Конспект урока: Металлы

Физические свойства металлов

Физические свойства металлов отличают их от неметаллов. Все металлы, кроме ртути, — твёрдые кристаллические вещества, являющиеся восстановителями в окислительно-восстановительных реакциях.

Металлы блестят, плавятся, проводят тепло и электричество. Промышленность и металлургия нашли применение физическим свойствам металлов в изготовлении деталей, фольги, корпусов машин, зеркал, бытовой и промышленной химии.

Характерными физическими свойствами металлов являются:

• металлический блеск (характерен не только для металлов: его имеют и неметаллы, такие как йод и углерод в виде графита);
• хорошая электропроводность;
• возможность лёгкой механической обработки;
• высокая плотность (обычно металлы тяжелее неметаллов);
• высокая температура плавления (исключения: ртуть, галлий и щелочные металлы);
• большая теплопроводность.

Химические свойства металлов

На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1–3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны).

Взаимодействие с неметаллами

Щелочные и щёлочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя при этом соответствующие гидриды.

Решение

1. Запишем реакцию между натрием и водородом: 

$Na^{0} + \left(H_{2}\right)^{0} \rightarrow Na^{+} H^{-}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

$Na^{0} - 1 \bar{e} \rightarrow Na^{+}$             1            2           восстановитель,

                                                           2

$\left(H_{2}\right)^{0} + 2 \times 1 \bar{e} \rightarrow 2 H^{-}$     2            1            окислитель.

3. Расставим коэффициенты: $2 Na^{0} + \left(H_{2}\right)^{0} \rightarrow 2 NaH$.

Большинство металлов реагирует с неметаллами с образованием солей. В ряде случаев требуется нагревание.

Решение

1. Запишем реакцию между алюминием и углеродом: 

$Al^{0} + C^{0} \rightarrow \left(Al_{4}\right)^{+ 3} \left(C_{3}\right)^{- 4}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

$Al^{0} - 3 \bar{e} \rightarrow Al^{+ 3}$          3          4           восстановитель,

                                                      12

$C^{0} + 4 \bar{e} \rightarrow C^{- 4}$              4          3            окислитель.

3. Расставим коэффициенты:  $4 Al^{0} + 3 C^{0} \rightarrow Al_{4} C_{3}$.

Когда в реакцию вступает металл, который имеет переменную степень окисления (например, Cu, Fe, Cr), то в соли, образующейся в результате, металл будет проявлять высшую степень окисления, если неметалл — сильный окислитель: 

$2 Fe + 3 Cl_{2} \rightarrow 2 Fe^{+ 3} \left(Cl_{3}\right)^{-} .$

Если неметалл — слабый окислитель, то металл будет в низшей степени окисления (отличной от нуля):

$Fe + S \rightarrow Fe^{+ 2} S^{- 2} .$

Взаимодействие с кислородом

Щелочные металлы (кроме лития), а также барий при сгорании на воздухе образуют пероксиды или соединения с ещё большим содержанием кислорода.

Решение

1. Запишем реакцию между калием и кислородом: 

$K^{0} + \left(O_{2}\right)^{0} \rightarrow \left(K_{2}\right)^{+} \left(O_{2}\right)^{-}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

$K^{0} - 1 \bar{e} \rightarrow K^{+}$                      1           2           восстановитель,

                                                             2

$O_{2} ^{0} + 2 \times 1 \bar{e} \rightarrow 2 O^{-}$          2           1            окислитель.

3. Расставим коэффициенты: $2 K + O_{2} \rightarrow K_{2} O_{2}$.

Большинство металлов (кроме золота и платины) образуют оксиды: 

$4 Li^{0} + \left(O_{2}\right)^{0} \rightarrow 2 \left(Li_{2}\right)^{+} O^{- 2}$.

Следует отметить, что кислород — сильный окислитель, поэтому продуктом окисления железа кислородом воздуха является железная окалина $Fe_{3} O_{4}$, представляющая собой смесь оксида железа (II) и оксида железа (III) —  $FeO ٠ Fe_{2} O_{3}$.

Взаимодействие с растворами солей

Более активные металлы способны вытеснять менее активные из растворов их солей (определяем активность по ряду активности металлов). 

Такие реакции не проводят со щелочными и щёлочноземельными металлами, так как они реагируют с водой.

Решение

1. Запишем реакцию между железом и сульфатом меди (II): 

$Fe^{0} + Cu^{+ 2} SO_{4} \rightarrow Fe^{+ 2} SO_{4} + Cu^{0}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

$Fe^{0} - 2 \bar{e} \rightarrow Fe^{+ 2}$                2            1          восстановитель,

                                                             2

$Cu^{+ 2} + 2 \bar{e} \rightarrow Cu^{0}$                    2            1          окислитель.

3. Расставим коэффициенты: $Fe + CuSO_{4} \rightarrow FeSO_{4} + Cu$.

Получение водорода

Рис. 1. Прибор Кирюшкина, заряженный для получения водорода: 1 — воронка; 2 — соляная кислота; 3 — газоотводная трубка; 4 — зажим; 5 — гранулы цинка; 6 — резиновое кольцо

Щелочные и щёлочноземельные металлы взаимодействуют с водой с образованием водорода: 

$2 K + 2 H_{2} O \rightarrow 2 KOH + H_{2}$.

 

Также взаимодействием кислоты и металла средней активности получают водород, который собирают, например, с помощью прибора Кирюшкина, через газоотводную трубку:

 

 $Zn + 2 HCl \rightarrow Zn Cl_{2} + H_{2}$.

 

Взаимодействие с кислотами

 

Как уже было отмечено, металл, стоящий в ряду напряжений до водорода, вытесняет водород из кислоты, при этом образуется соль, в которой металл проявляет минимальную степень окисления (отличную от нуля), что характерно как для реакций с неорганическими, так и с органическими кислотами.

Решение

1. Запишем реакцию между железом и соляной кислотой:

$Fe^{0} + H^{+} Cl^{-} \rightarrow Fe^{+ 2} \left(Cl_{2}\right)^{-} + \left(H_{2}\right)^{0}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

$Fe^{0} - 2 \bar{e} \rightarrow Fe^{+ 2}$        2            1           восстановитель,

                                                      2

$2 H^{+} + 2 \bar{e} \rightarrow \left(H_{2}\right)^{0}$              2            1           окислитель.

3. Расставим коэффициенты:  $Fe + 2 HCl \rightarrow FeCl_{2} + H_{2}$.

Металлотермия

В 1856 году открыта и впервые практически применена металлотермия. Открытие принадлежит Николаю Николаевичу Бекетову — выдающемуся русскому физикохимику и металлургу.

В методах металлотермии в качестве восстановителей используют такие металлы, как Al, Na, Ca, Mg и др. Самым распространённым методом является алюмотермия.

Алюмотермические процессы используются для восстановления оксидов редких тугоплавких металлов (титана, ванадия, ниобия, циркония, тантала, вольфрама, молибдена), а также оксидов хрома, марганца, бария, кальция, железа, никеля:

$4 BaO + 2 Al = 3 Ba + Ba \left( AlO_{2} \right)_{2}$

Решение

1. Запишем реакцию между оксидом железа (III) и алюминием: 

$Al^{0} + Fe^{+ 2} O^{- 2} \rightarrow \left(Al_{2}\right)^{+ 3} \left(O_{3}\right)^{- 2} + Fe^{0}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

$Al^{0} - 3 \bar{e} \rightarrow Al^{+ 3}$          3             2           восстановитель,

                                                           6

$Fe^{+ 2} + 2 \bar{e} \rightarrow Fe^{0}$               2             3            окислитель.

3. Расставим коэффициенты: $2 Al + 3 FeO \rightarrow Al_{2} O_{3} + 3 Fe$.

Упражнение 1

Ag и Cu — реакция не идёт, так как металлы малоактивные и не вытесняют водород.

$Ba + H_{2} SO_{4} = BaSO_{4} + H_{2} \\ Fe + H_{2} SO_{4} = FeSO_{4} + H_{2} \\ Pb + H_{2} SO_{4} = PbSO_{4} + H_{2}$