислительно-восстановительные потенциалы некоторых металлов, а также водорода и кислорода в кислой, нейтральной и щелочной среде приведены в таблице.

Среда

Реальное прохождение реакции, помимо соотношения потенциалов окислителя и восстановителя, определяет кинетика процесса. Взаимодействие металлов с окислителями в отдельных случаях тормозится оксидными или солевыми плѐнками на поверхности металла. Такое состояние металла называют пассивным, а явление перехода в пассивное состояние - пассивацией.

Действие кислот на металлы

В растворах кислот окислителями могут быть либо ионы водорода H+, либо анионы кислоты. Взаимодействие металлов с кислотами следует рассматривать с учетом следующих факторов:

1.Величины стандартного электродного потенциала металла;

2.Окислительной способности кислотного остатка;

3.Концентрации кислоты.

При взаимодействии металлов с разбавленными кислотами (за исключением разбавленной азотной кислоты) окислителем является ион водорода H+. К числу таких кислот, содержащих в качестве окислителя ион H+, относятся кислоты, не содержащие кислорода в анионе (бескислородные кислоты): HF,