• 9.1 Уявлення про метали
• 9.2 Класифікація металів
• 9.3 Особливості будови металів
• 9.4 Фізичні властивості металів
• 9.5 Хімічні властивості металів
  • 9.5.1 Взаємодія з неметалами
  • 9.5.2 Електрохімічний ряд напруг металів
  • 9.5.3 Відношення до води
  • 9.5.4 Відношення до кислот
  • 9.5.5 Відношення до лугів
  • 9.5.6 Взаємодія із солями інших металів
• 9.6 Приклади розв'язування типових задач

 

 

9.1 Уявлення про метали

 

Слово «метали» походить від грецького metallon – шахта, копалина. Однак з часом наповнення терміна змінилося і тепер в нього вкладають інший зміст.

Метали – це речовини, які мають певні особливості у будові атомів і кристалів та за звичайних умов виявлять специфічні характерні властивості: високу електропровідність, теплопровідність, від’ємний температурний коефіцієнт електричної провідності, здатність добре відбивати світлові хвилі (блиск), пластичність.

Більшість металів достатньо поширена в природі. Так, вміст деяких металів в земній корі наступний: алюмінію – 8,2%, заліза – 4,1%, кальцію – 4,1%, натрію – 2,3%, магнію – 2,3% (в тому числі, в морській воді міститься натрію – 1,05% і магнію – 0,12%), калію – 2,1%, титану – 0,56%.

В природі метали зустрічаються у різних формах:

• у вільному стані – у вигляді самородків. До цієї групи належать виключно малоактивні метали, які називають дорогоцінними, або благородними (срібло, золото, платина, інколи мідь, ртуть);

• у зв’язаному стані – у формі складних сполук:

  • оксидів – простих (магнетит Fe₃O₄, гематит Fe₂О₃) і змішаних (каолін Аl₂O₃·2SiO₂·2Н₂О, алуніт (Na,K)₂O· АlО₃·2SiO₂ та ін);

  • солей: сульфідів (галеніт PbS, кіновар НgS) хлоридів (сильвін КСl, галіт NaCl, сильвініт КСl·NаСl, карналіт КСl·МgСl₂·6Н₂О), сульфатів (барит ВаSO₄, ангідрид СаSО₄, гіпс СаSО₄·2Н₂О), фосфатів (апатит Са₃(РО₄)₂), карбонатів (крейда, мармур СаСО₃, магнезит МgСО₃).

Очевидно, що метали середньої хімічної активності зустрічаються у формі оксидів чи сульфідів (FeO, ZnS), а більш активні метали – найчастіше у формі солей (NaCl, Na₂SО₄·10Н₂О).

Багато металів як домішки часто входять до складу основних природних мінералів і руд. Наприклад, скандій присутній в олов'яних і вольфрамових рудах, кадмій –в цинковій руді, ніобій і тантал – в олов'яних рудах, марганець, нікель, кобальт, молібден, титан, германій, ванадій – у залізняку.

Слід згадати, що золото, срібло і платина в малих кількостях присутні в морській воді, рослинах, живих організмах, відіграючи при цьому важливу роль. Відомо, що організм людини на 3% складається з металів: кальцію (у кістках) і натрію, що виступає в ролі електроліту в міжклітинній рідині і цитоплазмі, магній накопичується в м'язах і нервовій системі, мідь – у печінці, залізо – в крові.

З хімічної точки зору металами називаються прості речовини, атоми яких на зовнішній оболонці містять невелику кількість електронів (від одного до трьох), мають великі ефективні радіуси, низькі значення потенціалів іонізації та високі відновлювальні властивості.

До класу металів належать як власно метали (прості речовини), так і їх сплави. Іноді металами називаються всі речовини, яким притаманні ті чи інші металічні властивості, наприклад, органічні метали, «синтетичні» метали інтеркалати – електропровідні сполуки, що утворюються внаслідок впровадження деяких реагентів у міжшаровий простір кристалічної решітки речовин з шаруватим типом структури.

Серед 118 вивчених елементів 95 вважаються металами, хоч межа між металами й неметалами в періодичній системі є досить умовною – від В до At (рис. 9.1). Однак слід зауважити, що існує група елементів, що виявляють проміжні властивості, – напівметали.

 

Рисунок 9.1 – Розташування металів та неметалів у Періодичній системі елементів

 

Напівметали – хімічні елементи, що займають проміжну позицію за своїми електрофізичними властивостями між власно металами і напівпровідниками.

Важливою ознакою напівметалів є достатньо висока електропровідність при абсолютному нулі, яка на відміну від звичайних металів, зростає з підвищенням температури. Напівметали характеризуються менш щільною кристалічною структурою порівняно з металами і анізотропними властивостями.

Анізотропія – нерівноцінність фізичних властивостей (механічних, оптичних, електричних тощо) речовини залежно від кристалографічного напрямку.

До напівметалів відносять германій Ge, миш'як As, сурму Sb, олово Sn, інколи – вісмут Bі, полоній Ро, астат At і телур Te, а також алотропну модифікацію Карбону – графіт. Напівметали за хімічними властивостями більше походять на неметали, але за типом електричної провідності – на провідники.

Крім металів, напівметалів і неметалів, є ще одна група елементів – напівпровідники, що відрізняються особливим типом електричної провідності.

Напівпровідники – речовини, які за своєю питомою провідністю займають проміжне місце між провідниками і діелектриками і відрізняються від провідників сильною залежністю питомої провідності від концентрації домішок, температури і дії різних видів випромінювання.

Основною властивістю напівпровідників є збільшення електричної провідності із зростанням температури. До напівпровідників належать багато хімічних елементів (Германій Ge, Кремній Si, Селен Se, Станум Sn, Телур Te, Арсен As та інші), величезна кількість сплавів і хімічних сполук. Найпоширенішим в природі напівпровідником є кремній Si, що становить майже 30 % земної кори.

На перший погляд здається, що у віднесенні деяких хімічних елементів одночасно до напівметалів і напівпровідників (Ge, As, Sb, Sn) або до напівпровідників і неметалів (Карбон С) криється протиріччя. Однак насправді такий збіг пояснюється явищем поліморфізму.

Поліморфізм – це здатність однієї речовини утворювати у твердому стані різні кристалічні структури, що відрізняються одна від одної не тільки будовою кристалічних решіток, але і властивостями.

Наприклад, Олово може існувати як у металічній (β-Sn), так і в напівпровідниковій модифікаціях (α-Sn), для однієї поліморфної модифікації хімічного елемента Арсену As – сірого миш’яку – характерні електропровідність і металевий блиск, у той час як інша поліморфна модифікація – жовтий миш’як – є типовим неметалом. З іншого боку, у Германію Ge, Кремнію Si і навіть Фосфору P за умов високого тиску знайдені модифікації з металічною електро- і теплопровідністю.

Поліморфні модифікації металів у міру зростання їх температур плавлення позначають буквами грецького алфавіту: найбільш низькотемпературній модифікації надають символ α, потім β і т.д.

 

 

 

 

9.2 Класифікація металів

Існує багато класифікацій металів – залежно від характерної ознаки, яка розглядається. При цьому один і той самий метал може одночасно належати до різних класифікаційних груп. З точки зору хімії найважливішою є класифікація на підставі електронної будови атомів. Однак для інженера-фахівця корисно мати уявлення і про інші класифікації металів: за поширенням у природі, за фізичними властивостями тощо.

1. Геохімічна класифікація, яка склалася історично, поділяє метали на чорні та кольорові. Слід зазначити, що геохімічна класифікація дещо не співпадає з тією, що прийнята в металургії, згідно з якою до чорних металів відносять тільки залізо та сплави на його основі, а до кольорових – решту металів. А згідно з геохімічною класифікацією до групи чорних металів входить достатньо велика їх кількість.

• чорні метали, серед яких найтиповішими є залізо Fe, марганець Mn, хром Cr тощо (рис. 9.2). Ці метали мають темно-сіре забарвлення, високу температуру плавлення, велику твердість. Для деяких з них характерне явище поліморфізму (залізо Fe, кобальт Co, марганець Mn, титан Ti, цирконій Zr, уран U);

• кольорові метали, що мають біле, жовте чи червоне забарвлення, низьку температуру плавлення, невелику твердість (рис. 9.3). Найтиповіший представник – мідь Cu.

 

Рисунок 9.2 – Чорні метали

 

Рисунок 9.3 – Деякі кольорові метали

 

2. За електронною конфігурацією валентних орбіталей метали поділяються на електронні родини:

• s-метали – лужні та лужноземельні метали, а також Магній Mg і Берилій Be;

• p-метали – Алюміній Al, Галій Ga, Індій In, Талій Tl (головна підгрупа III групи), Германій Ge, Станум Sn, Плюмбум Pb (головна підгрупа IV групи), Вісмут Bi (головна підгрупа V групи), Полоній Po (головна підгрупа VІ групи);

• d-метали – елементи I-VIII побічних підгруп періодичної системи;

• f-метали – лантаноїди і актиноїди.

Перші дві групи (s- і p-метали) іноді називають прості метали, а дві останні (d- і f-метали) – перехідні метали, оскільки вони виконують функцію неначе сполучальної ланки між s- і p-металами і виявляють вторинну періодичність у змінюванні потенціалів іонізації, атомних радіусів, фізичних і хімічних властивостей.

3. За природним походженням (тобто за сумісним знаходженням в одних і тих же мінералах, гірських породах чи рудних копалинах) метали поділяють на такі групи:

• лужні метали, до яких належать літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs, францій Fr;

• лужноземельні метали – це кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba, радій Ra;

• родина заліза – залізо Fe, кобальт Co, нікель Ni;

• платинові метали, що представлені рутенієм Ru, осмієм Os, паладієм Pd, родієм Rh, іридієм Ir, платиною Pt;

• лантаноїди – 14 металів, що стоять у періодичній системі елементів після лантану ₅₇La – від церію ₅₈Ce до лютецію ₇₁Lu; інколи до цієї групи відносять і сам лантан; серед лантаноїдів є один радіоактивний метал – прометій ₆₁Pm;

• актиноїди – 14 металів після актинію ₈₉Ac, починаючи від торію ₉₀Th і закінчуючи лоуренсієм ₁₀₃Lr; як і у випадку лантаноїдів, до родини актиноїдів часто приєднують і актиній; всі актиноїди є радіоактивними елементами, причому в природі знайдені тільки торій Th, радій Pa, уран U, нептуній Np, плутоній Pu і актиній Ac, а решта, від америцію ₉₅Am до лоуренсію ₁₀₃Lr, одержані штучно;

• рідкоземельні метали – скандій Sc, ітрій Y, лантан La і лантаноїди.

4. За конструкційними властивостями з урахуванням механічних, фізичних, хімічних та інших особливостей метали поділяються на численні групи, наприклад:

• важкі метали, густина яких перевищує 5 г/см³, наприклад: мідь Cu, цинк Zn, свинець Pb, ртуть Hg, найважчим металом є осмій Os, густина якого дорівнює 22,6 г/см³ (рис. 9.4);

• легкі метали, що мають густину менше 5 г/см³, наприклад: калій K, натрій Na, магній Mg, алюміній Al, найлегший метал – літій Li з густиною 0,53 г/см³ (рис. 9.4);

• легкоплавкі метали, температури плавлення яких не перевищують 1500^оС; до них належать францій Fr (Т_пл = 18-21^оС), цезій Cs (Т_пл = 28,5^оС), галій Ga (Т_пл = 29,1^оС), калій K (Т_пл = 62,3^оС), натрій Na (Т_пл = 97,8^оС), олово Sn (Т_пл = 231,85^оС), свинець Pb (Т_пл = 327,4^оС), а найлегкоплавкішою є ртуть Hg, температура плавлення якої дорівнює Т_пл = –38,9^оС (рис. 9.4);

• тугоплавкі метали, температури плавлення яких вище 1500^оС: залізо Fe (Т_пл = 1539^оС), молібден Mo (Т_пл = 2620^оС), осмій Os (Т_пл = 3030^оС); найтугоплавкіший метал – вольфрам W, температура плавлення якого складає Т_пл = 3420^оС (рис. 9.4);

• благородні метали, які виявляють підвищену хімічну стійкість до окиснювальних і агресивних реагентів; благородними металами є золото Au, срібло Ag, платина Pt, паладій Pd, родій Rh, іридій Ir, рутеній Ru, осмій Os;

• радіоактивні метали – це метали, всі ізотопи яких мають радіоактивні властивості: технецій ₄₃Tc, прометій ₆₁Pm, полоній ₈₄Po і всі метали з більшими, ніж у полонію, атомними номерами.

Рисунок 9.4 – Деякі фізичні властивості металів

 

5. За походженням виділяють такі групи:

• природні метали, які входять до складу природних сполук. Це метали від літію Li до плутонію (₉₄Рu);

• штучні метали, що утворюються внаслідок ядерних реакцій. Окрему групу складають радіоактивні елементи, яких відомо 27: технецій ₄₃Тс, прометій ₆₁Рm, полоній ₈₄Ро та всі елементи, що розміщуються в періодичній системі за полонієм.

6. За розповсюдженням у природі всі метали можна поділити на три умовні групи:

• поширені метали – це, по-перше, алюміній Al, залізо Fe, кальцій Ca, натрій Na, калій K, магній Mg, які разом з неметалами Оксигеном О і Силіцієм Si становлять 98,53 % від маси земної кори, а також цинк Zn, мідь Cu, марганець Mn, барій Ba, стронцій Sr та хром Cr. На всі інші елементи припадає лише 0,85 %;
• рідкі метали – малопоширені у природі або маловивчені метали, вміст яких у земній корі надто низький, наприклад: літій Li, рубідій Rb, цезій Cs, молібден Mo, вольфрам W, берилій Be, цирконій Zr, гафній Hf, ванадій V, ніобій Nb, тантал Ta;
• розсіяні метали – метали, що не утворюють власних родовищ і самостійних мінералів, а знаходяться з іншими металами як домішки, наприклад, германій Ga, цезій Cs.

 

 

9.3 Особливості будови металів

 

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні міститься невелика кількість валентних електронів (один, два чи – дуже рідко – три), слабко сполучених із ядром завдяки великим атомним радіусам та екранувальній дії внутрішніх електронних шарів. Валентні електрони можуть досить легко відриватися від атомів металів і становитися спільними для всього кристалу металу. Внаслідок цього в кристалічній решітці виникають позитивно заряджені іони металу та електронний газ – сукупність рухливих електронів, які вільно пересуваються по кристалу металу (рис. 9.5).

 

Рисунок 9.5 – Вільне переміщення електронного газу між вузлами кристалічної решітки в кристалі металу

 

Металічний зв'язок – це тип хімічного зв'язку в металах та їх сплавах, обумовлений взаємодією електронного газу, утвореного внаслідок усуспільнення валентних електронів, з остовом кристалічної решітки металу, у вузлах якої розміщуються позитивно заряджені іони металів.

Як наслідок кристал металу являє собою сукупність позитивних іонів, локалізованих у певних положеннях кристалічної решітки, і велику кількість електронів, що порівняно вільно пересуваються в полі позитивних центрів. Загальна сума зарядів електронів відповідає загальній сумі позитивних зарядів вузлових частинок.

Просторова будова металів – це кристал, який можна уявити як клітку з позитивно зарядженими іонами у вузлах, занурену в негативно заряджений електронний газ (рис. 9.6). Всі атоми віддають свої валентні електрони на утворення електронного газу, що вільно переміщуються усередині кристалу, не порушуючи хімічного зв’язку.

Рисунок 9.6 – Різновиди моделей металічного зв’язку

 

Електронна конфігурація атомів металів є причиною таких найважливіших властивостей металічного зв’язку:

• багатоцентровість – одночасне виникнення хімічного зв’язку між величезною кількістю вузлових частинок у кристалі; саме багатоцентровість забезпечує високу теплопровідність металів;

• багатоелектронність – здійснення хімічного зв’язку за рахунок усуспільнення всіх валентних електронів, що знаходяться в кристалі металу; багатоелектронність зумовлює електропровідність металів;

• ізотропність, або ненапрямленість – рівномірний розподіл електронної густини за всіма напрямками; при цьому валентні електрони жорстко не закріплюються між двома атомами, як при ковалентному зв’язку, а переходять у стан провідності, внаслідок чого повністю делокалізуються і належать не одному конкретному атому, а однаковою мірою всім іонам у вузлах кристалічної решітки;

• ненасиченість – можливість утворення хімічних зв’язків між невизначеною кількістю атомів, яка обмежується лише геометричними параметрами (розмірами атомів) і взаємним відштовхуванням однойменно заряджених вузлових частинок; ненасиченістю пояснюються великі координаційні числа (як правило, 8 чи 12), які показують кількість найближчих вузлів кристалічної решітки, що оточують даний вузол.

Металічний зв’язок у чистому вигляді реалізується тільки у лужних і лужноземельних металів, а в решті металів поряд із металічним здійснюється і ковалентний зв’язок. У р-металах і особливо у перехідних d-металах тільки невелика частина електронів перебуває у стані усуспільнення. Наприклад, у типовому перехідному металі ніобії Nb на один атом припадає всього 1,2 узагальнених делокалізованих електронів. Інші валентні електрони утворюють напрямлений ковалентний зв’язок між сусідніми атомами. Саме цим пояснюються високі температури плавлення та велика механічна міцність d-металів.

Металічний зв’язок внаслідок наявності вільних електронів (електронного газу) та їх рівномірного розподілу по кристалу зумовлює характерні загальні властивості металів і сплавів, зокрема, високу тепло- та електропровідність, пластичність (здатність без руйнування зазнавати деформації при звичайних чи підвищених температурах), непрозорість і металічний блиск, зумовлений їх здатністю відбивати світло.

Великі координаційні числа металів забезпечують значну щільність пакування кристалу – так називають частку об’єму елементарної кристалічної комірки, безпосередньо зайняту іонами металу, при якій вони укладаються у просторі як кульки однакового розміру. Структура металічних кристалів визначається у першу чергу просторово-геометричними чинниками – намаганням атомів розміститися якомога щільніше.

Для металів найбільш характерними є три типи кристалічної решітки:

• кубічна гранецентрована з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис. 9.7 а), така решітка утворюється при кристалізації металів: алюмінію Al, кальцію Ca, міді Cu, срібла Ag, золота Au, а також поліморфної модифікації заліза Fe в інтервалі температур 911-1392^оС;

• кубічна об’ємноцентрована з координаційним числом 8 і щільністю пакування 68% (рис. 9.7 б); таку решітку мають метали літій Li, натрій Na, калій K, ванадій V, вольфрам W, хром Cr, свинець Pb, а також поліморфні модифікації заліза Fe до температури 911^оС та від 1392^оС до точки плавлення;

• гексагональна з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис. 9.7 в), в якій кристалізуються метали берилій Be, магній Mg, кадмій Cd, титан Ti, кобальт Co, цинк Zn.

Тільки незначна кількість металів має кристалічні структури, відмінні від розглянутих простіших типів, наприклад: ртуть Hg, індій In, окремі поліморфні модифікації урану U, марганцю Mn, нептунію Np.

Рисунок 9.7 – Різновиди моделей кристалічних решіток металів: а) кубічна гранецентрована (Ca, Cu, Au, Ag, Al); б) кубічна об’ємноцентрована (Li, Na, К, Ba, Mo, W, Cr, Pb, V); в) гексагональна (Ве, Mg, Zn, Ti, Cd, Zn, Co)

 

Під час кристалізації металів (наприклад, у процесі охолоджування розплавів) одночасно утворюється величезна кількість дрібних кристаликів, які заважають один одному вирости і набути правильної форми. Тому будь-який металевий виріб має полікристалічну структуру, що складається із великої кількості дрібних кристаликів – їх називають кристаліти, або зерна, які на відміну від чітко огранених монокристалів інших неорганічних речовин мають неправильну форму і різну просторову орієнтацію. З цієї причини в кристалічній структурі металів виникають дефекти, які суттєво впливають на фізичні властивості металів.

 

 

 

9.4 Фізичні властивості металів

 

Особливості будови атомів металів та їх кристалічної структури зумовлюють певні оптичні, механічні, теплові, електромагнітні та інші ознаки, сукупність яких складає фізичні властивості металів.

І. Оптичні властивості металів.

• Металевий блиск – властивість, яка зумовлюється здатністю металів майже повністю відбивати світлові промені будь-якої довжини спектру. Цим пояснюється білий чи сірий колір більшості металів. Частка світла, що поглинається, визначає інтенсивність блиску. Найяскравіше блищать паладій, іридій та срібло (рис. 9.8). Однак деякі метали (золото, мідь, цезій) сильніше поглинають світло з певними довжинами хвиль, тому вони забарвлені в жовті чи червоні кольори. У порошкоподібному стані більшість металів набуває чорного чи темно-сірого кольору.

Рисунок 9.8 – Метали з найсильнішим блиском

 

• Непрозорість металів пов’язана із наявністю в кристалічній решітці вільних рухливих електронів, які гасять світлові коливання, перетворюючи їх у теплоту чи, в деяких випадках, використовуючи їх енергію для вивільнення електронів зі своєї поверхні (явище фотоефекту).

ІІ. Механічні властивості металів.

• Пластичність – здатність без руйнування піддаватися деформаціям за умов звичайних чи підвищених температур, завдяки чому метали можна кувати, прокатувати, штампувати, витягувати в дріт тощо. Найбільш пластичний метал – золото. Пластичність металів забезпечується специфічними особливостями металічного зв’язку: завдяки багатоцентровості та багатоелектронності він не розривається при дії механічних навантажень, які викликають тільки зміщення (ковзання) окремих шарів кристалічної решітки один відносно одного і перерозподіл електронного газу, що зв’язує атоми металу.

• Густина – вагова характеристика механічних властивостей, залежно від якої метали поділяються на легкі та важкі. Як вже зазначалося, до легких металів, густина яких не перебільшує 5 г/см³, належать всі s-метали, алюміній, титан і скандій, а до важких – в основному d-метали V-VII періодів. Найлегший метал – літій (0,53 г/см³), найважчий – осмій (22,6 г/см³).

• Твердість – опір проникненню у метал іншого твердого тіла. Найтвердішими металами є хром, молібден і вольфрам, а найменш твердими – індій та лужні метали.

ІІІ. Теплові властивості.

• Теплопровідність металів пояснюється тим, що вільні електрони обмінюються енергією з іонами, які знаходяться у вузлах кристалічної решітки. При нагріванні металу коливання іонів на його поверхні зростають, а енергія коливань через електронний газ миттєво передається сусіднім іонам, тому відбувається швидке вирівнювання температури по всій масі металу.

• Питома теплоємність для більшості металів має невисокі значення (менше 0,84Д ж/г·К), але все ж таки може коливатися у достатньо широкому діапазоні від 3,55 Дж/г·К у літію до 0,115 Дж/г·К в урану.

IV. Електромагнітні властивості.

• Електрична провідність зумовлюється наявністю зони провідності, на яку здатні легко переходити валентні електрони, що і забезпечує електропровідність металу. Максимальна електропровідність притаманна для металів, в атомах яких на зовнішньому s-підрівні міститься по одному електрону, це – хром, молібден і особливо мідь, срібло, золото.

• Магнітна сприйнятливість – це міра магнітних властивостей металів, які визначають їх поведінку у магнітному полі. Метали з негативною магнітною сприйнятливістю, які виявляють опір магнітним силовим полям, називаються діамагнітні метали. До них належать берилій, цинк, кадмій, ртуть, галій, германій. Метали з позитивною магнітною сприйнятливістю, які добре проводять магнітні силові поля, називають парамагнітні метали, а метали з особливо високою магнітною сприйнятливістю – феромагнітні метали (рис. 9.9). Парамагнітними є лужні, лужноземельні метали і метали побічних підгруп, а феромагнітними – тільки залізо, кобальт, нікель, гадоліній и диспрозій. Феромагнетизм зберігається лише до певної критичної температури – так званої точки Кюрі, – вище якої залишаються звичайні парамагнітні властивості.

 

Рисунок 9.9 – Феромагнітні метали

 

 

 

9.5 Хімічні властивості металів

 

Хімічні властивості металів залежать від електронної будови їх атомів, а саме від структури валентних енергетичних підрівнів і великих розмірів атомних радіусів (порівняно із атомними радіусами неметалів). Зовнішні електрони в атомах металів суттєво віддалені від ядра і слабко сполучені з ним, завдяки чому метали мають невисокі значення потенціалів іонізації, які характеризують їх відновні властивості. Метали достатньо легко віддають свої валентні електрони, перетворюючись у позитивно заряджені іони.

Однак різним металам відновна здатність притаманна неоднаковою мірою. Висновок про можливість взаємодії конкретного металу з тим чи іншим окисником можна зробити, виходячи зі знака енергії Гіббса (ΔG < 0) чи із порівняння стандартних електродних потенціалів відповідних окисно-відновних систем: [TEX]\varepsilon_{ок/відн}^0 >\varepsilon_{\text{Me}^{n+}/\text{Me}}^0 [/TEX]. У загальному випадку відновні властивості металів посилюються у межах підгруп періодичної системи елементів із зростанням порядкового номера, збільшенням атомних радіусів і зменшенням величин енергії іонізації. Деякі метали (наприклад, лужні та лужноземельні) настільки активні, що їх необхідно зберігати у запаяному посуді під шаром гасу, вазеліну чи парафіну.

 

 

9.5.1 Взаємодія з неметалами

Практичне значення має відношення металів до дії галогенів, кисню, сірки та інших простих речовин неметалів з окисними властивостями.

1. Галогени. Серед галогенів окисна здатність зменшується при переході від фтору до йоду, тому F₂ і Cl₂ окислюють всі метали, Br₂ – більшість, а I₂ – тільки найактивніші. При цьому активні метали швидко згоряють в атмосфері F₂ і Cl₂, з бромом реакція відбувається повільніше, а з йодом – при підпалюванні реакційної суміші (рис. 9.10). Внаслідок взаємодії утворюються солі – галогеніди металів:

[TEX]\rm 2Ag+F_2\rightarrow 2AgF[/TEX],

[TEX]\rm 2Fe+3Cl_2\rightarrow 2FeCl_3[/TEX],

[TEX]\rm 2Al+3I_2\rightarrow 2AlI_3[/TEX].

 

Рисунок 9.10 – Згоряння металів в атмосфері галогенів: а) магнію у хлорі; б) магнію у йоді; в) заліза у хлорі

 

 

2. Кисень. З киснем за тих чи інших умов взаємодіють майже всі метали, але менш енергійно. Як продукти, як правило, утворюються оксиди металів, причому не обов’язково вищі:

[TEX]\rm 2Mg+O_2\rightarrow 2MgO[/TEX],

[TEX]\rm 2Cu+O_2\rightarrow 2CuO[/TEX],

[TEX]\rm 4Al+3O_2\rightarrow 2Al_2O_3[/TEX].

Лужні метали (за винятком літію, який окислюється до оксиду Li₂O) утворюють пероксиди, де Оксиген має ступінь окиснення –1, чи надпероксиди, в яких Оксиген виявляє дробовий ступінь окиснення –1/2:

[TEX]\rm 2Na+O_2\rightarrow Na_2O_2[/TEX],

[TEX]\rm 2K+2O_2\rightarrow K_2O_4[/TEX].

3. Сірка. Із сіркою, особливо при нагріванні чи у розплавленому стані, реагує більшість металів з утворенням бінарних сполук – сульфіди металів (рис. 9.11), наприклад:

[TEX]\rm Zn+S\rightarrow ZnS[/TEX],

[TEX]\rm Ca+S\rightarrow CaS[/TEX].

 

Рисунок 9.11 – Поетапний перебіг реакції, що відбувається при взаємодії магнію з сіркою за схемою Mg + S → MgS

 

 

4. Водень. З воднем взаємодіють переважно активні метали. Продуктами взаємодії є бінарні сполуки – гідриди металів, які бувають такими:

• солеподібні, які представлені гідридами лужних і лужноземельних металів, що утворюються внаслідок безпосередньої взаємодії між простими речовинами:

[TEX]\rm 2Na+H_2\rightarrow 2NaH[/TEX].

Солеподібні гідриди металів характеризуються іонним типом зв’язку, високою відновлювальною здатністю, доброю розчинністю у воді, при якій відбувається достатньо бурхлива реакція:

[TEX]\rm 2NaH+H_2O\rightarrow 2NaOH[/TEX];

• металоподібні гідриди, які за характером хімічного зв’язку близькі до металів, а за складом належать до бертолідів, тобто не мають фіксованого стехіометричного співвідношення між компонентами:

[TEX]\rm Ti+H_2\rightarrow TiH_{1,5-2}[/TEX],

[TEX]\rm U+H_2\rightarrow U+H_{2-3}[/TEX];

• ковалентні гідриди, яким притаманна полімерна природа, – це гідриди таких металів, як Be, Mg, Al, Cu, Zn та ін.:

[TEX]\rm 2Al+3H_2\rightarrow 2AlH_3[/TEX].

5. Азот є слабким окисником завдяки надзвичайно міцному хімічному зв’язку, тому на більшу частину металів він не діє. Лише деякі метали здатні згоряти в атмосфері азоту з утворенням бінарних сполук, які називаються нітриди, а за кімнатної температури у реакцію з ним може вступати тільки літій:

[TEX]\rm 6Li+N_2\rightarrow 2Li_3N[/TEX],

[TEX]\rm 2Al+N_2 \xrightarrow[]{\;\;t^\circ \;\;} 2AlN[/TEX],

[TEX]\rm 3Mg+N_2 \xrightarrow[]{\;\;t^\circ \;\;} Mg_3N_2[/TEX].

6. Інші слабкі окисники (вуглець, кремній, бор) при високій температурі утворюють з металами бінарні сполуки – карбіди, силіциди, бориди відповідно. Для багатьох із них характерні висока твердість (наприклад, WC, TiC, CrB₂), жароміцність (ZrC, MoB₅, TiN_x ), хімічна стійкість (TiN_x, ZrN), тому вони застосовуються як абразиви, вогнетриви, матеріали різальних інструментів, жароміцні та хімічно стійкі покриття.

 

 

 

9.5.2 Електрохімічний ряд напруг металів

При контакті металу з електролітом відбувається перехід заряджених частинок через межу поділу, внаслідок чого виникає різниця потенціалів на межі метал-розчин електроліту, яка називається електродним потенціалом (позначається символами ε чи φ).

Електродний потенціал – це певна різниця електростатичних потенціалів, що виникає між електродом і електролітом при їх контакті.

Електродний потенціал ε, який може набувати додатного або від’ємного значення визначають за допомогою спеціальних методів відносно еталонних електродів – водневого, хлорсрібного тощо.

Електродний потенціал, виміряний відносно стандартного водневого електрода за стандартних умов (298 К, 101325 Па) при активності іонів металу в розчині 1 моль/л, називається стандартний електродний потенціал ε⁰.

Значення стандартних електродних потенціалів для багатьох поширених металів наводять у спеціальних довідниках (табл. 9.1).

 

Таблиця 9.1 – Стандартні електродні потенціали металів

Електрод	ε0	Електрод	ε0	Електрод	ε0
Li/Li+	–3,045	Zn/Zn2+	–0,76	Cu/Cu2+	+0,34
K/K+	–2,92	Cr/Cr3+	–0,74	Ag/Ag+	+0,97
Ca/Ca2+	–2,90	Fe/Fe2+	–0,44	Hg/Hg2+	+0,85
Na/Na+	–2,71	Cd/Cd2+	–0,40	Pt/Pt2+	+1,19
Mg/Mg2+	–2,36	Ni/Ni2+	–0,25	Au/Au3+	+1,50
Al/Al3+	–1,66	Pb/Pb2+	–0,126
Mn/Mn2+	–1,18	½H2/H+	0,00

 

Значення стандартних електродних потенціалів характеризують силу окисників і відновників: чим вище значення ε⁰, тим активнішим окисником є окиснена форма електрохімічної системи (катіон металу), і навпаки, чим нижче значення ε⁰, тим активнішим відновником є відновлена форма (метал у вільному стані).

Мірою електрохімічної активності металу є енергія, яку необхідно витратити для роботи по перетворенню металу із твердого кристалічного стану в стан гідратованих іонів у розчині. Ця енергія визначається сумою трьох складових:

• енергія атомізації, яка поглинається при переведенні металу із кристалічного стану в ізольовані атоми і залежить від міцності кристалічної решітки;

• енергія іонізації, що витрачається на відривання валентних електронів від вільних атомів металу і зумовлюється його положенням у періодичній системі елементів;

• енергія сольватації, яка виділяється при сольватації іонів металу і визначається електронною структурою, радіусом та зарядом іона, а також природою розчинника.

Загальна енергія перетворення металу з кристалічного стану в гідратовані іони у водному розчині залежить від співвідношення окремих складових. Чим менше значення має ця енергія, тим від’ємнішим є стандартний електродний потенціал і, відповідно, тим активнішим виявляє себе метал в електрохімічних процесах.

Послідовність розміщення металів у порядку зростання стандартних електродних потенціалів, якому відповідає зменшення електрохімічної активності металів, називається електрохімічний ряд напруг металів:

 

 

З аналізу електрохімічного ряду напруг металів випливає декілька важливих висновків.

1. Метали, стандартні електродні потенціали яких нижчі, ніж водневий електродний потенціал у нейтральному середовищі [TEX](\varepsilon_{2\text{H}^+/\text{H}_2}=-0,413\;B)[/TEX], термодинамічно здатні витісняти водень із води, наприклад:

[TEX]\rm Ca+2H_2O\rightarrow Ca(OH)_2+H_2\uparrow [/TEX].

Але ті активні метали (ε⁰ > −0,413В), що розміщуються у ряді напруг після Mg, за звичайних умов з Н₂О не взаємодіють, тому що покриті нерозчинними у воді оксидними плівками.

2. Метали, які розміщені у ряді напруг до Н₂, витісняють водень з кислот-неокисників (HCl, H₃PO₄, CH₃COOH, розведена H₂SO₄ тощо), наприклад:

[TEX]\rm Zn+2HCl\rightarrow ZnCl_2+H_2\uparrow [/TEX].

3. Для металів, що розміщуються у ряді напруг після Mg, характерна закономірність: більш активний метал витісняє менш активний із розчину його солі. Або для загального випадку: метал, що розміщується ближче до початку ряду напруг, витісняє інший метал, що знаходиться правіше, з розчину його солі, наприклад:

[TEX]\rm Zn+CuSO_4\rightarrow Cu\downarrow +ZnSO_4[/TEX].

А метали у ряді напруг до Mg настільки активні, що у водних розчинах солей взаємодіють не з сіллю, а з водою.

4. Під час реакції у розчинах електролітів відновні властивості металів зменшуються від початку ряду напруг, а окисні властивості катіонів металів, навпаки, − від кінця ряду напруг. Так, метали Li, Na, Mg, Zn виявляють сильні відновні властивості і легко окислюються, а катіони Pt²⁺, Au³⁺, Ag⁺, Cu²⁺ є сильними окисниками, які швидко відновлюються до вільних металів.

 

 

9.5.3 Відношення до води

Більшість металів не розчиняються у воді, однак майже всі s-елементи, крім берилію Be, вступають з нею у хімічну реакцію з утворенням відповідної основи і водню. При цьому рубідій Rb і цезій Cs реагують із вибухом, калій K – із самозайманням водню, який виділяється внаслідок реакції, натрій Na і літій Li – бурхливо, а метали IIА-підгрупи – без згоряння:

[TEX]\rm 2Na+2H_2O\rightarrow 2NaOH+H_2\uparrow [/TEX],

[TEX]\rm Ba+2H_2O\rightarrow Ba(OH)_2+H_2\uparrow [/TEX].

 

 

p-Елементи, незважаючи на те, що стоять у ряді напруг до водню (рис. 9.12), не можуть розкласти воду, оскільки їх поверхня покрита хімічно стійкою оксидною плівкою, щільно з’єднаною з металом.

 

Рисунок 9.12 – Електрохімічний ряд напруг металів

 

Однак якщо видалити захисну плівку чи перевести метал у тонкодисперсний стан (у вигляді порошку), то деякі з них здатні розчинятися у воді, наприклад, алюміній може взаємодіяти з рідкою водою при кімнатній температурі, а галій – при підвищеній температурі з парами води:

[TEX]\rm 2Al+6H_2O\rightarrow 2Al(OH)_3+3H_2\uparrow [/TEX],

[TEX]\rm 2Ga+3H_2O\rightarrow Ga_2O_3+3H_2\uparrow [/TEX].

Позбавлений захисної оксидної плівки алюміній взаємодіє з рідкою водою при кімнатній температурі

 

 

Серед d-елементів тільки лантан вступає у реакцію з водою

[TEX]\rm 2La+6H_2O\rightarrow 2La(OH)_3+3H_2\uparrow [/TEX].

Дія води на метали посилюється за наявності розчиненого в ній кисню. При цьому деякі малоактивні метали, які за звичайних умов не взаємодіють з Н₂О, окислюються аерованою водою за схемою

[TEX]\rm 2Me+nH_2O+0,5nO_2\rightarrow 2Me(OH)_n[/TEX].

 

 

9.5.4 Відношення до кислот

Оскільки метали згідно із їх природою та призначенням (конструкційні та інструментальні матеріали) можуть використовуватися у різному оточенні, то необхідно мати повну інформацію про їх поведінку у середовищах, які містять іони Гідрогену, тобто у водних розчинах кислот чи тих солей, що утворені сильними кислотами і внаслідок гідролізу дають кислу реакцію середовища. Однак щоб прогнозувати можливість взаємодії кожного металу з тією чи іншою кислотою, слід аналізувати відомості про властивості як самого металу (активний, малоактивний, схильний до пасивації тощо), так і кислоти. За характером дії, в тому числі по відношенню до металів, кислоти умовно поділяють на дві групи:

• неокисні кислоти, в яких окисником виступає іон Гідрогену Н⁺;

• окисні кислоти, в яких окисником є кислотний залишок за рахунок центрального атома, що перебуває у максимальному чи достатньо високому ступені окиснення.

Крім того, залежно від кількісного вмісту кислоти у розчині вони можуть бути концентрованими і розведеними, що також впливає на шлях перебігу реакції та склад продуктів, які при цьому утворюються.

І. Неокисні кислоти (розведена сульфатна H₂SO₄, галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI, ортофосфатна H₃PO₄, оцтова CH₃COOH та інші слабкі кислоти) діють тільки на метали, що стоять у ряді напруг до водню і мають помітно від’ємне значення стандартного електродного потенціалу (рис. 9.12). У результаті таких реакцій виділяється вільний водень і утворюються солі.

Слід взяти до уваги декілька важливих моментів. По-перше, якщо метал здатний виявляти у сполуках декілька ступенів окиснення, то неокисні кислоти окислюють його мінімально. Наприклад, Fe і Cr такими кислотами окислюються тільки до ступеня окиснення +2:

[TEX]\rm Fe+2HCl\rightarrow FeCl_2+H_2\uparrow [/TEX],

[TEX]\rm Cr+H_2SO_{4(розв)}\rightarrow CrSO_4+H_2\uparrow [/TEX].

По-друге, деякі метали, стандартний електродний потенціал яких близький до нуля, майже не взаємодіють з неокисними кислотами. Це пов’язано із значною перенапругою виділення водню на таких металах. Наприклад, стійкими до дії розведеної сульфатної, хлоридної та слабких кислот є метали: галій, вольфрам, індій.

По-третє, якщо продуктом реакції металу з неокисною кислотою є малорозчинна сіль, то вона покриває поверхню металу плівкою і тим захищає його від подальшої взаємодії, наприклад:

[TEX]\rm 2Al+2H_3PO_4\rightarrow 2AlPO_4\downarrow +3H_2\uparrow [/TEX],

[TEX]\rm Pb+H_2SO_{4(розв)}\rightarrow PbSO_4\downarrow+H_2\uparrow [/TEX].

Взаємодія цинку з сульфатною кислотою, внаслідок якої утворюється сіль цинк сульфат і виділяється вільний водень згідно з рівнянням

Zn + H₂SO_4(розв) → ZnSO₄ + H₂↑.

 

 

 

ІІ. Окисні кислоти, до яких належать: нітратна кислота HNO₃ будь-якої концентрації, концентрована сульфатна H₂SO₄ та інші кислоти, окисна здатність яких зумовлюється не наявністю іона Н⁺, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх аніонів. Окисні кислоти взаємодіють із усіма металами від початку ряду напруг до срібла включно (рис. 9.12).

Особливість дії окисних кислот полягає в тому, що вони окислюють метал без виділення водню. Проте у випадку реакції найактивніших металів (Li, Na, K, Mg) з дуже розведеними розчинами окисних кислот, яка відбувається надзвичайно бурхливо, водень все ж таки може виділятися, але це є результатом взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною в розчині кислоти. Наприклад, при внесенні магнію у розчин концентрованої нітратної кислоти можуть одночасно проходити декілька реакцій:

[TEX]\rm Mg+4HNO_{3(конц)}\rightarrow Mg(NO_3)_2+2NO_2\uparrow +2H_2O[/TEX],

[TEX]\rm Mg+H_2O\rightarrow MgO+H_2\uparrow[/TEX],

[TEX]\rm MgO+2HNO_{3(конц)}\rightarrow Mg(NO_3)_2+H_2O[/TEX].

Другою особливістю концентрованих розчинів окисних кислот, яку слід завжди пам’ятати, є їх здатність спричиняти пасивацію деяких металів.

Пасивація − це набуття термодинамічно нестійким металом корозійної стійкості внаслідок утворення на його поверхні щільних непоруватих плівок із малорозчинних сполук, які захищають метал від руйнування.

Схильними до пасивації металами є алюміній Al, хром Cr, залізо Fe, титан Ti та ін.

За схильністю до пасивації найпоширеніші у техніці метали розміщуються у ряд:

[TEX]\bf \color{blue} {Be>Al>Ti>V>Ta>Cr>Nb>Sn>Fe>W>Cd>Mo>}[/TEX]

[TEX]\bf \color{blue}{>Co>Ni>Pb>Cu>Pd>Ir>Pt>Ag>Au.}[/TEX]

При контакті таких металів (наприклад, алюмінію Al, хрому Cr чи заліза Fe,) з окисними кислотами на поверхні схильних до пасивації металів виникає захисна плівка малорозчинних сполук, що зберігає метал від подальшого розчинення у кислоті, тому при кімнатній температурі реакція миттєво припиняється. Але при сильному нагріванні захисна плівка розчиняється і тоді починається взаємодія металу з кислотою (рис. 9.13).

Рисунок 9.13 – При сильному нагріванні Fe (а) і Al (б) з концентрованою нітратною кислотою захисна плівка на поверхні металу розчиняється і відбувається взаємодія металу з HNO₃, внаслідок якої виділяється бурий газ NO₂

 

Необхідно знати ще один важливий момент. З міркувань техніки безпеки не проводять реакцію лужних і більшості лужноземельних металів з концентрованими сульфатною і нітратною кислотами, оскільки така взаємодія супроводжується сильним вибухом (рис. 9.14).

Рисунок 9.14 – Взаємодія натрію Na з концентрованою сульфатною кислотою проходить з вибухом: а) концентрована H₂SO₄, в яку опускають шматочок Nа; б) перебіг реакції Nа з H₂SO_4(конц.)

 

 

Взаємодія лужного металу натрію Na з концентрованою сульфатною кислотою H₂SO_4(конц) супроводжується самозайманням продуктів реакції або навіть вибухом – у випадку достатньої кількості вихідних речовин

 

 

ІІ.1 Концентрована сульфатна кислота, окисна здатність якої виявляється за рахунок Сульфуру (+6), при взаємодії з металами залежно від їх активності, температури середовища, ступеня концентрування кислоти може відновлюватися по-різному. Малоактивні метали відновлюють сульфатну кислоту H₂SO_4(конц.) до SO₂, наприклад:

[TEX]\rm 2Ag+2H_2SO_{4(конц)}\rightarrow Ag_2SO_4+SO_2\uparrow +2H_2O[/TEX],

метали середньої активності – до вільної сірки S(0):

[TEX]\rm 3Ni+4H_2SO_{4(конц)}\rightarrow 3NiSO_4+S+4H_2O[/TEX],

активні метали – переважно до H₂S:

[TEX]\rm 4Mg+5H_2SO_{4(конц)}\rightarrow 4MgSO_4+H_2S\uparrow +4H_2O[/TEX].

Але на практиці достатньо активні метали звичайно реагують із концентрованою сульфатною кислотою з утворенням суміші сірчистого газу SO₂, сірководню Н₂S і вільної сірки S, тобто паралельно відбуваються всі три імовірні реакції. Наприклад, при взаємодії H₂SO_4(конц.) з цинком одночасно можуть проходити такі процеси:

[TEX]\rm Zn+2H_2SO_{4(конц)}\rightarrow ZnSO_4+SO_2\uparrow +2H_2O[/TEX],

[TEX]\rm 3Zn+4H_2SO_{4(конц)}\rightarrow 3ZnSO_4+S\downarrow +4H_2O[/TEX],

[TEX]\rm 4Zn+5H_2SO_{4(конц)}\rightarrow 4ZnSO_4+H_2S\uparrow +4H_2O[/TEX].

 

 

 

ІІ.2 Концентрована нітратна кислота при взаємодії з металами відновлюється, як правило, до бурого газу – нітроген (IV) оксиду, а метал при цьому окислюється найчастіше до максимального (чи достатньо високого) ступеня окиснення (рис. 9.15 і 9.16 а), наприклад:

[TEX]\rm Cu+4HNO_{3(конц)}\rightarrow Cu(NO_3)_2+2NO_2\uparrow +2H_2O[/TEX],

[TEX]\rm Sn+4HNO_{3(конц)}\rightarrow H_2SnO_3\downarrow +4NO_2\uparrow +H_2O[/TEX].

 

Рисунок 9.15 – Поетапна взаємодія олова Sn з концентрованою нітратною кислотою HNO₃, внаслідок якої виділяється бурий газ NO₂

 

 

 

ІІ.3 Розведена нітратна кислота у реакціях із малоактивними металами (Cu, Ag, Hg, Pb) виділяє нітроген (ІІ) оксид (рис. 9.16 б):

[TEX]\rm 3Cu+8HNO_{3(розв)}\rightarrow 3Cu(NO_3)_2+2NO\uparrow +4H_2O[/TEX],

[TEX]\rm 3Hg+8HNO_{3(розв)}\rightarrow 3Hg(NO_3)_2+2NO\uparrow +4H_2O[/TEX],

[TEX]\rm 3Ag+4HNO_{3(розв)}\rightarrow 3AgNO_3+NO\uparrow +2H_2O[/TEX].

 

Рисунок 9.16 – Взаємодія ртуті: а) з концентрованою нітратною кислотою; б) з розведеною HNO₃

 

Інколи деякі метали, що стоять усередині ряду напруг (Fe, Cd, Ga), можуть відновити розведену нітратну кислоту до N₂O чи до вільного азоту N₂:

[TEX]\rm 10Fe+36HNO_{3(розв)}\rightarrow 10Fe(NO_3)_3+3N_2\uparrow +18H_2O[/TEX],

[TEX]\rm 4Cd+10HNO_{3(розв)}\rightarrow 4Cd(NO_3)_2+N_2O\uparrow +5H_2O[/TEX].

ІІ.4 Дуже розведена нітратна кислота взаємодіє з активними металами (Mg, Al, Zn, V, Nb) з утворенням амоніаку NH₃ (чи іона амонію NH₄⁺), який реагує з надлишком кислоти і дає нітрат амонію, наприклад:

[TEX]\rm 4Mg+9HNO_{3(розв)}\rightarrow 4Mg(NO_3)_2+NH_3\uparrow +3H_2O[/TEX],

[TEX]\rm 8Al+30HNO_{3(розв)}\rightarrow 8Al(NO_3)_3+3NH_4NO_3+9H_2O[/TEX].

Отже, у загальному випадку особливості взаємодії металів з HNO₃ і характер продуктів, що утворюються, залежать від активності металу, концентрації та кількості кислоти і умов проведення реакції (рис. 9.17).

Рисунок 9.17 – Найімовірніші продукти відновлення нітратної кислоти при її взаємодії з металами

 

 

9.5.5 Відношення до лугів

У реакцію з лугами вступають лише амфотерні метали. У загальному випадку терміном амфотерність (від грецьк. аmphoteros – і той і інший) позначають здатність хімічних сполук виявляти кислотні або основні властивості залежно від природи другого компонента, що бере участь у кислотно-основній взаємодії. Відносно до металів амфотерним вважають метал, здатний взаємодіяти з лугами з утворенням середніх чи комплексних солей, в аніоні яких міститься окиснений метал. Амфотерні метали – це берилій Be (s-елемент), алюміній Al, олово Sn, свинець Pb, германій Ge (p-елементи), цинк Zn (d-елемент).

Якщо взаємодія відбувається у водних розчинах (рис.  9.18), то утворюються комплексні гідроксосолі, комплексоутворювачем в яких є катіон амфотерного металу, наприклад:

[TEX]\rm Be+2KOH+2H_2O\rightarrow K_2[Be(OH)_4]+H_2\uparrow [/TEX],

[TEX]\rm Pb+4KOH+2H_2O\rightarrow K_4[Pb(OH)_6]+H_2\uparrow [/TEX],

[TEX]\rm 2Al+2KOH+6H_2O\rightarrow 2K[Al(OH)_4]+3H_2\uparrow [/TEX],

[TEX]\rm 2Al+6KOH+6H_2O\rightarrow 2K_3[Al(OH)_6]+3H_2\uparrow [/TEX].

 

Рисунок 9.18 – Поетапний перебіг взаємодії алюмінію з лугом і згоряння водню, що виділився внаслідок реакції

 

У деяких випадках взаємодія амфотерного металу відбувається по-різному залежно від концентрації розчину лугу, як це видно із наведених вище рівнянь, що відбивають реакції алюмінію з лужними розчинами. Можна навести інший приклад: при розчиненні олова у концентрованому лузі утворюються солі дуже слабкої станітної кислоти – станіти:

[TEX]\rm Sn+2KOH_{(конц.)}\rightarrow K_2SnO_2+H_2\uparrow [/TEX],

а у розведеному розчині лугу – комплексні гідроксостаніти:

[TEX]\rm Sn+2KOH+2H_2O\rightarrow K_2[Sn(OH)_4]+H_2\uparrow[/TEX].

 

 

 

При сплавленні амфотерних металів з твердими лугами отримують звичайні середні солі – берилати, алюмінати, цинкати і т.ін.:

[TEX]\rm Be+2KOH\rightarrow K_2BeO_2+H_2\uparrow[/TEX],

[TEX]\rm 2Al+6KOH\rightarrow 2KAlO_2+2K_2O+3H_2\uparrow[/TEX],

[TEX]\rm Zn+2KOH\rightarrow K_2ZnO_2+H_2\uparrow[/TEX].

Деякі метали хоч фактично і не належать до амфотерних, можуть взаємодіяти з лугами за наявності сильних окисників. Наприклад, якщо через розчин лугу пропускати під тиском струмінь кисню, то такі метали, як ванадій V, ніобій Nb і тантал Ta (d-елементи) вступають у реакцію з утворенням солей – ванадатів, ніобатів і танталатів відповідно, набуваючи максимального ступеня окиснення +5, згідно із загальною схемою

[TEX]\rm 4Me+5O_2+12KOH\rightarrow 4K_3MeO_4+6H_2O[/TEX].

Аналогічно поводять себе із лугами за наявності окисників і d-метали рутеній Ru та осмій Os. При сплавленні із сумішшю лугу і окисника вони дають середні солі – рутенати і осмати, в яких ступінь окиснення металу дорівнює +6:

[TEX]\rm Me+3KClO+2KOH\rightarrow K_2MeO_4+3KCl+H_2O[/TEX].

 

 

9.5.6 Взаємодія із солями інших металів

Метали у вільному стані виявляють відновлювальні властивості, які послаблюються із зростанням значення стандартного електродного потенціалу від початку ряду напруг до його кінця (рис. 9.12), а у стані позитивно заряджених іонів – окислювальні, які у зазначеному напрямку, навпаки, посилюються. Це є передумовою для витіснення малоактивних металів із розчинів їх солей більш активними металами (рис. 9.19), наприклад:

[TEX]\rm Fe+CuSO_4\rightarrow FeSO_4+Cu[/TEX],

[TEX]\rm Zn+SnCl_2\rightarrow ZnCl_2+Sn[/TEX].

 

Рисунок 9.19 – Взаємодія металу з сіллю іншого металу в розчині: а) витіснення активнішою порівняно з сріблом міддю катіонів Ag⁺ з розчину солі AgNO₃ внаслідок реакції Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓, при цьому срібло осаджується на мідній пластинці, а розчин при цьому набуває блакитного забарвлення за рахунок Cu(NO₃)₂; б) при занурюванні мідної пластинки у розчин солі більш активного металу (ZnSO₄) реакція не відбувається; в) витіснення активним алюмінієм катіонів Cu²⁺ з розчину солі внаслідок реакції 2Al + 3CuSO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3Cu↓, чиста мідь осідає на дні посудини

 

 

 

Необхідно пам’ятати, що найбільш активні метали, які розміщуються на самому початку ряду напруг, при внесенні їх у водні розчини солей малоактивних металів вступають у взаємодію не з сіллю, а з водою, що міститься у розчині. Так, якщо шматочок калію занурити у розчин солі малоактивного металу (наприклад CuSO₄ чи Pb(NO₃)₂), то реакція відбувається за схемою:

[TEX]\rm 2K+2H_2O\rightarrow 2KOH+H_2[/TEX].

Реакції між металами і простими нерозчинними солями менш активних металів (галогенідами загального складу MeHal_x, халькогенідами Me_xS_y) звичайно відбуваються тільки при сильному нагріванні, хоч і супроводжуються екзотермічними ефектами:

[TEX]\rm Mg+SnCl_2\rightarrow MgCl_2+Sn[/TEX],

[TEX]\rm Be+Ag_2S\rightarrow BeS+2Ag[/TEX].

 

 

 

9.6 Приклади розв'язування типових задач

 

Приклад 9.1. Які процеси будуть спостерігатися, якщо шматочок металевого натрію помістити у розчин мідного купоросу CuSO₄?

Розв’язок. Як випливає з електрохімічного ряду напруг металів, натрій є набагато активнішим від міді, однак при його контакті з розчином мідного купоросу Na взаємодіє не з CuSO₄, а з водою. Отже, буде спостерігатися виділення водню:

[TEX]\rm 2Na+2H_2O\rightarrow 2NaOH+H_2\uparrow [/TEX].

Приклад 9.2. Як зміниться маса цинкової пластини при зануренні її у розчини таких солей: а) AgNO₃; б) Ni(NO₃)₂; в) Al(NO₃)₃?

Розв’язок. Необхідно зауважити, що у випадку взаємодії Zn з сіллю пластина почне розчинятися, але одночасно на ній буде осаджуватися відновлений метал із розчиненої солі, тому змінення маси цинкової пластини залежить від співвідношення еквівалентних мас цинку і металу. Позначимо вихідну масу цинкової пластини через m.

а) Згідно з положенням у електрохімічному ряді напруг більш активний цинк витісняє малоактивне срібло із розчину його солі:

[TEX]\rm Zn+2AgNO_3\rightarrow 2Ag\downarrow +Zn(NO_3)_2[/TEX].

З рівняння реакції випливає, що кількість речовини [TEX](\nu)[/TEX] срібла вдвічі більша, ніж кількість речовини цинку.

Нехай [TEX]\nu[/TEX](Zn) = x, тоді [TEX]\nu[/TEX](Ag) = 2[TEX]\nu[/TEX](Zn) = 2x, а їх маси

m(Zn) = [TEX]\nu \cdot[/TEX]M = 65x, m(Ag) = [TEX]\nu \cdot[/TEX]M = 108 ⋅ 2x = 216x.

Кінцева маса пластини m_кін визначається різницею між масою цинку, що розчинився, і масою осадженого на пластині срібла:

m_кін = m − m(Zn) + m(Ag) = m − 65x + 216x = m + 151x.

Отже, маса пластини зростає на величину 151х, де х – кількість речовини цинку, що розчинився.

б) У електрохімічному ряді напруг цинк розміщується до нікелю, тому при зануренні цинкової пластини у розчин нікелевої солі протікає реакція

[TEX]\rm Zn+Ni(NO_3)_2\rightarrow Ni\downarrow +Zn(NO_3)_2[/TEX].

Нехай [TEX]\nu[/TEX](Zn) = x, тоді [TEX]\nu[/TEX](Ni) = [TEX]\nu[/TEX](Zn) = x, m(Zn) = [TEX]\nu \cdot[/TEX]M = 65x, m(Ni) = [TEX]\nu \cdot[/TEX]M = 59x. Кінцева маса пластини

m_кін = m − m(Zn) + m(Ni) = m − 65x + 59x = m − 6x.

У цьому випадку маса пластини зменшується.

в) Оскільки цинк у електрохімічному ряді напруг металів стоїть до алюмінію, він не може витісняти алюміній з розчину його солей, тому Zn не реагує з Al(NO₃)₃ і маса пластини не змінюється.