Вопрос 30. Общие свойства металлов. Классификация металлов. Способы получения металлов. Пирометаллургия. Гидрометаллургия. Электрометаллургия. Способы получения металлов высокой степени чистоты.

К металлам относят простые вещества, образованные атомами элементов, имеющих небольшое число (от 1 до 4) электронов на внешнем энергетическом уровне. Атомы металлов обладают тенденцией к отдаче электронов, поэтому для них характерна высокая восстановительная активность, определяющаяся низкими значениями энергии ионизации (E_и) валентных электронов атомов. Известно, что в пределах одного периода величина E_и возрастает с увеличением порядкового номера элемента, а в главных подгруппах - уменьшается. Такая тенденция изменения восстановительной активности атомов и объясняет тот факт, что элементы-металлы находятся в Периодической системе (длиннопериодный вариант) левее диагонали "бор - астат".

К металлам относят s-элементы (за исключением H и He), d- и f-элементы, а также p-элементы, расположенные левее и ниже указанной диагонали (т.е. более 80% элементов, входящих в ПС). При этом следует помнить, что деление элементов на металлы и неметаллы является условным

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного пе­риода или одной главной подгруппы Периодической системы Д. И. Менделеева, изменяется закономерно. s-металлы составляют IА и IIА подгруппы Периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Шесть металлов (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) называют щелочными, так как их гидроксиды хорошо растворимы в воде и полностью диссоциируют на ионы. Подгруппу IIА образуют элементы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Ввиду большого сходства Ca, Sr и Ba со щелочными металлами IА подгруппы их часто называют щелочно-земельными металлами.

Металлургия — это и наука о промышленных способах получения металлов из руд, и отрасль промышленности.

Пирометаллургия — восстановление металлов из руд при высоких температурах с помощью углерода, оксида углерода(П), водорода, металлов — алюминия, магния

Например, SпО₂ + 2С = Sп + 2СО, Си₂О + С = 2Си + СО

Сульфидные руды предварительно подвергают обжигу при доступе воздуха, а затем полученный оксид восстанавли­вают углем:

2ZпS +3O₂ = 2ZпО + 2SО , ZпО + С = Zп + СО

Из карбонатных руд металлы выделяют FеСО₃ = FеО + СО₂, FеО +С = Fе + СО

б) ТiO₂ + 2Mg = Т1 + 2МgО (магнийтермия) ЗМпО₂ + 4А1 = ЗМп + 2А1₂О₃ (алюминотермия)

Гидрометаллургия — это восстановление металлов из их солей в растворе. Процесс проходит в 2 этапа: 1) природное соединение растворяют в подходящем реагенте для получения раствора соли этого металла; 2) из полученного раствора дан­ный металл вытесняют более активным или восстанавливают электролизом. Например, чтобы получить медь из руды, ее обрабатывают разбавленной серной кислотой: СиО + Н₂SО₄ = СиSО₄ + Н₂О

Затем медь извлекают из раствора соли либо электроли­зом, либо вытесняют из сульфата железом: СиSО₄ + Fе = Си + FеSО₄

Таким способом получают серебро, цинк, молибден, золо­то, уран.

Металлы высокой частоты получают применять водород

а) МоО₃ + ЗН₂ = Мо + ЗН₂0 (водородотермия)

Электрометаллургия — восстановление металлов в про­цессе электролиза растворов или расплавов их соединений.

Вопрос 31. Химические свойства металлов. Количественная характеристика химической активности металлов. Энергия ионизации, электродный потенциал. Взаимодействие металлов с неметаллами, водой, кислотами, щелочами, металлами.

Общие свойства металлов

1. Все металлы, 1 -2 группы за исключением Ве, взаимодействуют с водородом, образуя гидриды 2Na + H₂ = 2NaH,

2. взаимодействует с неметаллами ( О₂, галогенами, N₂, Р)

а).отношение к кислороду 2Na + O₂ = Na₂O₂, 4AI+3O₂= 2AI₂O_{3 ,} 3Fe+2O₂=Fe₃O₄

б) отношение к галогенам 2Na + CI₂ = 2NaCI ,

в) отношение к азоту 6Na +3N₂ = 2Na₃ N

г) отношение к сере Hg_(ж) + S_(т) = HgS_(т)

3. Отношение к воде.

2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂ , Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂.

Zn + H₂O = ZnO + H₂.

4. Отношение к кислотам. Все металлы взаимодействуют с разбавленными и концентрированными кислотами:

2K + H₂SO₄(р) = K₂SO₄ + H₂ , Cu + 2H₂SO₄(к) = CuSO₄ + 2H₂ O+SO₂,

5. с растворами солей CuSO₄ + Fe= Fe SO₄ + Cu

6. растворами щелочей Zn + 2H₂O + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

Восстановительная способность различных металлов неодинакова и определяется положением в электрохимическом ряду напряжения металлов:

Li K Rb Cs Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Cr Fe Ni Sn Pb Cu Hg Ag Pt Ag Pt Au

Металлы размещены в порядке убывания их восстановительных свойств и усиления окислительных свойств их ионов. Этот ряд характеризует химическую активность металлов только в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде.

Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I₁), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность. От энергии ионизации атома существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества.

На энергию ионизации атома наиболее существенное влияние оказывают следующие факторы:

1. эффективный заряд ядра, являющийся функцией числа электронов в атоме, экранирующих ядро и расположенных на более глубоко лежащих внутренних орбиталях;

2. радиальное расстояние от ядра до максимума зарядовой плотности наружного, наиболее слабо связанного с атомом и покидающего его при ионизации, электрона;

3. мера проникающей способности этого электрона;

4. межэлектронное отталкивание среди наружных (валентных) электронов.

Электродный потенциал, разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом . Возникновение Электродного потенциала обусловливается переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул— ориентационной адсорбцией их. Абс. величину электродного потенциала отдельного электрода определить невозможно, поэтому измеряют всегда разность потенциалов исследуемого электрода и некоторого стандартного электрода сравнения ..

Вопрос 32. Комплексные соединения. Состав комплексных соединений. Комплексообразователь, лиганды, координационное число. Классификация комплексных соединений. Получение, свойства, номенклатура комплексных соединений. Устойчивость комплексных соединений. Константа нестойкости. Природа химической связи в комплексах.

Комплексные соединения - это сложные вещества, в которых мож­но выделить внутреннюю сферу, в которую входят: центральный атом, (ион) - комплексообразователь; связанные с ним донорно-акцепторными связями лиганды; и внешнюю сферу, связанную с внутренней ионной связью.

Число лигандов во внутренней сфере называется координацион­ным числом. Лиганды располагаются вокруг центрального иона или по вер­шинам квадрата

Координационное число зависит от заряда центрального иона, и, как правило, в 2 раза больше него.

_{Внутренняя сфера}

Н апример: [Аg(NH₃)₂]CI<— Внешняя сфера

Центральный ион лиганд координационн число

Комплексные соединения бывают: а) анионные (комплексный анион); б) катионные (комплексный катион); в) катионанионные (комплексные анион и катион); г) нейтральные (комплексная группа нейтральна).

Примеры: а) К₃ [Fе(СN)₆]; б) [Си(NН₃)₄]8О₄; в) [Си(NН₃)₄] [РС1₄]; г) [Fе(СО)₅]°.

Комплексные соединения могут относиться к кислотам (Н [АиС1₄]); основаниям ([Аg(NН₃)₂]ОН), солям (Na₃ [А1F₆]), неэлек­тролитам ([Рt:(NHз)₂СI⁰).

Лигандами выступают атомы, ионы, молекулы, имеющие неподе­ленные электронные пары: Н₂О; КН₃; СI; Вг ; NО₂"; ОН"; СО⁰; остатки многоатомных спиртов, аминокислот; амины и т.д.

Номенклатура комплексных соединений

Сначала называют анион, потом катион, как бы читая формулу комплексного соединения с конца к началу.

В названиях комплексных соединений используют числительные: 2 ди; 3 - три; 4 - тетра; 5 - пента; 6 - гекса;

названия лигандов: Н₂О - аква; NH₃ -- амин; СО - карбонил;

Если центральный ион входит в состав комплексного аниона, то анион называется: Fе - феррат Си - купрат Аg - аргентат /

После названия центрального иона в скобках указывается его ва­лентность, равная заряду.

Если центральный ион входит в состав комплексного катиона, то он называется по-русски. Примеры:

К₂⁺ [Нg⁺²I₄^-]^2--тетрайодомеркурат (И) калия

Химическая связь в комплексн соед. Частично ковалентная

Химические свойства комплексных соединений

1. Диссоциация [Си (NН₃)₄] SО₄ = [Си (NH₃)₄]²⁺ +SО₄^2-

Внутренняя сфера практически не диссоциирует.

2. Реакции по внешней сфере

FеС1₃ +К₄ [Fе (СN)₆] -> КFе [Fе(СN)₆]₄ + ЗКС1

Синий

3.реакции с участием лигандов [Си (NH₃)₄]S0₄ +4HCI -»4NH₄CI +CuSO₄

4.реакции по центральному иону[Ап(NН₃)₂]С1 +КI -> АgI +КС1 +2NH₃

Устойчивость комплексного иона в растворе характеризуется его константой нестойкости. Комплексные ионы и продукты их диссоциации могут реагировать с растворителем, и поэтому при рода растворителя влияет на устойчивость комплекса

Константа нестойкости « где Ме — металл, а L — лиганд

Стабильность комплексного соединения в общем случае том больше, чем выше заряд центрального иона и чем сильнее его склон -ность к образованию связей ковалентного типа. Малые размеры присоединяемых групп (лигандов) и большой заряд на них благо­приятствуют образованию ионных устойчивых комплексов.

Если комплексы имеют преимущественно ионный характер, то для суждения об их устойчивости следует принимать во внимание различие между величинами электроотрицательности иона и ли­гандов, а также ионный потенциал