7

Лабораторная работа

ОБЩИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Работу выполнил_______________ Работу принял_________________

Дата выполнения_______________ Отметка о зачете________________

Введение

Металлы – вещества, основной отличительной особенностью которых в конденсированном состоянии является наличие свободных, несвязанных с определёнными атомами, электронов, способных перемещаться по всему объёму тела. Эта особенность металлического состояния вещества определяет собой всю совокупность свойств металлов.

К общим физическим свойствам металлов относится их высокая электропроводность, высокая теплопроводность, пластичность, т.е. способность подвергаться деформации при обычных и повышенных температурах, не разрушаясь.

В химических реакциях металлические элементы и в виде изолированных атомов, и в конденсированном состоянии проявляют только восстановительные свойства:

Me  Meⁿ⁺ + ne

Изолированные атомы большинства металлов имеют на внешнем энергетическом уровне 1, 2 или 3 электрона. В периодической системе металлические элементы находятся в начале каждого периода, т.е. они имеют большие размеры атомов (по периоду размеры атомов убывают). Поэтому металлы характеризуются низкими значениями энергий ионизации и вступают во взаимодействие с неметаллическими элементами, проявляющими сродство к электронам.

Почти все металлы непосредственно взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды. Оксиды металлов по свойствам делятся на три большие группы:

основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам соответствуют гидратные соединения, являющиеся основаниями. Некоторые из них можно получить, непосредственно растворяя оксид в воде:

CaO + H₂O  Ca (OH)₂

Кислотным оксидам металлов соответствуют гидратные соединения, обладающие кислотными свойствами: Mn₂O₇+H₂O2HMnO₄

Оксиды, гидратные соединения которых обладают как свойствами основания, так и свойствами кислоты, называются амфотерными: ZnO, SnO, PbO, Аl₂О₃, Сr₂О₃ и др.

Оксиды и гидроксиды металлов являются чрезвычайно важными соединениями, т.к. в большинстве случаев защитные (незащитные) плёнки на металлах образованы именно этими соединениями, которые, следовательно, и определяют их свойства.

Изменение состава и характера оксидов и гидроксидов металлов, принадлежащих к одному и тому же периоду таблицы Д.И. Менделеева, в которых металл проявляет максимальную степень окисления, можно проследить на примере элементов начала четвёртого периода:

+1 K2O KOH	+2 CaO Ca(OH)2	+3 Sc2O3 Sc(OH)3	+4 TiO2 Ti(OH)4	+5 V2O5 HVO3	+6 CrO3 H2CrO4	+7 Mn2O7 HMnO4
основной			амфотерный	кислотный

Аналогично изменяется характер оксидов и гидроксидов одного и того жe элемента с увеличением его степени окисления:

+2 MnO Mn(OH)2	+3 Mn2O3 Mn(OH)3	+4 MNO2 Mn(OH)4	+5 Mn2O5 –	+6 MnO3 H2MnO4	+7 Mn2O7 HMnO4
основной		амфотерный	кислотный

Таким образом, в рассмотренных закономерностях изменения характера оксидов и гидроксидов наблюдается постепенное увеличение кислотных свойств от основных свойств и по периоду таблицы Д.И. Менделеева, и с увеличением степени окисления элемента.

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ МЕТАЛЛОВ В ВОДНЫХ СРЕДАХ.

Восстановительная активность металлов в водных средах характеризуется величиной стандартного электродного потенциала металла Е (см. Приложение–1).

В качестве окислителя металла может использоваться вещество, имеющее более высокое значение стандартного электродного потенциала сопряжённой окислительно–восстановительной пары. Однако, в случае проведения химической реакции в условиях, отличающихся от стандартных условий, значение электродного потенциала вычисляется по формуле Нернста.

Электродвижущая сила (ЭДС) окислительно–восстановительной реакции, вычисленная по формуле: ЭДС =Е_{окислителя} –Е_{восстановителя} ,имеет значение >0, и следовательно, изменение энергии Гиббса:G= –nF(ЭДС) удовлетворяет условию самопроизвольно идущему химическому процессу, а именно:G < 0.

1.ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДЕ.

Вода взаимодействует с наиболее активными металлами в качестве окислителя, при этом образуется водород согласно следующему уравнению:

2 H₂O + 2 e  H₂ + 2 OH^–

Электродный потенциал этого процесса, т.е. при образовании водорода из воды, вычисленный по формуле Нернста для концентрации ионов водорода 10^–7моль/л (нейтральная среда), равен Е° = –0,41 В. Следовательно, вода теоретически может окислять только те металлы, у которых значения электродных потенциалов Е° < – 0,41 В. Этому условию удовлетворяют металлы, стоящие в начале ряда напряжений. Однако, многие из этих активных металлов в обычных условиях являются вполне устойчивыми по отношению к воде. Главная причина их устойчивости состоит в том, что они покрыты прочными оксидными плёнками. Например, алюминий защищён плёнкой, состоящей из оксида алюминия Аl₂О₃.

Особенно легко реагируют с водой щелочные и щелочноземельные металлы, которые покрыты рыхлой и легко растворяющейся в воде оксидной плёнкой.

ПРИМЕР 1.Металлический калий, помещённый в воду, быстро лишается оксидной

плёнки:

K2O + H2O  2 KOH K2O + H2O  2 K+ + 2 OH–

Далее металл реагирует с водой 2K+ 2H₂O= 2KOH+H₂

Для того, чтобы составить это уравнение, применяется электронно–ионный баланс:

Восстановитель 2 | KK++e Окислитель 1 | 2 H2O + 2 e  H2 + 2 OH–________ 2 K + 2 H2O  2 K+ + H2 + 2 OH–

Металлические калий, натрий и другие щелочные металлы приходится даже хранить под керосином.

2. ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДНЫМ РАСТВОРАМ ЩЕЛОЧЕЙ.

В тех случаях, когда металл защищён оксидной плёнкой, имеющей амфотерный характер (или кислотный), то в начале растворяется плёнка в результате взаимодействия оксида со щёлочью. А далее металл или реагирует с водой, или нет в зависимости от соотношения электродных потенциалов металла и водорода из воды (для данной щелочной среды). Следовательно, процесс растворения металла в щёлочи является многостадийным. ПРИМЕР 2. Растворение алюминия в водном растворе гидроксида калия.

1 стадия – снимается защитная оксидная плёнка, проявляющая амфотерный характер:

Al2O3 + 3 H2O + 2 KOH  2 K [AL(OH)4] AL2O3 + 3 H2O +2 K + + 2 OH –  2 K+ + 2 [AL(OH)4] – AL2O3 + 3 H2O +2 OH –  2 [AL(OH)4]

2 стадия – идёт окислительно–восстановительная реакция алюминия с водой (стандартный электродный потенциал алюминия Е° = –1,66В):

2 AL + б H₂O  2 АL(ОН)₃  + 3 Н₂

2 | AL + 3 ОН –  АL(ОН)з + 3 е 3 | 2 Н2O + 2 е  Н2 + 2 ОН –

2 AL + б ОН ^– + б Н₂O  2 AL(OH)₃ + 3 Н₂ + 6 ОН

3 стадия – взаимодействие образовавшейся плёнки из нерастворимого гидроксида AL(OH)₃, имеющего амфотерный характер, со щёлочью КОН:

AL(OH)3 + КОН  K[AL(OH)4] AL(OH)3 + К+ + ОН –  К+ + [AL(OH)4]–

Далее повторяется 2 стадия, т.е. обнажившийся металл вновь взаимодействует с водой, затем – 3 стадия и т.д. до полного растворения металла.

В итоге процесс взаимодействия алюминия со щёлочью можно выразить суммарным уравнением: 2 AL + 2 КОН + 6 Н₂О  2 K[AL(OH)₄] + 3 H₂

Таким образом, в водных растворах щелочей у многих металлов растворяются защитные оксидные плёнки, имеющие амфотерный характер (ZnO, Ga₂О₃, SnO₂ и др.), а также те оксидные плёнки, которые проявляют кислотный характер, например, плёнка WO₃ (на металле вольфрам). Далее очищенный металл проявляет своё химическое отношение к водному раствору щёлочи в зависимости от его свойств.

3. ДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ НА МЕТАЛЛЫ.

Почти все металлы окисляются кислотами. В большинстве случаев защитные оксидные плёнки, проявляющие основной или амфотерный характер, легко растворяются в кислотах. Далее окислительно–восстановительный процесс взаимодействия металла с кислотой определяется как активностью металла, так и природой и концентрацией кислоты.

Соляная и разбавленная серная кислоты окисляют только те металлы, которые стоят в ряду напряжений до водорода, так как роль окислителя в этих кислотах играют ионы водорода Н⁺, восстанавливающиеся до свободного водорода.

ПРИМЕР 3. Растворение магния в соляной кислоте (после растворения защитной плёнки MgO): Mg + 2 HCL  MgCL₂ + Н₂

Mg + 2Н⁺ + 2CL^–  Mg²⁺ + 2CL^– + H²

Восстановитель Окислитель

1| Mg  Mg2+ + 2 e 1| 2Н+ + 2 е  H2

Mg + 2 H⁺  Mg²⁺ + H₂

Концентрированная серная кислота – при нагревании окисляет почти все металлы (не окисляются золото, платина и некоторые редкие металлы). Причём окислителем является ион SO^2–_4, который в зависимости от активности металла восстанавливается до диоксида серы (SO₂), свободной серы (S) и даже до сероводорода (H₂S).

IIРИМЕP 4. Взаимодействие меди (малоактивного металла) с концентрированной серной кислотой: Сu + 2 H₂SO₄ (конц.)  Сu SO₄ + SO₂ + 2 Н₂О

Окислитель

1 | Сu  Сu2+ + 2е 1 | SO42– + 4 Н+ + 2е  SO2 + 2 H2O Сu + SO42+ + 4 H+  Cu2+ +SO2 +2 Н2О

Азотная кислота (как концентрированная, так и разбавленная) окисляет почти все металлы. Окислителем в азотной кислоте является ион NО₃^–. Концентрированная азотная кислота восстанавливается металлами до NO₂.

ПРИМЕР 5. Взаимодействие меди (малоактивного металла) с концентрированной азотной кислотой: Сu + 4 Н МОз (конц.)  Сu(МО₃)₂ + 2 NO₂ + 2 Н₂O

Окислитель

l| Сu  Сu2+ + 2е 2| NO3– + 2 Н + + 1 е  NO2 + H2O Сu + 2 NO3– + 4 Н+  Сu2+ + 2 NO2 + 2 Н2О

Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными металлами (например, Сu, РЬ ) до монооксида азота (NO), а более активными металлами (например, Fe, Zn, Mg) до – N₂O и N_2.

Продуктом восстановления очень разбавленной азотной кислоты является аммиак NHj, образующий с избытком кислоты аммонийную соль NH₄NO₃

Алюминий, железо, хром при действии на них концентрированной азотной кислоты "пассивируются". Покрываясь более плотной плёнкой оксида, они перестают после этого подвергаться действию и концентрированных, и разбавленных кислот.

Восстановление разбавленных и концентрированных серной и азотной кислот представлено в Приложении.