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 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;
• в реакциях чаще всего являются восстановителями.

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 щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя при этом соответствующие гидриды.

Решение

1. Запишем реакцию между натрием и водородом: 

${\mathrm{Na}}^0 + {{\mathrm{H}}_2}^0 \to {\mathrm{Na}}^{+}{\mathrm{H}}^{-}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

${\mathrm{Na}}^0 - 1\mathrm{ē} \to {\mathrm{Na}}^{+}$             1            2           восстановитель,

                                                           2

${{\mathrm{H}}_2}^0 + 2\times 1\mathrm{ē} \to 2{\mathrm{H}}^{-}$     2            1            окислитель.

3. Расставим коэффициенты: $2{\mathrm{Na}}^0 + {{\mathrm{H}}_2}^0 \to 2\mathrm{NaН}$.

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

Решение

1. Запишем реакцию между алюминием и углеродом: 

${\mathrm{Al}}^0 + {\mathrm{C}}^0 \to {{\mathrm{Al}}_4}^{+3}{{\mathrm{C}}_3}^{-4}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

${\mathrm{Al}}^0 - 3\mathrm{ē} \to {\mathrm{Al}}^{+3}$          3          4           восстановитель,

                                                      12

${\mathrm{C}}^0 + 4\mathrm{ē} \to {\mathrm{C}}^{-4}$              4          3            окислитель.

3. Расставим коэффициенты:  $4{\mathrm{Al}}^0 + 3{\mathrm{C}}^0 \to {\mathrm{Al}}_4{\mathrm{C}}_3$.

Когда в реакцию вступает металл, который имеет переменную степень окисления $(\mathrm{Cu}, \mathrm{Fe}, \mathrm{Cr}),$ то в соли, образующейся в результате, металл будет выступать в наивысшей степени окисления, если неметалл — сильный окислитель:$2\mathrm{Fe} + 3{\mathrm{Cl}}_2 \to 2{\mathrm{FeCl}}_3$.

Если неметалл — слабый окислитель, то металл будет в низшей степени окисления (отличной от нуля): $\mathrm{Fe} + \mathrm{S} \to \mathrm{FeS}$.

Взаимодействие с кислородом

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

Решение

1. Запишем реакцию между калием и кислородом: 

${\mathrm{К}}^0 + {{\mathrm{О}}_2}^0 \to {{\mathrm{К}}_2}^{+}{{\mathrm{О}}_2}^{-}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

${\mathrm{К}}^0 - 1\mathrm{ē} \to {\mathrm{К}}^{+}$                      1           2           восстановитель,

                                                             2

${\mathrm{О}}_2{ }^0 + 2\times 1\mathrm{ē} \to 2{\mathrm{О}}^{-}$          2           1            окислитель.

3. Расставимкоэффициенты: $2\mathrm{К} + {\mathrm{О}}_2 \to {\mathrm{К}}_2{\mathrm{О}}_2$.

Большинство металлов (кроме золота и платины) образуют оксиды: 

$4{\mathrm{Li}}^0 + {{\mathrm{O}}_2}^0 \to 2{{\mathrm{Li}}_2}^{+}{\mathrm{O}}^{-2}$.

Следует отметить, что кислород — сильный окислитель, поэтому продуктом окисления железа кислородом воздуха является железная окалина Fe₃O₄ , представляющая собой смесь оксида железа (II) и оксида железа (III) —  $\mathrm{FeO} \mathrm{٠} {\mathrm{Fe}}_2{\mathrm{O}}_3$.

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 щелочноземельными металлами, так как они реагируют с водой.

Решение

1. Запишем реакцию между железом и сульфатом меди: 

${\mathrm{Fe}}^0 + {\mathrm{Cu}}^{+2}{\mathrm{SO}}_4 \to {\mathrm{Fe}}^{+2}{\mathrm{SO}}_4 + {\mathrm{Cu}}^0$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

${\mathrm{Fe}}^0 - 2\mathrm{ē} \to {\mathrm{Fe}}^{+2}$                2            1          восстановитель,

                                                             2

${\mathrm{Cu}}^{+2} + 2\mathrm{ē} \to {\mathrm{Cu}}^0$                    2            1          окислитель.

3. Расставим коэффициенты: $\mathrm{Fe} + {\mathrm{CuSO}}_4 \to {\mathrm{FeSO}}_4 + \mathrm{Cu}$.

Получение водорода

Рисунок 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 щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой с образованием водорода: 

$2{\mathrm{К}}^0 + 2{{\mathrm{Н}}_2}^{+}\mathrm{О} \to 2{\mathrm{К}}^{+}{\mathrm{ОН}}^{-} + {{\mathrm{Н}}_2}^0$.

 

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

 ${\mathrm{Zn}}^0 + 2{\mathrm{H}}^{+}{\mathrm{Cl}}^{-} \to {\mathrm{Zn}}^{+2}{{\mathrm{Cl}}_2}^{-} + {{\mathrm{H}}_2}^0$.

Взаимодействие с кислотами

Металл, стоящий в ряду активностей металлов до водорода, вытесняет водород из кислоты, при этом образуется соль, в которой металл проявляет минимальную степень окисления, что характерно как для реакций с неорганическими, так и с органическими кислотами.

Решение

1. Запишем реакцию между железом и соляной кислотой:

${\mathrm{Fe}}^0 + {\mathrm{Н}}^{+}{\mathrm{Сl}}^{-} \to {\mathrm{Fe}}^{+2}{{\mathrm{Cl}}_2}^{-} + {{\mathrm{H}}_2}^0$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

${\mathrm{Fe}}^0 - 2\mathrm{ē} \to {\mathrm{Fe}}^{+2}$        2            1           восстановитель,

                                                      2

$2{\mathrm{H}}^{+} + 2\mathrm{ē} \to {{\mathrm{H}}_2}^0$              2            1           окислитель.

3. Расставим коэффициенты:  $\mathrm{Fe} + 2\mathrm{НСl} \to {\mathrm{FeCl}}_2 + {\mathrm{H}}_2$.

Металлотермия

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

В методах металлотермии в качестве восстановителей используют такие металлы, как $\mathrm{Al}, \mathrm{Na}, \mathrm{Ca}, \mathrm{Mg}, \mathrm{B}, \mathrm{Si}$ 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:

4BaO + 2Al = 3Ba + Ba(AlO₂)₂

Решение

1. Запишем реакцию между оксидом железа и алюминием: 

${\mathrm{Al}}^0 + {\mathrm{Fe}}^{+2}{\mathrm{O}}^{2-} \to {{\mathrm{Al}}_2}^{+3}{{\mathrm{O}}_3}^{-2} + {\mathrm{Fe}}^0$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

${\mathrm{Al}}^0 - 3\mathrm{ē} \to {\mathrm{Al}}^{+3}$          3             2           восстановитель,

                                                           6

${\mathrm{Fe}}^{+2} + 2\mathrm{ē} \to {\mathrm{Fe}}^0$               2             3            окислитель.

3. Расставим коэффициенты: $2\mathrm{Al} + 3\mathrm{FeO} \to {\mathrm{Al}}_2{\mathrm{O}}_3 + 3\mathrm{Fe}$.

Ответы

Упражнение 1

$\mathrm{Ag} \mathrm{и} \mathrm{Cu}$ — реакция не идёт, так как металлы малоактивные и не вытесняют водород.