• 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

 

 

9.1 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.

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 відновні 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. Однак слід зауважити, що існує група елементів, що виявляють проміжні властивості, – напівметали.

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.

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.

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

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

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.

1. Геохімічна класифікація поділяє метали на чорні метали (залізо Fe, марганець Mn, хром Cr тощо) та кольорові метали, що мають біле, жовте чи червоне забарвлення, низьку температуру плавлення, невелику твердість (найтиповіший представник – мідь Cu).

2. За електронною конфігурацією валентних орбіталей металічні елементи 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.

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; актиноїди – 14 металів після актинію ₈₉Ac, починаючи від торію ₉₀Th і закінчуючи лоуренсієм ₁₀₃Lr; 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; 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; легкоплавкі метали, температури плавлення яких не перевищують 1500^оС, найлегкоплавкішою є ртуть Hg (Т_пл = –38,9^оС); тугоплавкі метали, температури плавлення яких вище 1500^оС, найтугоплавкіший метал – вольфрам W (Т_пл = 3420^оС ); благородні метали, які виявляють підвищену хімічну стійкість до окисних і агресивних реагентів (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.

5. За походженням виділяють такі групи: природні метали, які входять до складу природних сполук (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; 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.

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. Всі атоми віддають свої валентні електрони на утворення електронного газу, що вільно переміщуються усередині кристалу, не порушуючи хімічного 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.

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%; кубічна об’ємноцентрована з координаційним числом 8 і щільністю пакування 68%; гексагональна з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74%.

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 – так званих кристалітів, або зерен, які на відміну від чітко огранених монокристалів інших неорганічних речовин мають неправильну форму і різну просторову орієнтацію. З цієї причини у 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 зумовлюється здатністю металів майже повністю відбивати світлові промені будь-якої довжини спектру. У порошкоподібному стані більшість металів набуває чорного чи темно-сірого кольору.

• 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.

• Густина – вагова характеристика механічних властивостей, залежно від якої метали поділяються на легкі та важкі.

• 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. 

• Питома теплоємність для більшості металів має невисокі значення.

IV. Електромагнітні властивості.

• Електрична провідність зумовлюється наявністю зони провідності, на яку здатні легко переходити валентні електрони, що і забезпечує електропровідність металу.

• 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. 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.

 

 

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.

 

 

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. 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].

 

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, наприклад:

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

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

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 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, термодинамічно здатні витісняти водень із води. 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).

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. 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.

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].

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

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.

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. 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].

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. Окислювальні кислоти взаємодіють із усіма металами від початку ряду напруг до срібла включно.

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 окиснювальних 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.

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].

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, 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].

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

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

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.

 

 

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].

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.

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].

 

 

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, 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, наприклад:

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

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

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].