Добавил:

Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Российский государственный геологоразведочный университет им. С. Орджоникидзе

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

Химия, металлы

.doc

Скачиваний:

Добавлен:

29.03.2016

Размер:

72.7 Кб

Скачать

☆

Московский Государственный Геологоразведочный

Университет им. С. Орджоникидзе

Кафедра химии

Реферат и лабораторная работа

По теме: «Металлы»

Москва, 2003 г.

СВОЙСТВА, ОБЩИЕ ДЛЯ ВСЕХ МЕТАЛЛОВ

Основным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать свои электроны и переходить в положительно заряженный ион. Типичные металлы никогда не присоединяют электроны; их ионы заряжены положительно.

Легко отдавая при химических реакциях свои валентные электроны, металлы являются восстановителями. Чем легче металл отдает свои электроны, тем он активнее, тем энергичнее он вступает во взаимодействие с другими веществами. Благодаря различному сродству к кислороду, металлы способны при высоких температурах восстанавливаться из окислов другие металлы.

С внешней же стороны (физические свойства) металлы характеризуются прежде всего особым «металлическим блеском», которое обуславливается их способностью сильно отражать лучи света. Также типичные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью. Причем проводить тепло и так могут металлы, располагающиеся в одном и том же порядке: лучшие проводники – серебро и медь, худшие – свинец и ртуть. С повышением температуры проводность металлов падает, при понижении, наоборот, увеличивается.

Очень важным свойством металлов является их сравнительно легкая механическая деформируемость. Металлы пластичны, они хорошо куются, вытягиваются в проволоку и т. д.

Кристаллы металлов состоят из положительно заряженных ионов и свободных электронов, отщепившихся от соответствующих атомов. весь кристалл можно себе представить в виде пространственной решетки, узлы которой заняты ионами, а в промежутках находятся легкоподвижные электроны. Эти электроны постоянно переходят от одних атомов к другим и вращаются вокруг ядра то одного, то другого атома. Таким образом высокая электропроводность металлов объясняется присутствием в них свободных электронов. Также наличием свободных электронов обуславливается и высокая теплопроводность металлов. Находясь в непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами и обмениваются с ними энергией.

Пластичность металлов также непосредственно связана с их внутренним строением, допускающим легкое скольжение одних слоев ионов относительно других под влиянием внешнего воздействия. Когда однородность структуры нарушается от добавления другого металла, сплавы отличаются твердостью и хрупкостью. По плотности металлы условно подразделяются на две группы: легкие металлы (плотностью < 5 г/см³) и тяжелые металлы – все остальные.

Все металлы, кроме ртути, являются при обычной температуре твердыми веществами. Легкие металлы более легкоплавки, тяжелые – тугоплавкие. Температуры кипения металлов очень высоки.

ПОЛОЖЕНИЕ МЕТАЛЛОВ В ТАБЛИЦЕ МЕНДЕЛЕЕВА. ПОТЕНЦИАЛЫ ИОНИЗАЦИИ.

В периодической системе Д. И. Менделеева металлы занимают всю левую нижнюю часть, причем граница переходит за диагональную линию, проведенную из левого верхнего угла. В соответствии с особенностями электронной структуры и положением в периодической системе, различают s-, p-, d- и f- металлы. К s- металлам относятся элементы, у которых происходит заполнение внешнего s- уровня. Это элементы главных подгрупп I и II групп ПС – щелочные и щелочноземельные металлы. К числу р- металлов относятся элементы III – IV групп. Эти металлы типичные полупроводники. Характерная черта этих элементов – образование амфотерных гидроксидов. d- металлы получили название переходных металлов. Каждое семейство состоит из 10 d- элементов. Максимально возможная степень окисления d- металлов +8. Самая характерная особенность d- элементов – исключительная способность к комплексообразованиям. Этим они резко отличаются от непереходных элементов. Химию с достраивающими f- слоями образуют две группы элементов – лантаноиды и актиноиды. Лантаноиды - редкоземельные элементы. Их типичная степень окисления +3. Среди актиноидов большинство – радиоактивные элементы. Они способны проявлять несколько степеней окисления. Металлы IV и VII периодов называют также тяжелыми металлами, в связи с высокой плотностью, в отличии от легких металлов первых трех периодов.

Потенциал ионизации

По группе По периоду

металл металл

Li Cs Cs Re

МЕТАЛЛЫ В ПРИРОДЕ И ИХ КЛАРКИ

s-металлы встречаются в природе только в виде соединений, либо в составе минералов (KCl, NaCl, CaCO₃и т. д.), либо в виде ионов в морской воде. Алюминий – самый распространенный металл на Земле ( 8% состава земной коры). В виде свободного металла в природе не встречается ; входит в состав глиноземов (Al₂O₃), бокситов (Al₂O₃ xH₂O).

Золото и платина встркчаются почти исключительно в самородном виде, а серебро и медь – отчасти; иногда встречается самородная ртуть.

Минералы и горные породы, содержащие соединения металлов и пригодные для получения этих металлов, носят название руд.

Рассеянное состояние – когда элементы не образуют или почти не образуют собственных минералов.

Формы нахождения металлов:

Минералы:

А) оксиды

Б) галогениды

В) сульфиды

Г) селениды

Д) карбонаты

Е) силикаты

Редкие рассеянные элементы: Te, Ge, Cd.
Самородные элементы: Cu, Au, Ag, Pt.

Кларки большинства элементов не превышают 0,01 – 0,0001%, такие элементы называются редкими.

Металл

Кларк, %

7,4

4,2

3,2

2,3

2,4

2,3

РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ

Ряд напряжений – это вытеснительный ряд Бекетова. Он расположил металлы по их убывающей химической активности.

Если из всего ряда стандартных электродных потенциалов выделить только те электродные процессы, которые отвечают общему уравнению:

М^Z+ +Zē = M

то получим ряд напряжений металлов. В этот ряд всегда помещают также водород, что позволяет видеть, какие металлы способны вытеснять водород из водных растворов кислот. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его способность к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях.

Уменьшение химической активности

K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au

Уменьшение способности ионов к присоединению электронов

Eh⁰

Meⁿ⁺ + ne Me⁰

В этом ряду положение каждого металла точно определяется величиной электрического напряжения, или разностью потенциалов. Водород также помещен в этот ряд, т.к. он тоже может вытеснять некоторые металлы из растворов их солей.

Химическое поведение отдельных металлов при реакциях в растворах:

Каждый металл этого ряда (и водород) вытесняет (восстанавливает) все следующие за ним металлы из растворов их солей. В свою очередь сам он может быть вытеснен (восстановлен) любым из металлов, стоящих впереди него.
Металлы, стоящие в ряду напряжения до водорода, могут вытеснять его из разбавленных кислот. Металлы, стоящие вправо от водорода, не способны вытеснять водород из кислот.
Чем левее в ряду напряжение стоит Ме, тем он активнее, тем больше его восстановительная способность в отношении ионов других металлов, тем легче он сам превращается в ионы.

Уравнение электронного процесса

Стандартный потенциал φ⁰ при 25⁰ С.

Уравнение электродного процесса

Стандартный потенциал φ⁰ при 25⁰ С.

Li⁺ + ē^-= Li

Rb⁺ + ē- = Rb

K⁺ + ē^-= K

Cs⁺ + ē^- = Cs

Ca²⁺ + 2ē^- = Ca

Na⁺ + ē^- = Na

Mg²⁺ + 2ē^- = Mg

Al³⁺ + 3ē^- = Al

Ti²⁺ + 2ē^- = Ti

Mn²⁺ + 2ē^- = Mn

Cr²⁺ + 2ē^-= Cr

Zn²⁺ + 2ē^-= Zn

Cr³⁺ + 3ē^-= Cr

Fe²⁺ + 2ē^-= Fe

Cd²⁺ + 2ē^-= Cd

_-3.045

_-2.925

_-2.924

_-2.923

_-2.866

_-2.714

_-2.363

_-1.663

_-1.630

_-1.179

_-0.913

_-0.763

_-0.744

_-0.440

_-0.403

Co²⁺ + 2ē^- = Co

Ni²⁺ +2ē^- = Ni

Sn²⁺ + 2ē^- = Sn

Pb²⁺ + 2ē^-= Pb

Fe³⁺ + 3ē^-= Fe

2H⁺ + 2ē^-= H₂

Bi³⁺ + 3ē^-= Bi

Cu²⁺ + 2ē^-= Cu

Cu⁺ + ē^-= Cu

Hg₂²⁺ + 2ē^-= 2Hg

Ag⁺ + ē^-= Ag

Hg²⁺ + 2ē^-= Hg

Pt²⁺ + 2ē^-= Pt

Au³⁺ + 3ē^-= Au

Au⁺ + ē^-= Au

_-0.277

_-0.250

_-0.136

_-0.126

_-0.037

₀

_0.215

_0.337

_0.520

_0.788

_0.799

_0.850

_1.188

_1.498

_1.692

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ В МЕТАЛЛАХ.

Подвижные свободные электроны обуславливают электропроводность металлов, явления фотоэффекта, электрохимические свойства.

Следу методу молекулярных орбиталей, надо представить себе общее, на которых и размещаются все валентные электроны. При сближении 2-х атомов водорода, каждый энергетический уровень расщепляется на М подуровней. Увеличение числа уровней, вызываемая сближением атомов, приводит к тому, что образуются полосы, отвечающие s-электронам, р-электронам и т.д..

Характерное отличие переходных металлов от типичных заключается в том, что у первых заметно перекрытие энергетических зон (s, p, d). Атомы в металлах связаны прочнее, чем в отдельных молекулах составленных из тех же атомов. Длины связей в металлах больше длин, связей в молекулах, следовательно, каждая связь слабее молекулярной, но общее их число велико. Валентные электроны всех атомов в металле обуславливают возникновение сил, связывающих атомы металла друг с другом. Следовательно, «свободные электроны» – это электроны имеющие возможность перемещаться по всей массе металла, но они не «свободны» от действия сил и находятся в периодическом поле ионов металла, образующих его кристаллическую решетку.

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ

Оксиды, пероксиды и супероксиды s- элементов реагируют с водой, образуя щелочь:

Na₂ + H₂O = 2NaOH

BaO₂ +2H₂O = Ba(OH)₂ +H₂O₂

2KO₂ +2H₂O = 2KOH + H₂O₂ + O₂↑

Поверхность алюминий обычно покрыта прочной пленкой оксида Al₂O₃, которая предохраняет алюминий от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку удаляют, то металл может энергично реагировать с водой:

2Al + 6H₂O +2Al(OH)₃ +3H₂↑

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ +3H₂↑

Еh – pH ДИАГРАММА ВОДЫ:

Еh