Металлы - особенности строения атомов, способы получения и свойства

                                                                Лекция                                                   Химия

Тема: Металлы, особенности строения атомов, способы

получения и свойства

План

 

1. Особенности строения атомов металлов.

2. Способы получения металлов.

3. Физические свойства металлов.

4. Химические свойства металлов.

 

1. Особенности строения атомов металлов

          Более 80% известных элементов образуют простые вещества — металлы. К ним относятся s-элементы I и II групп (исключение — водород), все d- и f - элементы, а также р-элементы III группы (кроме бора), IV группы (олово, свинец), V группы cурьма, висмут) и VI группы (полоний).

 

Особенности строения атомов металлов:

♦          небольшое число электронов на внешнем энергетическом уровне (как правило, один-три электрона). Исключение — атомы р-элементов IV-VI групп;

♦          малые заряды ядер и большие радиусы атомов по сравнению с атомами неметаллов данного периода;

♦   сравнительно слабая связь валентных электронов с ядром;

♦   низкие значения электроотрицательности.

          В связи с этим атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы, т. е. металлы - восстановители.

          Однако способность отдавать электроны проявляется у металлов неодинаково. В периодах с увеличением зарядов ядер атомов уменьшаются их радиусы, увеличивается число электронов на внешнем уровне и усиливается связь валентных электронов с ядром. Поэтому в периодах слева направо восстановительная способностъ атомов металлов уменьшается.

          В главных подгруппах с возрастанием атомных номеров элементов увеличиваются радиусы их атомов и уменьшается притяжение (валентных электронов к ядру. Поэтому в главных подгруппах свер­ху вниз восстановительная активность атомов металлов возра­стает. Следовательно, наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочно-земельные металлы.

          Только некоторые металлы (золото, платина) находятся в природе в виде простых веществ (в самородном состоянии). Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений между оловом и золотом, встречаются как в виде простых веществ, так и в составе соединений. Большинство же металлов находятся в при­роде в виде соединений — оксидов, сульфидов, карбонатов и т. д. Распространенность металлов в природе уменьшается в ряду:

            Al, Fe, Ca, Na, К, Mg, Ti, Mn, Cr, Ni, Zn, Cu, Sn, Pb, W, Hg, Ag. Аu

            Содержание в земной коре (массовая доля, %) уменьшается

 

            Получение металлов из их соединений — задача металлургии. Металлургия — наука о промышленном получении металлов из природного сырья. Различают черную (производство железа и его сплавов) и цветную (производство всех остальных металлов сплавов) металлургию. Любой металлургический процесс явля­ется процессом восстановления ионов металла различными вос­становителями:

            Meⁿ⁺ + пе^- = Me

            В зависимости от условий проведения процесса восстановления различают несколько способов получения металлов.

 

2. Способы получения металлов

 

Пирометаллургия — восстановление безводных соединений при высокой температуре
Восстановители	Примеры	Получаемые металлы
С или СО (карботермия)	PbO + C = Pb + CO Fe203 + 3СО = 2Fe + 3C02 Сульфиды предварительно обжигают: 2ZnS + 302 = 2ZnO + 2S02 ZnO + С = Zn + 2СО	Fe, Cu, Pb, Sn, Cd, Zn
Al, Mg и др. (металлотермия)	Cr203 + 2AI = 2Cr + Al203 TiCI4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2	Mn, Cr, W, Mo, Ti, V
H2(водородотермия)	Mo03 + 3H2 = Mo + 3H20 Оксиды активных металлов (МgО, СаО, А1203 и др.) водо­родом не восстанавливаются	Cu, Ni, W, Fe, Mo, Cd, Pb
Электрометаллургия – восстановление электрическим током
Виды электролиза	Примеры	Получаемые металлы
Электролиз расплавов	NaCl  =  Na+  +  Cl- расплав К  Na+  + е-  =  Na           2 А  Cl-  +  2е-  =  Cl2         1 2NaCl электролиз  2Na  +  Cl2 2Al2O3 электролиз  4Al  +  3O2                     Na3(AlF6)	Щелочные металлы, Be, Mg, Ca (из расплавленных хлоридов), Al – из расплавленного оксида
Электролиз растворов	NiSO4  =  Ni2+ + SO42- раствор К  Ni2+  + 2е- =  Ni                         2 А  2Н2О  - 4е-  = O2  + 4Н+            1 2NiSO4 + 2Н2О электролиз 2Ni + О2 + Н2SO4	Zn, Cd, Co, Mn, Fe
Гидрометаллургия – восстановление из растворов солей
Примеры		Получаемые металлы
Металл, входящий в состав руды, переводят в раствор, затем восстанавливают более активным металлом:         CuO + H2SO4  =  CuSO4 + H2O        CuSO4 +  Fe =  FeSO4 + Cu        CdO + H2SO4 = CdSO4 + H2O        CdSO4 +  Zn =  ZnSO4 + Cd		Cd, Ag, Au, Cu

 

Задания для самостоятельной работы

 

            1. Атому магния в степени окисления +2 соответствует электронная конфигурация:

                    а) 1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р⁶;            в) 1s² 2s² 2р⁴;

                     б) 1s² 2s² 2р⁶;                        г) 1s² 2s² 2р⁶ 3s²;

            2. При частичном восстановлении водородом 30 г оксида кобальта. В получили смесь оксида и металла массой 26,8 г. Определите количе­ство вещества водорода, вступившего в реакцию, и массовую долю кобальта в полученной смеси.

            3. При электролизе раствора сульфата меди (II) в растворе образовалась кислота (около анода), на нейтрализацию которой затрачен раствор объемом 16 см (р = 1,05 г/см³) с массовой долей гидроксида калия 6%. Вычислите массу меди, которая выделилась на катоде.

            4. Для восстановления марганца из оксида марганца(1\/) путем алюмотермии было смешано 10,8 г алюминия и 26,2 г оксида. Определите, какое из исходных веществ осталось и какова его масса.

 

3. Физические свойства металлов

 

            Все метал­лы обладают  металлической кристаллической решеткой, особенности которой определяют их общие физиче­ские и механические свойства.

            Общие свойства металлов:

1). Все метал­лы являются твердыми веществами, за исключением ртути.

2). Металлический блеск и непрозрачность металлов — ре­зультат отражения световых лучей.

3). Электро- и теплопровод­ность обусловлены наличием в металлических решетках сво­бодных электронов.

            С повышением температуры электропроводность металлов уменьшается, а с понижением температуры — увеличивается. Около абсолютного нуля для многих металлов характерно яв­ление сверхпроводимости.

4). Металлы обладают ковкостью и пластичностью. По опре­делению М. В. Ломоносова, «металлом называется светлое те­ло, которое ковать можно». Металлы легко прокатываются в листы, вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, штам­повке, прессованию.

           

Специфические физические свойства металлов:

 

            1). по значению плотности металлы делят на легкие (плотность мень­ше 5 г/см³): Na, Са, Mg, Al, Ti — и тяжелые (плотность больше 5 г/см³): Zn, Cr, Sn, Mn, Ni, Сu, Ag, Pb, Hg, Аи, W, Os - самый тяжелый;

            2). по значению температуры плавления — на легкоплавкие (t_пл < 1000 °С): Hg, Na, Sn, Pb, Zn, Mg, Al, Ca, Ag — и ту­гоплавкие (t_пл > 1000 °C): Au, Cu, Mn, Ni, Fe, Ti, Cr, Os, W - самый ту­гоплавкий;

            3). из металлов самые мягкие — щелочные (их можно резать ножом), самый твердый — хром (царапает стекло).

 

            4). по отношению к магнитным полям металлы подразде­ляют на три группы:

            а) ферромагнитные — способны намагничиваться под дей­ствием даже слабых магнитных полей (Fe, Со, Ni);

            б) парамагнитные — проявляют слабую способность к намаг­ничиванию даже в сильных магнитных полях (Al, Cr, Ti);

            в) диамагнитные — не притягиваются к магниту (Sn, Сu, Bi).

 

                                          4.  Химические свойства металлов

 

            Если атомы большинства неметаллов могут как отдавать, так и присоединять электроны, проявляя окислительно-восстанови­тельную двойственность, то атомы металлов способны только отдавать валентные электроны, проявляя восстановительные свойства:                      Me   -    пе^-  =   Me^п+(окисление)

                                    восстановитель

            Как восстановители металлы взаимодействуют с неметалла­ми, водой, растворами щелочей, кислот и солей.

1). Взаимодействие металлов с простыми веществами — неметаллами

            Металлы при определенных условиях взаимодействуют с не­металлами, например с кислородом образуют оксиды:

            2Mg + 0₂ = 2MgO                            4А1 + 30₂ = 2А1₂0₃

 

            Из щелочных металлов только литий сгорает на воздухе с об­разованием оксида:

                        4Li + 0₂ = 2Li₂0

                                    оксид лития

            Основной продукт окисления натрия — пероксид:

                       2Na + 0₂ = Na₂0₂

                                             пероксид

                                               натрия

            При горении других щелочных металлов образуются супер­оксиды, например:

                                    +1 -1 0   0 -1  +1

              2К + 20₂  =  К₂0₄     ( К-О-О-О-О—К)

                                              супероксид

                                                  калия

            Оксиды натрия и калия могут быть получены при нагрева­нии смеси пероксида с избытком металла в отсутствие кисло­рода:

            Na₂0₂ + 2Na = 2Na₂0

            На реакции пероксида натрия с оксидом углерода (1V) основа­на регенерация воздуха в изолированных помещениях (напри­мер, на подводных лодках):

            2Na₂О₂ + 2СО₂ = 2Na₂CО₃ + О₂

            При нагревании металлы реагируют с другими неметаллами:

Mg + Br2 = MgBr2	4А1 + 3С = А14С3
бромид	карбид
магния	алюминия
2А1 + N2 = 2A1N	3Fe + С = Fe3C
нитрид	карбид
алюминия	железа
3Са + 2Р = Са3Р2	Са + 2С = СаС2
фосфид	карбид
кальция	кальция
Сu + S = CuS	2Mg + Si = Mg2Si
сульфид	силицид

              меди (II)                                             магния

            Если металл проявляет переменную степень окисления, то активные неметаллы (фтор, хлор, бром, кислород) окисляют его до более высокой степени окисления, в которой он образует устойчивое в данных условиях соединение, а менее актив­ные — до более низкой степени окисления. Так, железо про­являет в соединениях степени окисления +2 и +3 (иногда +6), из них +3 наиболее устойчива. В связи с этим при взаимодей­ствии железа с хлором, бромом оно окисляется до степени окисления +3, а при взаимодействии с серой или иодом — до степени окисления +2:

            2Fe + ЗС1₂ = 2 FeCl₃                        Fe + S = FeS

            Щелочные и щелочно-земельные металлы при нагревании всту­пают в реакцию с водородом, образуя гидриды. Атомы водорода в данных соединениях имеют отрицательную степень окисления:

            2Na + Н₂ = 2NaH                    Ва  + Н₂ = BaH₂

                                       гидрид                                                 гидрид

                                       натрия                                                  бария

            Гидриды представляют собой кристаллические тугоплавкие солеобразные вещества белого цвета. Они активные восстанови­тели за счет водорода в минимальной степени окисления (-1). Так, гидриды горят в атмосфере хлора, кислорода, энергично раз­лагаются водой с образованием щелочи и выделением водорода:

            КН + С1₂ = КС1 + НС1                                  СаН₂ + 0₂ = Са(ОН)₂

            ВаН₂ + 2Н₂0 = Ва(ОН)₂ + 2Н₂

            Гидриды применяют для получения водорода в полевых условиях (для водородной сварки), восстановления металлов из их оксидов, а также в органическом синтезе.

 

2). Взаимодействие металлов со сложными веществами

            Если химические реакции протекают в водных растворах, то восстановительная активность металла определяется его положением в электрохимическом ряду на­пряжений.

А). Взаимодействие с водой

            С водой при обычной температуре реагируют металлы, ко­торые в ряду напряжений стоят до водорода (металл вытесняет водород из воды) и гидроксиды которых растворимы в воде (на поверхности металла не образуется защитная пленка). К таким металлам относятся щелочные и щелочно-земельные металлы:

            2Na + 2Н₂0 = 2NaOH + Н₂

            Fe + Н₂0       (так как Fe(OH)₂ нерастворим в воде)

 

            При нагревании с водой или парами воды взаимодействуют металлы от магния до олова. Реакция протекает с образование» гидроксидов или оксидов и выделением водорода:

            Mg + 2Н₂0 = Mg(OH)₂ + Н₂         3Fe + 4Н₂0 = Fe₃0₄ + 4H₂

 

Б). Взаимодействие с щелочами

            С растворами щелочей взаимодействуют металлы, которые в ряду напряжений стоят до водорода (металл вытесняет водород из воды), а их оксиды и гидроксиды амфотерны (оксидные и гидроксидные пленки растворяются в растворе щелочи). К таким металлам относятся цинк, алюминий, олово, бериллий, свинец и некоторые другие. Процесс протекает в три стадии:

            1) растворение в щелочи пленки амфотерного оксида, кото­рая покрывает поверхность металла;

            2) взаимодействие металла, освобожденного от защитной ок­сидной пленки, с водой с образованием нерастворимого амфотер­ного гидроксида;

            3) растворение образовавшейся пленки гидроксида в раство­ре щелочи.

Рассмотрим пример:

            А1₂0₃ + 2NaOH + ЗН₂0 = 2Na[Al(OH)₄]

        амфотерный

            2А1 + 6Н₂0 = 2А1(0Н)₃  + ЗН₂

                                            амфотерный

            2А1(ОН)₃ + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄)

              амфотерный

            (В результате второй реакции образовалось 2 моль А1(ОН)₃, поэтому в уравнении третьей реакции записываем тоже 2 моль А1(ОН)₃.)

            Если просуммировать два последних уравнения, то получим уравнение реакции алюминия с раствором щелочи:

            2А1 + 2NaOH + 6Н₂0 = 2Na[Al(OH)₄) + ЗН₂

            Таким образом, при взаимодействии металла с раствором щелочи роль последней сводится к снятию с поверхности ме­талла оксидной и гидроксидной пленки, а металл взаимодей­ствует с водой.

            Эти же металлы реагируют со щелочами при нагревании:

                  Zn + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + Н₂

                                              тв.

            Металлы, высшие оксиды которых обладают амфотерными или кислотными свойствами, реагируют с щелочными расплава ми окислителей. В качестве окислителей используют нитраты калия или натрия, хлорат калия и др.

            При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей металлы образуют соли анионного типа, в которых, как прави­ло, проявляют высшую степень окисления, например:                                    +6

            Fe + 3KN0₃ + 2КОН = K₂Fe0₄ + 3KN0₂ + Н₂0

                                                    феррат калия

            Аналогичные продукты образуются и при взаимодействии щелочных расплавов окислителей с оксидами металлов, в кото­рых металлы проявляют промежуточную степень окисления:           +3                                                            +6

                                               Fe₂0₃ + КСЮ3 + 4КОН = 2K₂Fe0₄ + КС1 + 2Н₂0

 

В). Взаимодействие с кислотами

            С разбавленными кислотами, которые проявляют окисли­тельные свойства за счет ионов водорода (разбавленная серная, фосфорная, сернистая, все бескислородные и органические ки­слоты и др.), реагируют металлы:

·        расположенные в ряду напряжений до водорода (эти ме­таллы способны вытеснять водород из кислоты);

·        образующие с этими кислотами растворимые соли (на поверхности этих металлов не образуется защитная солевая пленка).

В результате реакции образуются растворимые соли и выде­ляется водород:

            2А1 + 6НС1 = 2А1С1₃ + 3Н₂                           Mg + H₂S0₄ = MgS0₄ + H₂

                                                                                                                              разб.

Сu + H₂S0₄         (так как Сu стоит после Н₂)

              разб.

Pb + H₂S0₄ (так как PbS0₄ нерастворим в воде)

            разб.

            С кислотами-окислителями — азотной и концентрированной серной, которые, как вам известно, проявляют окислительные свойства за счет атомов серы и азота в высших степенях окисле­ния, взаимодействуют практически все металлы, расположен­ные в ряду напряжений как до, так и после водорода, кроме зо­лота и платины. Так как окислителями в этих кислотах являются ионы кислотных остатков, а не ионы водорода, то прн их взаимодействии с металлами не выделяется водород. Металл под действием данных кислот окисляется до характерной (устойчивой) степени окисления и образует соль, а продукт восстановления кислоты зависит от активности металла и от сте­пени разбавления кислоты.

Г). Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями                    -2

                                                      активный металл Li — Zn                   Соль + H₂S + Н₂0

      +6                                                                                                                                                 0

H₂S0₄ (конц.)                  металл средней активности Cd — Pb                  Соль + S + Н₂0

                                                                                                                    +4

                                                  неактивный металл (после Н₂)             Соль + S0₂ + Н₂0

                                                                      и Fe (при нагревании)

 

                                                                                                    +4

HNO₃((конц.)                 независимо от активности металла        Соль + N0₂ + Н₂0

                                                                                                                    0

                                                     активный металл Li — Zn                   Соль + N₂ + Н₂0

                                                                                                                                                      +1

HN0₃ (разб.)                  металл средней активности Fe — Pb                Соль + N₂O + Н₂0

                                                                                                                    +4

                                                      неактивный металл (после Н₂)         Соль + N0 + Н₂0

                                                                      и Fe (при нагревании)

 

                                                                                                    -3

HN0₃ (оч. разб.)                      активный металл                 Соль+ NH₄N0₃ + H₂0

       

           

            На основании схемы составим уравнения реакций меди и магния с концентрированной серной кислотой:

                0              +6               +2          +4                                0                  +6            +2                    -2

            Сu+ 2H₂S0₄ = CuS0₄ + S0₂  + 2Н₂0       4Mg + 5H₂S0₄ = 4MgS0₄ + H₂S + 4H₂0

                          kонц.                                                                                kонц.

 

            Следует иметь в виду, что на схемах указаны продукты, содержание которых максимально среди возможных продуктов восстановления кислот. Так, при взаимодействии серной кислоты с цинком или магнием в зависимости от концентрации кислоты могут образоваться различные продукты восстановления серной кислоты:

            Zn + 2H₂S0₄ = ZnS0₄ + S0₂  + 2H₂0

                         70%-ная

            3Zn + 4H₂S0₄ = 3ZnS0₄ + S  + 4H₂0

                               40% -ная

            4Zn + 5H₂S0₄ = 4ZnS0₄ + H₂S  + 4H₂0

                              25% -ная

            Восстановление серной кислоты до сероводорода может протекать в растворе с массовой долей кислоты 25% и выше (если массовая доля серной кислоты ниже 25% , то она считается разбавленной). Однако по мере повышения концентрации кислоты возможность образования сероводорода уменьшается, так как при этом окислительные свойства серной кислоты усиливаются, а сероводород — активный восстановитель за счет атома серы в минимальной степени окисления (H₂S). Поэтому концентрированная серная кислота окислит его до серы или до сернистого газа:

                     -2          +6             0

            3H₂S + H₂S0₄ = 4S + 4Н₂0      (менее концентрированная H₂S0₄)

                   -2              +6            +4

            Н₂S + 3H₂S0₄ = 4S0₂  + 4H₂0   (более концентрированная H₂S0₄)

            Степень восстановления азотной кислоты при взаимодействии с одним и тем же металлом, например магнием или цинком, также определяется ее концентрацией.             Концентрированная кислота восстанавливается до оксида азота (IV), так как низшие оксиды, образованные в ходе реакции, окисляются кислотой. По мере ее разбавления возрастает возможность образо­вания продукта наиболее полного восстановления:

           

            Mg + 4HN0₃  =  Mg(N0₃)₂ + 2N0₂  + 2H₂0

                          60% -ная

            3Mg + 8HN0₃ =  3Mg(NO_g)₂ + 2NO  + 4H₂0

                            30% -ная

            4Mg + 10HN0₃ =  4Mg(N0₃)₂ + N₂0  + 5H₂0

                            20% -ная

            5Mg + 12HN0₃  =  5Mg(N0₃)₂ + N₂  + 6H₂0

                              10% -ная

            4Mg + 10HN0₃ = 4Mg(N0₃)₂ + NH₄N0₃ + 3H₂0

                               3% -ная

            Некоторые металлы (железо, алюминий, хром) не взаимодей­ствуют с концентрированной серной и азотной кислотами при обычной температуре, так как происходит пассивация ме­талла. Это явление связано с образованием на поверхности металла тонкой, но очень плотной оксидной пленки, которая и защищает металл. По этой причине концентрированную азот­ную и серную кислоты транспортируют в железных емкостях.

            Если металл проявляет переменные степени окисления, то с кислотами, проявляющими окислительные свойства за счет ионов Н⁺, он образует соли, в которых его степень окисления ни­же устойчивой, а с кислотами-окислителями — соли, в которых он проявляет более устойчивую степень окисления:

             0                          +2

            Fe + H₂S0₄ = FeS0₄ + H₂

                           разб.

                 0                              +3

            2Fe + 6H₂S0₄ = Fe₂(S0₄)₃ + 3S0₂  + 6H₂0

                              конц.

 

Д).Взаимодействие с растворами солей

            Каждый металл, начиная с магния, вытесняет все следую­щие за ним в ряду напряжений металлы из растворов их солей:

            Fe + CuS0₄ = FeS0₄ + Сu

            Такие металлы, как литий, натрий, калий, кальций, барий. использовать для вытеснения менее активных металлов из водных растворов солей нельзя, так как при обычных условиях они реагируют с водой.

 

Скачано с www.znanio.ru