::МЕТАЛЛЫ

::ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ

Все элементы периодической системы условно делят на две группы: металлы и неметаллы. Если в периодической таблице элементов провести диагональ от бора к астату, то слева от нее все элементы являются металлами, а справа от нее - металлами (элементы побочных подгрупп) и неметаллами (главных). Элементы, расположенные вблизи этой диагонали (А1, Ti, Ga, Ge, Sb, Те, As), обладают амфотерными свойствами. К металлам относятся элементы, имеющие на внешнем электронном уровне от одного до трех электронов, за исключением некоторых р-элементов, имеющих большее количество электронов на внешнем уровне: германий, олово, свинец, сурьма, висмут, полоний. Для них характерна низкая электроотрицательность и небольшая энергия ионизации.

Физические свойства Все металлы, за исключением ртути - твердые вещества, обладают металлическим блеском, являются хорошими проводниками электрического тока, обладают пластичностью, упругостью, прочностью, высокой теплопроводностью. Большинство этих свойств обусловлено металлической связью.

Общие способы получения металлов Большинство металлов встречаются в природе в виде различных соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты и др.) Только наименее активные металлы встречаются в природе в свободном виде (Аи, Pt, Ag, Hg и др). Область науки и техники, связанная с процессом получения металлов из их соединений, называется металлургией. В ходе всех металлургических процессов происходит восстановление ионов металлов.

Пирометаллургия - получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей: углерода, оксида углерода(П), водорода, металлов (алюминия, магния)

Гидрометаллургия - способ получения металлов, состоящий из двух процессов: а) природное соединение металла переводится в раствор, б) из полученного раствора данный металл вытесняется более активным металлом, например:
a) CuO + H₂SO₄ -> CuSO₄ + HО;
б) CuSO₄ + Fe -> Си + FeSO₄

Электрометаллургия - получение металлов с помощью электролиза растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя в процессе электролиза играет электрический ток.

Химические свойства Так как на внешнем электронном уровне у металлов небольшое количество электронов, то они, стремясь завершить свой внешний энергетический уровень, отдают электроны, являясь тем самым восстановителями. Поэтому в природе металлы встречаются в окисленном состоянии в виде руд. Восстановительная сила металлов зависит от количества электронов на внешнем энергетическом уровне и от радиуса атома. В периодах слева направо она уменьшается, в главных подгруппах сверху вниз - увеличивается. Самый сильный восстановитель - франций. Восстановительная активность металлов в химических реакциях, протекающих в водных растворах, характеризуется их положением в электрохимическом ряду напряжений металлов:

Металл	Электродная реакция	ф°, В	Металл	Электродная реакция	ф°, В
Cs	Cs S Cs+ + e	-3.01	Fe	Fe t; Fe2+ + 2e	-0.44
К	K+ + e	-2.92	Cd	Cd t; Cd+ + 2e	-0.40
Ва	Ba i=i Ba2+ + 2e	-2.90	Co	Co i; Co2+ + 2e	-0.28
Са	Ca S Ca2+ + 2e	-2.87	Ni	Ni J5 NJ2+ + 2e	-0.25
Na	Na S Na+ + e	-2.71	Pb	Pb S РЫ+ + 2е	-0.13
Mg	Mg S Mg2+ + 2e	-2.37	H:	Hj i5 2H+ + 2e	0.00

Электрохимический ряд напряжений иначе называется рядом стандартных электродных потенциалов (их значения представлены в таблице). Электродный потенциал - это разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое на границе "металл - раствор". Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (металла) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода - платиновой пластинки, погруженной в раствор, содержащий ионы водорода с концентрацией 1 моль/л (напри-мер, в раствор серной кислоты), и омываемой водородом при нормальных условиях. Потенциал водородного электрода принят равным нулю. Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.

Стандартным электродным потенциалом называется разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом. Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная активность металла и меньше окислительная активность его катиона. Таким образом, каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения стандартных электродных потенциалов. Кроме того, металлы, имеющие потенциал меньше нуля, способны вытеснять водород из кислот, а наиболее активные - и из воды.

I. Взаимодействие с неметаллами.

1) 2Ме + О₂: -> Ме₂О_x оксиды (основные или амфотерные) j?
2) Me + Hal₂ -> MeHalx галогениды (например, Ва +F₂ -> BaF₂)
3) ЗМе + N₂ -" Me₂Nx нитриды (например, щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий, железо)
4) 2Ме + xS -" Me₂Sx сульфиды (например, щелочные и щелочноземельные металлы, железо, хром, алюминий, цинк)
5) ЗМе + хР -> МезР_х фосфиды (например, щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий)
6) 2Ме + хН₂ -> 2МеН_х гидриды (например, щелочные и щелочноземельные металлы)
7) с углеродом - карбиды.

II. Взаимодействие со сложными веществами.

1) С водой при комнатной температуре взаимодействуют только щелочные и щелочноземельные металлы, при нагревании - некоторые другие металлы (см. также темы "Алюминий" и "Железо"):
2Na + 2Н₂O₂NaOH+H₂
2NaOH + H₂T -> Mg(OH)₂ + H₂
2) С кислотами:
а) Кислоты - "неокислители" (все кислоты, кроме концентрированной H₂SO₄ и НNОз любой концентрации) окисляют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:
Zn + Н₂SО₄(разб.) ZnSO₄ + Н₂;
2А1 + 6НС1 -> 2А1Сl₃ + ЗН₂
б) Продукты взаимодействия металлов с азотной кислотой и с концентрированной серной кислотой определяются типом металла и концентрацией кислоты (см. главы "Азот" и "Сера").
3) С оксидами (при нагревании):
2А1 + Сr₂Оз--.> Аl₂Оз+2Сr
4) С растворами солей:
Fe + Сu(NОз)₂ -> Си + Fe(NO₃)₂
5) Металлы, которым соответствуют амфотерные оксиды и гидрокси-ды, реагируют со щелочами (например, цинк, алюминий):
2AI + 2NaOH + 2Н₂О -" 2NaAlO₂ + 3H₂
2AI + 6NaOH + 6Н₂О -" 2Naз[А1(ОН)₆] + ЗН₂