Обзор свойств металлов
Металлы известны с давних пор (золото,
серебро).
Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, встречаются в свободном виде, в виде самородков.
Остальные металлы встречаются в связанном виде,
в виде соединений.
Минералы, горные породы, содержащие соединения металлов и пригодные к их промышленному получению, называют рудами.
В рудах металлы находятся в виде оксидов,
сульфидов, карбонатов, силикатов и фосфатов.
Металлы
Способы получения металлов из руд:
пирометаллургия;
гидрометаллургия;
электрометаллургия.
Способы получения металлов из руд
Пирометаллургия – это восстановление металлов из руд
при высоких температурах под действием восстановителей.
В зависимости от типа восстановителя различают:
карботермию;
металлотермию.
Способы получения металлов из руд
Карботермия – восстановление металла углеродом или
монооксидом углерода:
Fe2O3 +C t →2FeO +CO ↑;
FeO +CO t→Fe +CO2 ↑;
FeO +C t→Fe +CO ↑.
Так получают металлы, которые не дают прочных карбидов.
Способы получения металлов из руд
Если металл образует прочные карбиды, то в качестве восстановителя используют
более активный металл: магний,
алюминий, кремний, натрий, калий.
Такой способ получения металлов называют металлотермией.
Чаще восстановителем является алюминий. Тогда метод называют алюминотермией.
Сr2O3 + Al t→Cr + Al2O3.
Способы получения металлов из руд
Для получения металлов, чистых от углерода, в качестве восстановителя используют водород:
WO3 + H2 t→W + H2O
Водород дает взрывоопасную смесь с кислородом и его применение
ограничено.
Способы получения металлов из руд
Гидрометаллургия – это восстановление металлов из
растворов их солей.
Медную руду, содержащую CuO,
растворяют в серной кислоте:
СuO + H2 SO4 =CuSO4 + H2O.
Из раствора медь восстанавливают порошком железа:
СuSO4 + Fe = FeSO4 +Cu.
Способы получения металлов из руд
Электрометаллургия – это получение металлов из растворов или расплавов электролизом.
Читайте ранее рассмотренную тему электролиз.
Физические свойства металлов
Благодаря наличию в металлах
металлической связи,
обусловливающей электростатическое
взаимодействие катионов металла
со свободными электронами, металлы обладают рядом общих свойств.
Физические свойства металлов
1. Металлический блеск – способность отражать свет.
2. Наличие кристаллической решетки.
3. Малые энергии ионизации (металлы легко отдают свои валентные электроны).
4. Электропроводность, обусловленная тем,
что электроны не принадлежат
конкретному атому, а свободно перемещаются в металле.
В ряду: Ag, Cu, Au, Al, Fe …
электропроводность уменьшается
Физические свойства металлов
Если повысить температуру, то электропроводность уменьшается за счет
возрастающего движения катионов металла в узлах кристаллической решетки.
5. Теплопроводность. Тепловая энергия
хорошо передается в металлах благодаря
свободно перемещающимся электронам и колебаниям ионов в узлах
кристаллической решетки.
Физические свойства металлов
6. Пластичность – способность металла изменять форму без разрушения.
В ряду: Au, Ag, Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Fe, …
пластичность уменьшается.
Благодаря пластичности металлы поддаются ковке, штамповке, прокатке,
вытягиваются в проволоку.
Физические свойства металлов
7. Плотность (ρ).
Если: ρ < 5 г/см3 – легкий металл,
ρ> 5 г/см3 – тяжелый металл.
Самый легкий металл – литий:
ρ(Li) = 0,53 г/см3.
Самый тяжелый металл – осмий:
ρ(Os) = 22,6 г/см3.
Физические свойства металлов
8.Температура плавления.
Самый тугоплавкий металл
вольфрам:
Tпл (W) = 3390°C .
Самые легкоплавкие металлы:
галлий и цезий:
Tпл(Ga) = 29,8°C; Tпл(Cs) = 28, 5°C.
Физические свойства металлов
9.Твердость – сопротивление проникновению другого тела.
Литий, натрий, калий можно резать ножом. Хром сам режет стекло.
10.Способность к образованию сплавов.
Металлы образуют между собой растворы в жидком и твердом состояниях.
Жидкие растворы, кристаллизуясь, дают
сплавы, свойства которых можно изменять.
Химические свойства металлов
Главное химическое свойство металлов – отдавать электроны:
+.
1. Отношение к кислороду.
Все металлы окисляются кислородом.
Ме0 +О2 → Me2On .
Многие металлы дают прочные оксидные пленки, которые защищают металл от дальнейшего окисления: Al, Zn, Sn, Pb, …
Fe дает рыхлую оксидную пленку, которая не защищает его от дальнешего окисления.
Химические свойства металлов
2. Отношение к воде.
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из воды.
Щелочные и щелочноземельные металлы делают это при комнатной температуре.
Na + H2O → NaOH + H2 ↑. 2 Na0 −e = Na+, о−ие,
1 2H2O +2e = H2 ↑ +2OH −, в−ие.
Химические свойства металлов
Другие металлы вытесняют водород из воды при нагревании:
Al + H2O t →Al2O3 + H2 ↑.
Уравниваем методом электронного баланса:
1 |
|
2Al0 −3e 2 →2Al+3 , о−ие, |
|
||
3 |
|
2H + +2e → H2 ↑, в−ие. |
|
|
Химические свойства металлов
3. Отношение к неметаллам . Галогены окисляют металлы на свету:
Fe +Cl2 = FeCl2 .
хлорид железа (II)
Другие неметаллы окисляют металлы при нагревании :
Fe +C t →Fe3C.
карбид железа (II), цементит
Химические свойства металлов
Fe + Si t →Fe3Si.
силицид железа (II)
Fe + H2 t →FeH2 .
гидрид железа (II)
4. Более активные металлы
восстанавливают менее активные из
растворов их солей: |
|
|
2+ |
2+ |
+Cu0 . |
Cu SO |
+ Fe0 = Fe SO |
|
4 |
4 |
|
Химические свойства металлов
5. Отношение к щелочам.
Со щелочами взаимодействуют металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны.
Такие металлы стоят в ряду напряжений до водорода и вытесняют его из воды.
NaOH +Zn + H2O → Na2 ZnO2 + H2 ↑.
1 Zn0 −2e +4OH − = ZnO22− +2H2O, о−ие;
1 2H2O +2e → H2 ↑ +2OH −, в−ие.
6. Взаимодействие металлов 
с кислотами
По отношению к металлам кислоты
делят на:
окислительные;
неокислительные.
Неокислительными называют кислоты, в
которых при взаимодействии с металлами
степень окисления меняет водород.
К ним относятся все органические и минеральные кислоты, кроме H2SO4 конц.
иHNO3 любой концентрации .
6. Взаимодействие металлов 
с кислотами
Окислительной считают кислоту, у
которой при взаимодействии с металлом
степень окисления меняет кислотообразующий элемент.
К ним относят кислоты: H2SO4 конц и HNO3 любой концентрации.
6. Взаимодействие металлов 
с кислотами
а) металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из
неокислительных кислот:
Fe +HCl → FeCl2 +H2 ↑.
1 Fe0 −2e = Fe2+, о−ие;
1 2H + +2e = H2 ↑, в−ие.
Cu +HCl =
6. Взаимодействие металлов 
с кислотами
Fe + H2 SO4 разб. = FeSO4 + H2 ↑.
Cu + H2 SO4 разб. =
6. Взаимодействие металлов 
с кислотами
б) с окислительными кислотами:
продукт восстановления кислоты зависит от активности металла и концентрации
кислоты.
Чем активнее металл и концентрированнее кислота, тем глубже
идет восстановление
кислотообразующего элемента.
6. Взаимодействие металлов 
с кислотами
Чем больше электронов участвует в восстановительном процессе, тем глубже процесс восстановления.
Запишем уравнения реакций в общем виде:
Мe + H |
|
+6 |
|
→ Мe (SO ) |
|
+ H |
|
+4 |
, H |
|
−2 |
|||
2 |
SO |
4конц. |
n |
О+ S O , S0 |
2 |
S . |
||||||||
|
|
2 |
|
4 |
2 |
|
2 |
|
|
|
||||
|
+5 |
→ Мe(NO ) |
|
+ H |
+4 |
+2 |
|
−3 |
|
|||||
Мe + H NO |
n |
О+ N O , N O, N 0 |
, N H + |
|||||||||||
|
|
3 |
|
3 |
|
2 |
|
|
2 |
2 |
|
|
4 |
|
Таблица. Взаимодействие 
металлов с кислотами
Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au
|
|
НNO3 |
конц |
|
|
|
|
NO2 |
|
|
|
|
|
Н2SO4 конц |
|
||
Н2S |
|
S |
|
SO2 |
|
|
|
НNO3 |
разб |
|
|
NH4+ |
N2 |
|
|
N O |
NO |
|
|
|
|
2 |
|
6. Взаимодействие металлов 
с кислотами
При протекании реакции концентрация
кислоты уменьшается и продукты восстановления меняются.
В таблице данные для начального момента реакции.
Концентрированные кислоты пассивируют металлы при комнатной
температуре, так как поверхность металла блокируется образующейся солью.
Примеры
Закончите уравнения реакций и
расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
Пример 1. |
−2 |
|
|
|
||||
+6 |
+ H2O + Na2 SO4 |
|||||||
Na + H2 SO4конц. t → H2 |
S |
|||||||
1 |
|
|
SO42− +8e +10H + = H2 S +4H2O, в−е, |
|||||
|
||||||||
4 |
|
2Na0 −2e = 2Na+, о−е. |
|
|
|
|||
|
|
|
|
+. |
||||
SO2− +10Н+ +8Na = H |
S ↑ +4H |
O +8Na |
||||||
4 |
2 |
|
2 |
|
|
|||
8Na +5H2 SO4конц. = 4Na2 SO4 + H2 S +4H2O.
Таблица. Взаимодействие 
металлов с кислотами
Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au
НNO3 конц
NO2
Н2SO4 конц
|
Н2S |
S |
SO2 |
НNO3 разб
NH4+ |
N2 |
N O |
NO |
|
|
2 |
|
Примеры
Пример 2.
+6 |
|
|
|
|
|
|
||
Fe + H2 SO4 конц. t → S 0 + H2O+ Fe2 (SO4 )3. |
||||||||
1 |
|
SO2− +6e |
+8H + = S 0 +4H |
O, |
в |
− |
е, |
|
|
||||||||
|
|
4 |
|
2 |
|
|
||
1 |
|
2Fe0 −6e = 2Fe3+, о−е. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
SO2− +8Н+ |
+2Fe = S +4H |
O +2Fe3+. |
||||||
4 |
2 |
|
|
|
|
|
||
2Fe +4H2 SO4 конц. = Fe2 (SO4 )3 + S ↓ +4H2O.
Таблица. Взаимодействие 
металлов с кислотами
Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au
НNO3 конц
NO2
Н2SO4 конц
|
Н2S |
S |
SO2 |
НNO3 разб
NH4+ |
N2 |
N O |
NO |
|
|
2 |
|
Примеры
Пример 3.
|
|
|
+6 |
+4 |
|
|
|
|
|
Сu + H2 |
SO4конц. t →S О2 |
+ H |
O |
+CuSO |
|||||
|
|
|
|
+4 |
|
2 |
|
4 |
|
|
|
SO42− |
|
|
|
|
|
|
|
1 |
|
+ |
2e +4H + = S О2 +2H2O, в−е, |
||||||
|
|||||||||
1 |
|
Cu0 −2e =Cu2+, о−е. |
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|||||||
SO2− +4Н+ +Cu = SO +2H |
O +Cu2+. |
||||||||
4 |
|
2 |
2 |
|
|
|
|
||
Cu +2H2 SO4конц. = CuSO4 + SO2 +2H2O.
Таблица. Взаимодействие 
металлов с кислотами
Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au
НNO3 конц
NO2
Н2SO4 конц
|
Н2S |
S |
SO2 |
НNO3 разб
NH4+ |
N2 |
N O |
NO |
|
|
2 |
|
Примеры
Пример 4.
+5 |
|
+4 |
|
O |
+Cu(NO ) |
. |
||||
H NO |
3 конц. |
+Cu t → N О + H |
2 |
|||||||
|
|
|
|
2 |
|
3 2 |
|
|||
2 |
|
NO3− +1e +2H + = NО2 + H2O, в−е, |
|
|||||||
|
|
|||||||||
1 |
|
Cu0 −2e =Cu2+, о−е. |
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
||||||
|
2NO− +4Н+ +Сu = 2NO +2H |
O +Сu2+. |
|
|||||||
3 |
|
2 |
|
2 |
|
|
|
|||
Cu +4HNO3 конц. = Cu(NO3 )2 + 2NO2 +2H2O.
Таблица. Взаимодействие 
металлов с кислотами
Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au
|
|
НNO3 |
конц |
|
|
|
|
NO2 |
|
|
|
|
|
Н2SO4 конц |
|
||
Н2S |
|
S |
|
SO2 |
|
|
|
НNO3 |
разб |
|
|
NH4+ |
N2 |
|
|
N O |
NO |
|
|
|
|
2 |
|
Примеры
Пример 5.
+5 |
+2 |
+Cu(NO3 )2 . |
||||
|
H NO3 разб +Cu → N О+ H2O |
|||||
2 |
|
NO3− +3e +4H + = NО +2H2O, в−е, |
||||
|
||||||
3 |
|
Cu0 −2e =Cu2+, о−е. |
|
|
||
|
|
|
|
|
||
2NO− +8Н |
+ +3Сu = 2NO +4H |
O +3Сu2+. |
||||
3 |
2 |
|
|
|||
Cu +8HNO3 разб = 3Cu(NO3 )2 + 2NO +4H2O.
Таблица. Взаимодействие 
металлов с кислотами
Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au
|
|
НNO3 |
конц |
|
|
|
|
NO2 |
|
|
|
|
|
Н2SO4 конц |
|
||
Н2S |
|
S |
|
SO2 |
|
|
|
НNO3 |
разб |
|
|
NH4+ |
N2 |
|
|
N O |
NO |
|
|
|
|
2 |
|
Примеры
Пример 6.
+5
|
H NO |
3 разб |
+Zn → N 0 |
+ H |
O +Zn(NO ) |
. |
||||
|
|
|
2 |
|
2 |
|
3 2 |
|
||
1 |
|
2NO3−+10e +12H + = N20 +6H2O, в−е, |
|
|||||||
|
|
|||||||||
5 |
|
Zn0 −2e = Zn2+, о−е. |
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
||||
2NO− +12Н+ +5Zn = N |
2 |
+6H |
|
O +5Zn2+. |
|
|||||
|
3 |
|
|
2 |
|
|
|
|||
5Zn +12HNO3 разб = 5Zn(NO3 )2 + N2 +6H2O.
Таблица. Взаимодействие 
металлов с кислотами
Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au
|
|
НNO3 |
конц |
|
|
|
|
NO2 |
|
|
|
|
|
Н2SO4 конц |
|
||
Н2S |
|
S |
|
SO2 |
|
|
|
НNO3 |
разб |
|
|
NH4+ |
N2 |
|
|
N O |
NO |
|
|
|
|
2 |
|
Примеры
Пример 7.
|
+5 |
|
−3 |
+ + H |
O + NaNO |
||||
|
H NO |
3 разб |
+Na →N Н |
||||||
|
|
|
4 |
2 |
|
3 |
|||
1 |
|
NO3− +8e +10H += NН4+ +3H2O, в−е, |
|||||||
|
|||||||||
8 |
|
Na0 −1e = Na+, о−е. |
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
||||||
NO− +10Н+ +8Na = NH |
+ +3H |
O +8Na+. |
|||||||
|
3 |
|
|
4 |
|
2 |
|
|
|
8Na +10HNO3 разб =8NaNO3 + NH4 NO3 +3H2O.
Таблица. Взаимодействие 
металлов с кислотами
Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au
|
|
НNO3 |
конц |
|
|
|
|
NO2 |
|
|
|
|
|
Н2SO4 конц |
|
||
Н2S |
|
S |
|
SO2 |
|
|
|
НNO3 |
разб |
|
|
NH4+ |
N2 |
|
|
N O |
NO |
|
|
|
|
2 |
|
Примеры
Пример 8. Zn + NaOH → ZnO22− + H2 ↑
|
+2 |
|
|
|
H2 Zn O2 |
|
|
Zn вытесняет водород из воды. |
|
|
Уравниваем в щелочной среде: |
1 |
|
Zn0 −2e +4OH − = ZnO22− +2H2O, о−е, |
|
||
1 |
|
2Н2О+2e = Н2 ↑ +2ОН−, в−е. |
|
||
Zn +4OН− +2H2O = ZnO22− + H2 ↑ +2H2O +2OH −.
Zn +2NaOH = Na2 ZnO2 + H2 ↑.