Підготовчі курси з хімії

Тема 13. Метали

ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛІВ


Ключові терміни:

,, d-метали, f-метали, p-метали, s-метали,  інтеркалати, Амфотерні метали, Анізотропія, Електрична провідність, Електродний потенціал, Магнітна сприйнятливість, Металевий блиск, Напівметали, Напівпровідники, Неокисні кислоти, Непрозорість, Пасивація, Питома теплоємність, Пластичність, Поліморфізм, Твердість, Теплопровідність, амфотерність, багатоелектронність, багатоцентровість, бориди, гідриди металів, діамагнітні метали, електрохімічний ряд напруг металів, енергія атомізації, енергія сольватації, енергія іонізації, карбіди, координаційні числа, кристаліти, метали, надпероксиди, ненапрямленість, ненасиченість, неокисні кислоти, нітриди, окисні кислоти, оксиди металів, парамагнітні метали, пероксиди, силіциди, стандартний електродний потенціал, сульфіди металів, феромагнітні метали, щільність пакування кристалу, ізотропність

 

13.1     ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛІВ

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:

Очевидно, що метали середньої хімічної активності зустрічаються у формі оксидів чи сульфідів (FeO, ZnS), а більш активні метали – найчастіше у формі солей (NaCl, Na24 · 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 в 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. 1). Однак слід зауважити, що існує група елементів, що виявляють проміжні властивості, – напівметали.

 

Рисунок 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 (германій Ge, миш'як As, сурма Sb, олово 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.

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.

13.2  ​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.

 

Рисунок 2 – Чорні метали

 

Рисунок 3 – Деякі кольорові метали

 

  1. За електронною конфігурацією валентних орбіталей металічні елементи поділяються на електронні родини:

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.

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

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

Рисунок 4 – Деякі фізичні властивості металів

 

  1. За походженням виділяють такі групи:

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

 

 

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. 5).

 

Рисунок 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. 6). Всі атоми віддають свої валентні електрони на утворення електронного газу, що вільно переміщуються усередині кристалу, не порушуючи хімічного зв’язку.

 

Рисунок 6 – Різновиди моделей металічного зв’язку

 

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

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:

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 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.

 

 

 

13.3  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.

Рисунок 8 – Метали з найсильнішим блиском

 

ІІ. Механічні властивості металів.

ІІІ. Теплові властивості.

IV. Електромагнітні властивості.

 

Рисунок 9 – Феромагнітні метали

 

 

 

13.4   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: εоок/відн εоМеn+/Mе. 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.

 

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. 10). Внаслідок взаємодії утворюються солі – галогеніди металів:

  1. 2Ag + F2 → 2AgF,
  2. 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3,
  3. 2Al + 3I2 → 2AlI3.

Рисунок 10 – Згоряння металів в атмосфері галогенів: а) магнію у хлорі; б) магнію у йоді; в) заліза у хлорі

 

  1. 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:
  2. 2Mg + O2 → 2MgO,
  3. 2Cu + O2 → 2CuO,
  4. 4Al + 3O2 → 2Al2O3.

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:

  1. 2Na + O2 → Na2O2,
  2. 2K + 2O2 → K2O4.
  3. 3. Сірка. Із сіркою, особливо при нагріванні чи у розплавленому стані, реагує більшість металів з утворенням бінарних сполук – сульфіди металів (рис. 11), наприклад:

Zn + S → ZnS,

Ca + S → CaS.

 

Рисунок 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:

2Na + H2 → 2NaH.

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

2NaН + H2О → 2NaОH;

Ti + H2 → TiH1,5-2,

U + H2 → UH2-3;

2Al + 3H2 → 2AlH3.

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:

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, TiNx ), хімічна стійкість (TiNx, ZrN), тому вони застосовуються як абразиви, вогнетриви, матеріали різальних інструментів, жароміцні та хімічно стійкі покриття.

 

 

13.5  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. 1).

 

Таблиця 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:

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 (= −0,413В), термодинамічно здатні витісняти водень із води, наприклад:

Са + 2Н2О → Ca(OH)2 + H2↑.

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

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

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑.

  1. 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:

Zn + CuSO4 → Cu↓ + ZnSO4.

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

  1. 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.

 

 

13.5.1   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:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑,

Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2↑.

 

p-Елементи, незважаючи на те, що стоять у ряді напруг до водню (рис. 12), не можуть розкласти воду, оскільки їх поверхня покрита хімічно стійкою оксидною плівкою, щільно з’єднаною з металом.

 

Рисунок 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:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2↑,

2Ga + 3H2O → Ga2O3 + 3H2↑.

Серед d-елементів тільки лантан вступає у реакцію з водою

2La + 6H2O → 2La(OH)3 + 3H2↑.

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

2Me + nH2O + 0,5nO2 → 2Me(OH)n.

 

 

13.5.2  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:

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:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑,

Cr + H2SO4(розв) → CrSO4 + H2↑.

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:

2Al + 2H3PO4 → 2AlPO4↓ + 3H2↑,

Pb + H2SO4(розв) → PbSO4↓ + 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:

Mg + 4HNO3(конц) → Mg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O,

Mg + H2O → MgO + H2↑,

MgO + 2HNO3(конц) → Mg(NO3)2 + H2O.

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:

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. 13).

Рисунок 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. 14).

Рисунок 14 – Взаємодія натрію Na з концентрованою сульфатною кислотою проходить з вибухом: а) концентрована H2SO4, в яку опускають шматочок Nа; б) перебіг реакції Nа з H2SO4(конц.)

 

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 H2SO4(конц.) до SO2, наприклад:

2Ag + 2H2SO4(конц) → Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O,

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

3Ni + 4H2SO4(конц) → 3NiSO4 + S + 4H2O,

активні метали – переважно до H2S:

4Mg + 5H2SO4(конц) → 4MgSO4 + H2S↑ + 4H2O.

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 H2SO4(конц.) з цинком одночасно можуть проходити такі процеси:

Zn + 2H2SO4(конц) → ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O,

3Zn + 4H2SO4(конц) → 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O,

4Zn + 5H2SO4(конц) → 4ZnSO4 + H2S↑+ 4H2O.

 

 

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. 15 і 16 а), наприклад:

Cu + 4HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O,

Sn + 4HNO3(конц) → H2SnO3↓ + 4NO2↑ + H2O.

 

Рисунок 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. 16 б):

  1. 3Cu + 8HNO3(розв) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O,

  2. 3Нg + 8HNO3(розв) → 3Нg(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O,
  3. 3Ag + 4HNO3(розв) → 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O.

 

Рисунок 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:

10Fe + 36HNO3(розв) → 10Fe(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O,

4Cd + 10HNO3(розв) → 4Cd(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O.

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:

4Mg + 9HNO3(розв) → 4Mg(NO3)2 + NH3↑ + 3H2O,

8Al + 30HNO3(розв) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O.

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. 17).

Рисунок 17 – Найімовірніші продукти відновлення нітратної кислоти при її взаємодії з металами

 

 

13.5.3   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.  18), то утворюються комплексні гідроксосолі, комплексоутворювачем в яких є катіон амфотерного металу, наприклад:

Be + 2KOH + 2H2O → K2[Be(OH)4] + H2↑,

Pb + 4KOH + 2H2O → K4 [Pb(OH)6] + H2↑,

2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] + 3H2↑,

2Al + 6KOH + 6H2O → 2K3[Al(OH)6] + 3H2↑.

 

Рисунок 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:

Sn + 2KOH(конц.) → K2SnO2 + H2↑,

а у розведеному розчині лугу – комплексні гідроксостаніти:

Sn + 2KOH + 2H2O → K2[Sn(OH)4] + H2↑.

 

 

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

Be + 2KOH → K2BeO2 + H2↑,

2Al + 6KOH → 2KAlO2 + 2K2O + 3H2↑,

Zn + 2KOH → K2ZnO2 + H2↑.

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

4Me + 5O2 + 12KOH → 4K3MeO4 + 6H2O.

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:

Me + 3KClO + 2KOH → K2MeO4 + 3KCl + H2O.

 

 

13.5.4   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. 19), наприклад:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu,

Zn + SnCl2 → ZnCl2 + Sn.

 

Рисунок 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 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 посудині

 

 

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:

2K + 2H2O → 2KOH + H2.

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

Mg + SnCl2 → MgCl2 + Sn,

Be + Ag2S → BeS + 2Ag.

13.6  Одержання металлів

Методи одержання луних і лужноземельних металів

Для добування цих металів із сполук застосовують електроліз розплавів їх солей. Розглянемо цей процес на прикладі КCl і Са(OH)2. 

 

KCl → K+ + Cl-

(-)Катод                                     Анод(+)

K+ + 1 ē K0                              2Cl- - 2 ē Cl20

Іони, що утворюються в розплаві електроліту внаслідок електролітичної дисоціації під впливом електричного струму рухаються до електродів:

Са(OH)2 Са+2 + 2OH-

(-)Катод                                     Анод(+)

Са+2 + 2 ē Са0                              2OH- - 2 ē ½ O20 + H2O

2. Алюмотермічний спосіб (одержують кальцій, стронцій і барій):

2СаО + АІ СаАІО2+ Са;

3ВаО + 2АІАІ2О3 + 3Ва

Методи одержання алюмінію

Елементарний алюміній одержують електролізом розчину Al2O3 (“глиноземи”) у розплавленому кріоліті. Процес ведуть при температурах близько 1000 0С у спеціальних електричних печах, причому на аноді виділяється кисень, а на катоді – рідкий алюміній. Останній збирається на дні печі, звідки його періодично й відбирають. Кріоліт підвищує електропровідність розплаву, тому що оксид алюмінію, який одержують при обезводненні глинозему, погано проводить електричний струм. Крім того, кріоліт зменшує температуру плавлення оксиду алюмінію. Електроди виготовляють з графіту. Графітовий анод з часом згорає : С+О2= СО2, тому він поступово опускається в електролі. Електролітичне виробництво алюмінію вимагає великих витрат електроенергії. Температура електролізу (приблизно 1000°С) підтримується за рахунок електричного струму.

              АІ2О3Û АІ3+  +  АІО3 3-

(-)Катод                                     Анод(+)

АІ3+  +  3 ē  =  АІ↓                              2АІО3 3-  -  6 ē =  АІ2О3  +  3 О.

Сумарно получаємо: 2АІ2О3Û 4АІ  +  3О2

2. Перше виділення елементарного алюмінію відбувалося за схемою:

AlCl3 + 3 K = 3 KСl + Al

Методи одержання сплавів заліза – чавуну та сталі. Застосування

              Основа чугуна і сталі - одна - залізо. Головна відмінність полягає в тому, що чавун має підвищений вміст вуглецю (понад 2% у чавунах і до 2% в сталях) Різниця між цими сплавами проходить за змістом вуглецю в сплаві. Так само більше в багатьох чавунах марганцю, сірки, фосфору і кремнію. Сталі більш тверді, міцні і зносостійкі. Чавуни ж більш крихкі, але мають хороші ливарні властивості. Сталь є похідною від чавуну, тому що виробництво її в основному складається з двох етапів: із залізних руд спочатку отримують чавун, далі з чавуну і сталевого брухту отримують сталь.

Первинна переробка залізної руди – одержання чавуну (вміст вуглецю більше 1,7%).

Чавун одержують з залізної руди в спеціальних вертикальних печах, які називають доменними печами, або домнами. Шихту завантажують через верхню частину домни (колошник). Спочатку засипають шар коксу, потім шар суміші руди з коксом і флюсами, потім знову шар коксу і т. д. Кокс служить джерелом тепла для підтримання потрібної температури в домні і для одержання відновника — оксиду Карбону CO, а флюси (найчастіше CaCO3) — для перетворення пустої породи (SiO2, глини тощо) в легкоплавкі сполуки — шлак. Горіння коксу підтримується вдуванням у нижню частину домни (горно) попередньо нагрітого до 800—1000°С повітря. Найвища температура (до 1500 °C і навіть більше) досягається в нижній частині домни у зоні горіння коксу, а найнижча (до 200 °C) — у найвищій частині. В результаті згоряння коксу в нижній частині домни утворюється оксид Карбону CO2, який, піднімаючись вгору і проходячи крізь шар розжареного коксу, перетворюється в оксид Карбону (ІІ) CO:

C + O2 = СО2;                   CO2 + C = 2CO

Оксид Карбону CO як сильний відновник, проходячи через шари шихти, відновлює оксиди Ферруму (залізну руду). Причому ступінь відновлення залежить від температури. При температурі 200—500°С Fe2O3 відновлюється до Fe3O4 при 600 °C Fe3O4 до FeO. Вище 700 °C FeO в до вільного заліза, яке утворюється в твердому стані (так зване губчасте залізо):

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2 ↑      Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2 ↑           FeO + CO = Fe + CO2

Утворене губчасте залізо частково реагує з розжареним вуглецем і утворює хімічну сполуку — карбід заліза Fe3C:

Карбід заліза Fe3C називають цементитом. Цементит в залізі утворює розчин, який називають чавуном.

Розрізняють сірий та білий чавун. Білий чавун на зломі має білий колір. У ньому вуглець міститься частково в розчиненому стані, а частково у вигляді включень цементиту Fe3C. Білий чавун дуже твердий і крихкий, через що механічній обробці він не піддається, а при ударі легко розбивається на куски. Тому з білого чавуну ніякої продукції не виробляють, він переробляється на сталь і частково на сірий чавун. Сірий чавун має на зломі сірий колір, оскільки цементит частково розкладається і вуглець виділяється у вигляді пластинок графіту, які пронизують собою весь об'єм металу і роблять його сірим. Сірий чавун одержують тривалим видержуванням при температурі, близькій до температури плавлення білого чавуну, або при дуже повільному охолодженні розплавленого чавуну. Сірий чавун менш крихкий, ніж білий. З нього відливають різні деталі для машин, махові колеса, плити, станини для машин, каналізаційні труби тощо.

Вторинна переробка залізної руди – одержання сталі з чавуну. В сталі вміст Карбону менше 1,7%.

Суть процесу переробки чавуну на сталь полягає у зменшенні до потрібної концентрації вмісту вуглецю і шкідливих домішок — фосфору і сірки, які роблять сталь крихкою і ламкою. Цього досягають шляхом окиснення домішок. При високій температурі кисень взаємодіє з вуглецем та іншими домішками, утворюючи оксиди. Оксиди Карбону видаляються у вигляді газу, а інші оксиди реагують з флюсами, утворюючи шлак.

Si + O2 = SiO2;                  2C + O2 = 2CO ↑               2Fe + O2 = 2FeO

Одержувана при цьому сталь містить значні кількості розчиненого оксиду заліза FeO, який сильно знижує якість сталі. Тому перед розливкою сталь треба обов'язково розкиснювати за допомогою різних розкисників — феросиліцію, феромангану або алюмінію:

2FeO + Si =2Fe + SiO2;    FeO + Mn = Fe + MnO;    3FeO + 2Al = 3Fe + Al2O3

Оксид Мангана MnO реагує з SiO2 і утворює силікат мангана MnSiO3, який переходить у шлак. Оксид алюмінію як нерозчинна при цих умовах речовина теж спливає наверх і переходить у шлак.

Легуючі елементи покращують властивості сталі (леговані сталі). Наприклад – Ni – додає міцності, Ti – термостійкості, Cr – корозійної стійкості.

 

13.7  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:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑.

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:

Zn + 2AgNO3 → 2Ag↓ + Zn(NO3)2.

З рівняння реакції випливає, що кількість речовини (ν) срібла вдвічі більша, ніж кількість речовини цинку. Нехай ν(Zn) = x, тоді ν(Ag) = 2ν(Zn) = 2x, а їх маси

m(Zn) = ννM = 65x, m(Ag) = ννM = 108 ⋅ 2x = 216x.

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

mкін = mm(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

Zn + Ni(NO3)2 → Ni↓ + Zn(NO3)2.

Нехай ν(Zn) = x, тоді ν(Ni) = ν(Zn) = x, m(Zn) = ννM = 65x, m(Ni) = ννM = 59x.

Кінцева маса пластини mкін = mm(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.

 

 

 

13.8   ВИСНОВКИ

 

Метали становлять переважну більшість хімічних елементів і мають найрізноматніші галузі застосування.

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. Окремо розглядають напівметали та напівпровідники. Віднесення одних і тих самих елементів одночасно до напівметалів і напівпровідників пов’язане з явищем поліморфізму, при якому один елемент утворює різні кристалічні структури, відмінні за своїми властивостями.

У природі метали досить поширені і майже всі, за винятком благородних, існують тільки у вигляді сполук, що входять до складу мінералів.

Метали класифікують за різними ознаками: за геохімічними (чорні та кольорові метали), за електронною конфігурацією атомів (s-, p-, d- і f-метали), за природним походженням (лужні, лужноземельні, рідкоземельні, лантаноїди, актиноїди, родина заліза, платинові метали), за конструкційними особливостями (важкі, легкі, легкоплавкі, тугоплавкі, благородні, радіоактивні метали), за природним походженням (природні та штучні метали), за розповсюдженням в природі (поширені, рідкі, розсіяні метали).

У металах головним чином здійснюється особливий тип хімічного зв’язку – металічний зв’язок. Електронна конфігурація атомів металів є причиною таких найважливіших властивостей металічного зв’язку: багатоцентровість, багатоелектронність, ізотропність, ненасиченість. 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.

Для металів найбільш характерні такі типи кристалічних решіток: кубічна гранецентрована з координаційним числом 12, кубічна об’ємноцентрована з координаційним числом 8, гексагональна з координаційним числом 12.

Будова атомів і структура кристалічної решітки металів визначають сукупність фізичних властивостей: механічних, теплових, електричних, оптичних, магнітних тощо.

Хімічна поведінка металів зумовлюється положенням в періодичній системі, низькими значеннями потенціалів іонізації та достатньо великими радіусами атомів за наявності малої кількості валентних електронів. Хімічні властивості реалізуються при взаємодії металів із елементарними окисниками, з окисними і неокисними кислотами, а також відносно води, лугів та інших класів сполук. Про активність металів у реакціях, що відбуваються у водних середовищах, можна зробити висновок за положенням певного металу в електрохімічному ряді напруг і беручи до уваги схільність до пасивації деяких металів.

 

 

 


© 2023 СумДУ
created with Lectur'EDbeta