Металлы. Характерные физические свойства металлов

Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%; магния — 2,3%; калия - 2,1%; титана — 0,56%.

С внешней стороны металлы, как известно, характеризуются прежде всего особым “металлическим” блеском, который обусловливается их способностью сильно отражать лучи света. Однако этот блеск наблюдается обыкновенно только в том случае, когда металл образует сплошную компактную массу. Правда, магний и алюминий сохраняют свой блеск, даже будучи превращенными в порошок, но большинство металлов в мелкораздробленном виде имеет черный или темно-серый цвет. Затем типичные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, причем по способности проводить тепло и ток располагаются в одном и том же порядке: лучшие проводники - серебро и медь, худшие - свинец и ртуть. С повышением температуры электропроводность падает, при понижении температуры, наоборот, увеличивается.

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

Характерные физические свойства металлов находятся в связи с особенностями их внутренней структуры. Согласно современным воззрениям, 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 между ионами находятся легкоподвижные электроны. Эти электроны постоянно переходят от одних атомов к другим и вращаются вокруг ядра то одного, то другого атома. Так как электроны не связаны с определенными ионами, то уже под влиянием небольшой разности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е. возникает электрический ток.

Наличием свободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясь в непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами и обмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в данной части металла вследствие нагревания, сейчас же передаются соседним ионам, от них - следующим и т.д., и тепловое состояние металла быстро выравнивается; вся масса металла принимает одинаковую температуру.

По плотности металлы условно подразделяются на две большие группы: легкие металлы, плотность которых не больше 5 г/см³, и тяжелые металлы - все остальные.

Частицы металлов, находящихся в твердом и жидком состоянии, связаны особым типом химической связи - так называемой металлической связью. Она определяется одновременным наличием обычных ковалентных связей между нейтральными атомами и кулоновским притяжением между ионами и свободными электронами. Таким образом, металлическая связь является свойством не отдельных частиц, а их агрегатов.

		Методы получения металлов

пирометаллургические

гидрометаллургические

электрометаллургические

Восстановление металлов из соединений при высокой температуре

Восстановление металлов из водных растворов их соединений

Восстановление металлов из расплавов соединений под действием электрического тока

Химические свойства металлов

Взаимодействие с простыми веществами:

1. с галогенами:

Na + Cl₂ → 2NaCl

2. с кислородом:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

В реакциях с галогенами и кислородом металлы наиболее энергично проявляют восстановительные способности.

3. с серой:

2Na + S → Na₂S

4. с азотом:

3Mg + N₂ → Mg₃N₂

5. с фосфором:

3Ca + 2P → Ca₃P₂

6. с водородом:

Ca + H₂ → CaH₂

Наиболее активные металлы главных подгрупп являются сильными восстановителями, поэтому восстанавливают водород до степени окисления -1 и образуют гидриды.

Взаимодействие со сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al +3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

2Al + 6H + 3SO₄ → 2Al + 3SO₄ + 3H₂

2Al + 6H → 2Al + 3H₂

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов находятся до водорода, восстанавливают ионы водорода из разбавленных кислот, а те, которые находятся после водорода, восстанавливают атом основного элемента, образующего данную кислоту.

2. с водными растворами солей:

Zn + Pb(NO₃)₂ → Zn(NO₃)₂ + Pb

Zn + Pb + 2NO₃ = Zn + 2NO₃ + Pb

Zn + Pb = Zn + Pb

При взаимодействии с водными растворами солей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее, восстанавливают металлы, находящиеся в этом ряду правее от них. Однако металлы с сильными восстановительными свойствами (Li, Na, K, Ca) в этих условиях будут восстанавливать водород воды, а не металл соответствующей соли.

3. с водой:

Самые активные металлы реагируют с водой при обычных условиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания и выделяется водород.

2Na + 2HOH → 2NaOH + H₂

Менее активные металлы реагируют с водой при повышенной температуре с выделением водорода и образованием оксида соответствующего металла.

Zn + H₂O → ZnO +H₂

Характеристика металлов главной подгруппы I группы.

Характеристика элементов главной подгруппы II группы.

Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий.

Переходные металлы.

Железо.

Хром.

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr3d⁵4s¹.

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%. Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, или хромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено на магний, а хром – на алюминий.

Хром – серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O₂ –^t°→ 2Cr₂O₃

2Cr + 3Cl₂ –^t°→ 2CrCl₃

2Cr + N₂ –^t°→ 2CrN

2Cr + 3S –^t°→ Cr₂S₃

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе – соли хрома (III):

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂­

2Cr + 6HCl + O₂ → 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂­

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)₂ + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O

Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl₂ + 2HCl → 2CrCl₃ + H₂­

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Cr(OH)₃

Соединения трёхвалентного хрома

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)₃ –^t°→ Cr₂O₃ + 3H₂O

4K₂Cr₂O₇ –^t°→ 2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂­

(NH₄)₂Cr₂O₇ –^t°→ Cr₂O₃ + N₂­+ 4H₂O­

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr₂O₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂­

Cr₂O₃ + 6KHSO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

2Cr₂O₃ + 4KOH + KClO₃ → 2K₂Cr₂O₇(дихромат калия) + KCl + 2H₂O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH →2Cr(OH)₃¯ + 3Na₂SO₄

Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr(OH)₃ + KOH → K[Cr(OH)₄]

Оксид хрома (VI) CrO₃ - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H₂SO₄(конц.).

K₂CrO₄ + H₂SO₄ → CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

CrO₃ - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO₄^2-:

CrO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + H₂O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr₂O₇^2-:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄ + H₂O

Все соединения хрома (VI) - сильные окислители.

4CrO₃ + 3S → 3SO₂­ + 2Cr₂O₃

Медь.

Медь находится в побочной подгруппе I группы Периодической системы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппы выражается формулой (n-1)d¹⁰ns¹. На внешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако в образовании хим. связей могут принимать участие и электроны с d-подуровня предпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2, +3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2.

Медь – мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокой электрической проводимостью.

Медь – химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании:

2Cu + O₂ = 2CuO

Не реагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной серной кислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:

3Cu + 8HNO₃ (разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ +2H₂O

Во влажной атмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрывается зеленоватым налетом основного карбоната меди:

2Cu + O₂ + CO₂ +H₂O = Cu(OH)₂ ∙ CuCO₃

Оксид меди (II) CuO – черное вещество, может быть получен из простых веществ или путем нагревания гидроксида меди (II):

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

Гидроксид меди (II) представляет собой малорастворимое в воде соединение голубого цвета. Легко растворяется в кислотах и при нагревании в концентрированных растворах щелочей, т.е. проявляет свойства амфотерного гидроксида:

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2KOH = K₂[Cu(OH)₄]

Основная масса производимой меди используется в электротехнической промышленности. В больших количествах медь идет на производство сплавов.

Цинк.

Цинк находится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементов этой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s²p⁶d¹⁰ns². Проявляют в соединениях степень окисления +2.

Цинк – серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, которая ослабляет его металлический блеск.

Цинк – химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами (серой, хлором, кислородом):

2Zn + O₂ = 2ZnO

Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H₂SO₄, HNO₃ и в водных растворах щелочей:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

Оксид цинка – белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами:

ZnO +2HCl = ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2KOH + H₂O = K₂[Zn(OH)₄]

Гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:

Zn(OH)₂ + 6NH₃ = [Zn(NH₃)₆](OH)₂

При получение цинка его руды подвергают обжигу:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

ZnCO₃ = ZnO + CO₂

Далее оксид цинка восстанавливают углем:

ZnO + C = Zn + CO

Для получения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте и выделяют электролизом.

Цинк используют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунные изделия для защиты их от коррозии.

Понятие о сплавах.