Общий обзор металлов

 

 

 

 

 

 

Реферат на тему

 «Общий обзор металлов.»

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Содержание

Введение

1. Историческая справка……………………………………. 2
2. Общее положение металлов……………………………... 5
3. Общие физические свойства………………………………6
4. Способы получения металлов……………………………..9
5. Химические свойства металлов…………………………..12
6. Сплавы металлов………………………………………….24

Заключение 

Список литературы

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

Химическое искусство  возникло в глубокой древности, и  его трудно отличить от производства, потому что, подобно сёстрам-близнецам, оно одновременно рождалось у  горна металлурга, в мастерской красильщика  и стекольщика. Корни химии проросли в плодородной почве металлургической и фармацевтической практики.

Окружающие нас металлические  предметы редко состоят из чистых металлов.  В настоящее время известно более ста химических элементов, однако только небольшое число из них входит в состав живого на планете Земля. На таблице1 представлена периодическая система Д.И.Менделеева, в которой отмечены основные элементы, играющие особо важную роль в физиологических и патологических процессах в организме человека. Красным цветом обозначены 16  « элементов жизни » : 10 металлов (Na, K, Mg, Ca, Zn, Cu, Co, Mn, Fe, Mo) и 6 неметаллов (H, O, N, C, P, S), составляющих основу биологически важных молекул и макромолекул. Синим цветом показаны элементы, находящиеся в небольших количествах в живых организмах и растениях (B, Cr, F, Cl, Br,I).

      В организме  человека уже давно и точно  определился баланс оптимальных концентраций биологически важных соединений между их поступлением и выведением в результате жизнедеятельности.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.Историческая справка

Первое упоминание о металле, который по описанию был похож  на алюминий, встречается в первом веке нашей эры у Плиния Старшего. Согласно изложенной им легенде, некий  мастер преподнес императору Тиберию  необычайно легкий и красивый кубок  из серебристого металла. Даритель сообщил, что получил новый металл из обычной  глины. Очевидно, он ожидал благодарности  и покровительства, но вместо этого  лишился жизни. Недальновидный правитель  приказал обезглавить мастера и  разрушить его мастерскую, чтобы  предотвратить обесценивание золота и серебра.

Но это всего лишь предание. А факты? Первый шаг к получению  алюминия сделал прославленный Парацельс  в 16 веке. Он выделил из квасцов «квасцовую землю», содержавшую окись неведомого тогда металла. А в середине 18 века эксперимент повторил немецкий химик Андреас Маргграф (Andreas Marggraf). Он назвал окись алюминия словом «alumina» (от латинского «alumen» — вяжущий). С этого момента о существовании алюминия стало известно науке, однако, не будучи найденным в чистом виде, металл не получил настоящего признания.

В 1808 году англичанин Хэмфри Дэви (Humphry Davy) пытался выделить алюминий методом электролиза. Это ему не удалось, но ученый все же дал металлу его современное название. Успехом увенчались эксперименты датчанина Ханса-Кристиана Эрстеда (Hans Christian Ørsted) в 1825 году. Пропустив хлор через раскаленную смесь глинозема с углем, он получил хлористый алюминий. Нагрев его с амальгамой калия, Эрстед выделил металл, по своим свойствам похожий на олово. Ученый сообщил об этом в малоизвестном журнале и прекратил эксперименты. Эстафету принял немец Фридрих Велер (Friedrich Wöhler), который в итоге потратил 18 лет работы на то, чтобы получить алюминий в виде слитка.

В 1854 году французский химик  и промышленник Сент-Клер Девиль (Henri Saint-Claire Deville) разработал более дешевый способ. Он использовал в качестве восстановителя натрий, заменив им дорогостоящий калий. На Всемирной выставке 1855 года в Париже «серебро из глины» произвело фурор. Император Наполеон III, за столом которого особо почетным гостям подавали приборы из алюминия, загорелся мечтой снабдить свою армию кирасами из легкого металла. Он оказал Девилю мощную поддержку, и тот построил несколько алюминиевых заводов. Но произведенный им металл по-прежнему оставался дорогим. Из него делали лишь ювелирные украшения и предметы роскоши.

Более дешевый способ производства крылатого металла появился лишь к концу 19-го века. Его одновременно и независимо друг от друга разработали  американский студент Чарльз Холл (Charles Hall) и французский инженер Поль Эру (Paul Héroult). Предложенный ими электролиз расплавленной в криолите окиси алюминия давал прекрасные результаты, но требовал большого количества электроэнергии. При строительстве первого завода эту проблему решили, разместив предприятие рядом со знаменитым Рейнским водопадом в Швейцарии.

Работавший в России австрийский  инженер Байер (Carl Josef Bayer) создал технологию получения глинозема, которая сделала новый способ еще более дешевым. Процессы Байера и Холла-Эру до сих пор применяются на современных алюминиевых заводах.

Новый промышленный материал был хорош всем, за исключением  одного: для некоторых сфер применения чистый алюминий был недостаточно прочен. Эту проблему решил немецкий химик  Альфред Вильм (Alfred Wilm), сплавлявший его с незначительными количествами меди, магния и марганца. Он открыл, что сплав в течение нескольких дней после закалки становится все прочнее и прочнее. В 1911 году в немецком Дюрене была выпущена партия названного в честь города дюралюминия, а в 1919 году из него был сделан первый самолет.

Так началось триумфальное шествие алюминия по миру. Если в 1900 году в год получали около 8 тысяч  тонн легкого металла, то через сто  лет объем его производства достиг 24 миллионов тонн.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Общее положение металлов.

К металлам относят простые вещества, образованные атомами элементов, имеющих  небольшое число (от 1 до 4) электронов на внешнем энергетическом уровне. Атомы металлов обладают тенденцией к отдаче электронов, поэтому для  них характерна высокая восстановительная  активность, определяющаяся низкими  значениями энергии ионизации (E_и) валентных электронов атомов. Известно, что в пределах одного периода величина E_и возрастает с увеличением порядкового номера элемента, а в главных подгруппах - уменьшается. Такая тенденция изменения восстановительной активности атомов и объясняет тот факт, что элементы-металлы находятся в Периодической системе (длиннопериодный вариант) левее диагонали "бор - астат".

К металлам относят s-элементы (за исключением H и He), d- и f-элементы, а также p-элементы, расположенные левее и ниже указанной диагонали (т.е. более 80% элементов, входящих в ПС). При этом следует помнить, что деление элементов на металлы и неметаллы является условным (об этом свидетельствует наличие так называемых амфотерных элементов, которые группируются у отмеченной выше диагонали). Для них характерна малая электроотрицательность (ЭО) (в рамках шкалы ЭО по Полингу считают, что для атомов металлов величина ЭО меньше 2). Этим обусловлена способность атомов металлов образовывать центры только положительных зарядов в молекулах, элементарных и сложных ионах:

.

 

 

 

 

 

 

3. Общие физические свойства.

В простых веществах, образованных атомами элементов-металлов, доминирующим типом химической связи является металлическая. Металл рассматривают как плотно упакованную структуру из катионов, погруженных в “электронный газ” (газ Ферми) (более подробно см. главу “Химическая связь”). Наличие в металлах свободных электронов (электронного газа) определяет общие для всех металлов физические свойства: высокую электро- и теплопроводность, металлический блеск (как правило в компактном состоянии), преимущественно серый цвет (исключения - Cu, Au); легкую механическую деформируемость (пластичность) и ковкость; способность испускать электроны под действием высокочастотного облучения (фотоэффект) или высоких температур (термоэлектронная эмиссия); компактность кристаллических структур.

Наряду с общими свойствами каждый металл имеет и свои индивидуальные особенности. К ним относят: строение кристаллических решеток; для металлов характерны, в основном, три вида решеток: кубическая объемно-центрированная (координационное число 8, плотность упаковки или часть пространства в данном кубе, занятая шарообразными ионами, составляет 68%); кубическая гранецентрированная (координационное число 12 и плотность упаковки 74%) и гексагональная (координационное число 12 и плотность упаковки также 74%). (См. гл. “Химическая связь”).

Особенности кристаллических решеток  металлического типа обусловливают  характерные физические свойства металлов. Так, железо имеет четыре полиморфные  модификации (рис.11.1).

Рис. 11.1. Полиморфные превращения  железа.

До 770 °C устойчиво a-железо с объемно-центрированной кубической решеткой и ферромагнитными свойствами. При 770 °C a -Fe переходит в b -Fe; кристаллическая структура его существенно не изменяется, железо становится парамагнитным. При 910 °C происходит полиморфное превращение, при котором кристалл из объемно-центрированной переходит в гранецентрированную кубическую структуру g -Fe: металл остается парамагнитным. При 1400 °C происходит новый полиморфный переход: образуется d -Fe с объемно-центрированной кубической решеткой, которая существует вплоть до температуры плавления железа (1539 °C).

Плотность металлов (r). Она определяется типом кристаллической решетки металла и радиусом его атома. Чем больше радиус атома металла, тем меньше его плотность. Наименьшие объемы (следовательно, наибольшую плотность) имеют атомы, расположенные в середине периодов: - Co, Ni, Cu (4 период); Ru, Rh, Pd (5 период); Os, Ir, Pt (6 период). Условно металлы подразделяют на легкие - r < 5000 кг/м³ (5 г/см³) и тяжелые r > 5000 кг/м³ (5 г/см³). К легким металлам относят щелочные, щелочноземельные металлы, бериллий, магний, алюминий, скандий, иттрий и титан; к тяжелым - все остальные.

Температура плавления. Из всех известных металлов при стандартных условиях в жидком состоянии находится только ртуть (t = -39,2 °С). Наиболее легкоплавкими из них являются Cs (28,5 °C); Ga (29,78 °C); и Rb (39 °C).

В малых периодах температуры плавления  металлов с увеличением порядкового  номера элемента возрастают, что связано  с увеличением плотности упаковки кристаллической решетки металла. В больших периодах по этой же причине  температура плавления увеличивается  до середины периода, а затем уменьшается. Следовательно, самые тугоплавкие  металлы, например, вольфрам (t = 3422 °С) находятся в середине больших периодов.

Пластичность. Наличие свободных электронов в структуре металла допускает смещение ионов, расположенных в узлах кристаллической решетки, без разрыва химической связи между ними. Благодаря этому металлы обладают способностью сохранять деформацию, изменять форму под воздействием механических нагрузок, не разрушаясь, прокатываться в листы и проволоку. Наиболее пластичные металлы: Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe и др.

Электро- и теплопроводность. Для металлов характерны высокие значения электро- и теплопроводности. Наибольшей электропроводностью обладают Ag, Cu, Au, Al, Fe и др.

Кроме перечисленных общих и  индивидуальных физических свойств  металлов, можно выделить и другие их характеристики: электромагнитные, оптические и механические.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4. Способы получения металлов

Перед получением металлов руды, как правило, обогащают - увеличивают  в них содержание полезного минерала. Достигают это различными способами, чаще всего используют метод флотации (всплывания), основанный на различной смачиваемости водой частиц минерала и пустой породы. Применяют также гравитационный, магнитный и другие методы.

В минералах металлы находятся  в окисленной форме, следовательно, все методы их получения сводятся к процессу восстановления:

Данный процесс требует  затрат энергии (DG > 0), которая может быть передана восстанавливающемуся металлу различными способами. В зависимости от этого процессы получения металлов делят на металлургические (протекающие в расплавах относят к пирометаллургическим, а в растворах - к гидрометаллургическим) и электрометаллургические.

Пирометаллургическими называют процессы восстановления металлов из безводных соединений при высоких температурах. В качестве восстановителей при этом используют более активный, чем получаемый, металл, а также углерод, оксид углерода (II), кремний, метан. В первом случае процессы восстановления называютметаллотермическими, во втором - карботермическими. В некоторых случаях, в качестве восстановителя используют водород.

В металлотермии чаще всего  восстановителями служат алюминий, а  также магний, кальций, натрий и другие металлы:

V₂O₅ + 5Ca = 2V + 5CaO

3Fe₂O₃ + 8Al = 9Fe + 4Al₂O₃

TiCl₄ + 2Mg = Ti + 2MgCl₂

KCl_{(расплав)} + Na_(г) 

K_(г) + NaCl

Восстановление оксидов  металлов газообразными CO и H₂ в присутствии твердого углерода протекает лишь при высоких температурах. Процесс проводят в газовой фазе. Присутствие углерода смещает равновесие в сторону восстановления металла. Различают два метода ведения процесса: “прямое” восстановление:

MeO + C = Me + CO;

“косвенное” восстановление

MeO + CO = Me + CO₂ .

Реакции восстановления углеродом  и CO сопровождаются процессами образования  карбидов, придающих металлам повышенную хрупкость и поэтому в ряде случаев неприменимы.

MeO + 2CO = MeC + CO₂

Me + C = MeC

Для получения металлов, не содержащих углерод, в качестве восстановителя используют водород:

WO₃ + 3H₂ = W + 3H₂O

GeO₂ + 2H₂ = Ge + 2H₂O

Присутствие твердого углерода и в этом случае способствует восстановлению металлов водородом:

MeO + H₂ = Me + H₂O

H₂O + C = H₂ + CO,

но может привести к  образованию карбидов.

Иногда пирометаллургические процессы проводят с использованием в качестве восстановителя кремния:

2NiO + Si = 2Ni + SiO₂

или метана:

Co₂O₃ + CH₄ = 2Co + CO₂ + 2H₂O

Гидрометаллургическими называют процессы восстановления металлов из водных растворов их солей более активными металлами при обычных температурах. В этом случае руду или минерал часто обрабатывают концентрированными кислотами, вследствие чего металл переходит в ионное состояние:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

Затем происходит его восстановление более активным металлом:

CuSO₄ + Fe (Zn) = FeSO₄ (ZnSO₄) + Cu

2K[Au(CN)₂] + Zn = K₂[Zn(CN)₄] + 2Au

При гидрометаллургическом  восстановлении обычно получают металлы  в мелкодисперсном состоянии.

Электрометаллургическими называют процессы восстановления металлов электрическим током из водных растворов (гидроэлектрометаллургия) или расплавов солей, гидроксидов или оксидов (пироэлектрометаллургия). Обычно при помощи этих процессов получают металлы высокой активности (Na, K, Be, Mg, Ca, Al), которые другими методами получить практически невозможно. Так, при электролизе расплава Al₂O₃ в криолите - Na₃[AlF₆] протекают следующие процессы:

Al₂O₃ 

2Al + 3O₂

Катод (-)	Анод (+)

в результате чего на катоде выделяется чистый алюминий.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

5. Химические свойства металлов

Характерным химическим свойством  металлов является их восстановительная  активность, т.е. способность переходить в состояние положительно заряженного  иона, теряя при этом электроны:

Количественно восстановительная  активность металлов определяется: величиной  E_и атома металла (для реакций, протекающих в газовой фазе); величиной стандартного электродного потенциала металла j°_Meⁿ⁺_/Me (для реакций, протекающих в растворах). При этом следует иметь в виду тот факт, что величина j°_Meⁿ⁺_/Me изменяется в зависимости от условий процесса, т.к. образовавшиеся ионы Meⁿ⁺ могут участвовать в процессе комплексообразования:

Meⁿ⁺ + mH₂O = [Me(H₂O)_m]ⁿ⁺ - аквакомплекс;

Meⁿ⁺ + mOH^– = [Me(OH)_m]^n-m - гидроксокомплекс;

Meⁿ⁺ + mГ^– = [MeГ_m]^n-m , где Г = Cl, F, Br, I -ацидокомплекс;

Meⁿ⁺ + mCN^– = [Me(CN)_m]^n-m - ацидокомплекс.

Восстановительная активность металлов проявляется при взаимодействии их с окислителями.

 

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ОКИСЛИТЕЛЯМ - ПРОСТЫМ ВЕЩЕСТВАМ

Металлы чаще всего реагируют  со следующими окислителями - простыми веществами: кислородом, галогенами, серой, азотом, водородом.

 

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОРОДУ

Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, но при различных  условиях:

xMe_(т) + 1/2yO_2(г) ® Me_xO_y(т) ,

По отношению к кислороду  все металлы принято подразделять на 4 группы:

Металлы, активно окисляющиеся кислородом воздуха при обычных  условиях. К ним относят: элементы IА, IIА (кроме Be, Mg), IIIБ (кроме Sc) групп. При взаимодействии указанных металлов с кислородом могут образовываться различные продукты:

Металлы, окисляющиеся только с поверхности (с образованием плотной  оксидной пленки, предохраняющей металл от дальнейшего окисления). К этой группе металлов относят Be, Mg, Sc, Al, Zn, Cr, Pb. Например, при окислении алюминия:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

образуется оксидная пленка толщиной менее 30 нм, которая защищает металл от дальнейшего окисления.

Металлы, не окисляющиеся при  обычных условиях кислородом воздуха (Co, Ni, Cu, Te, Re, Bi и др.) окисляются при нагревании. Поверхностный слой (преимущественно оксидного характера) при этом металл не защищает,

2Cu + O₂ 

2CuO

Металлы, для которых устойчивы  высшие степени окисления, в частности, элементы VIБ-группы, окисляются с образованием высших оксидов

2W + 3O₂ 

2WO₃

Металлы не окисляющиеся кислородом в отсутствие других реагентов: Au, Ag, Pd, Ir, Pt. Для оксидов этих металлов величина D_fG°(298 K) > 0, следовательно, образующиеся оксиды этих металлов должны распадаться в момент образования:

D_fG°(298 K, Au₂O₃) = +88 кДж/моль

В некоторых случаях металлы, не взаимодействующие с кислородом, окисляются им в присутствии других соединений. Например, молекулы аммиака, способствующие комплексообразованию, облегчают процесс окисления меди кислородом:

4Cu + O₂ + 8NH₃ + 2H₂O = 4[Cu(NH₃)₄]OH

Медные изделия на воздухе  покрываются зеленоватым налетом - патиной, состоящей преимущественно  из основного карбоната меди:

2Cu + O₂ + H₂O + CO₂ = (CuOH)₂CO₃

Серебряные предметы на воздухе  темнеют из-за образования на поверхности  металла сульфида серебра:

4Ag + O₂ + 2H₂S = 2Ag₂S + 2H₂O

Медь, серебро и золото растворяются в цианидах (в присутствии  кислорода):

Au + O₂ + 8KCN + 2H₂O = 4K[Au(CN)₂] + 4KOH

Аллотропная модификация кислорода - озон (O₃) также является достаточно сильным окислителем, взаимодействующим даже с малоактивными металлами:

8Ag + 2O₃ = 4Ag₂O + O₂

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ГАЛОГЕНАМ

Практически все металлы  при нагревании окисляются галогенами (F₂, Cl₂, Br₂, I₂) с образованием соответствующих галидов (при обычных условиях с галогенами взаимодействуют только элементы IА-группы):

2Na + Cl₂ = 2NaCl - хлорид натрия

Большинство металлов взаимодействуют  с галогенами при нагревании:

Mg + F₂ 

MgF₂ - фторид магния

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К СЕРЕ

Ртуть с серой взаимодействует  при стандартных условиях:

Hg_(ж) + S_(т) = HgS_(т) - сульфид ртути (II)

Все остальные металлы (за исключением Au, Pt, Pd) взаимодействуют с серой при нагревании:

Zn + S 

 ZnS - сульфид цинка

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К АЗОТУ

При обычных условиях с  азотом взаимодействует только литий:

6Li + N₂ = 2Li₃N - нитрид лития

Na, K, Rb, Cs - взаимодействуют с азотом в электрическом разряде. Al, Mn, Mg, а также элементы IIIБ, IVБ, VБ, VIБ - групп взаимодействуют с азотом при нагревании, например:

2Ti + N₂ = 2TiN

Не взаимодействуют с  азотом элементы IБ, IIБ, VIIIБ - групп, а также - Sn, Pb, Bi, Tc, Re.

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДОРОДУ

При нагревании с водородом  взаимодействуют металлы IА и IIА - групп:

 - гидрид натрия

Окислителем в данной реакции  является водород:

С остальными металлами водород  непосредственно не реагирует, но образует со многими из них твердые растворы. Это приводит к повышению хрупкости  и снижению пластичности металла.

Способность некоторых металлов (Al, элементы VБ, VIБ, VIIIБ - групп) поглощать (адсорбировать) своей поверхностью значительные объемы водорода широко используют в катализе. Так, один объем Pd при 80 °С может поглотить до 900 объемов водорода, что позволяет использовать его (как и некоторые другие металлы, например, Ni) в качестве катализатора в реакциях гидрирования (восстановления водородом).

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ОКИСЛИТЕЛЯМ - СЛОЖНЫМ ВЕЩЕСТВАМ

В качестве окислителей сложного состава, с которыми чаще всего контактируют металлы, обычно рассматривают воду, водные растворы щелочей и кислот.

По химической активности в водных средах все металлы условно  делят на: активные - стоящие в  ряду напряжений от Li по Al (включительно), j°_Meⁿ⁺_/Me < -1,667 В, средней активности - стоящие в ряду напряжений от Al до H, -1,66 В < j°_Meⁿ⁺_/Me < 0, малоактивные - стоящие в ряду напряжений после водорода j°_Meⁿ⁺_/Me > 0.

Следует отметить, что восстановительная  активность металлов может существенно  изменяться в зависимости от условий  протекания реакции. В частности, при  комплексообразовании величина электродного потенциала металла значительно уменьшается:

j°Zn2+/Zn = -0,763 В	j°[Zn(OH)4]2-/Zn+4OH- = -1,255 В
j°Au+/Au = +1,692 В	j°[Au(CN)2]-/Au+2CN- = -0,764 В

Аналогичный характер изменения  величины j°_Meⁿ⁺_/Me наблюдают, если в процессе реакции образуются малорастворимые соединения:

j°Ag+/Ag = +0,799 В

j°Ag2S/2Ag+S2- = -0,066 В

Учитывая, (см. гл. 4 и 8), что

DG = -n·F·Dj ,

где Dj = j _{окислителя} - j _{восстановителя}, получаем, что для самопроизвольного протекания окислительно-восстановительного процесса необходимо, чтобы Dj > 0, т.е.

j_{окислителя} > j_{восстановителя}.

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДЕ

В реакциях данного типа роль окислителя играют ионы водорода, образующиеся при диссоциации молекул  воды. При рН = 7 j°_2H⁺_/H2 = -0,41 В, следовательно, с водой теоретически могут реагировать все металлы, имеющие величину j° меньше -0,41 В. Реально же наблюдается следующее:

а) активные металлы интенсивно взаимодействуют с водой, вытесняя при этом водород:

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂

Аналогичная реакция с  Mg протекает при нагревании:

Mg + 2H₂O 

Mg(OH)₂ + H₂ ,

исключения составляют: - Be, Al и Sc, поверхность которых покрыта прочными оксидными пленками, нерастворимыми в воде; Mg, образующийся гидроксид которого - Mg(OH)₂, малорастворим;

б) металлы средней активности при стандартных условиях с водой  практически не реагируют, т.к. они  или покрыты оксидными пленками, или образуют труднорастворимые гидроксиды (Cr, Ni, Zn) на поверхности металлов. Данные металлы могут разлагать воду при достаточно высоких температурах (до 1000 °С):

2Ni + 6H₂O = 2Ni(OH)₃ + 3H₂

2Ni(OH)₃ = Ni₂O₃ + 3H₂O

суммарное уравнение:

2Ni + 3H₂O = Ni₂O₃ + 3H₂

При сильном нагревании Ti, Zr, Hf взаимодействуют с водой следующим образом:

3Zr + 2H₂O 

ZrO₂ + 2ZrH₂ ;

в) малоактивные металлы  с водой при обычных условиях не взаимодействуют, поскольку величина их стандартного электродного потенциала значительно больше потенциала окислителя (-0,41 В) и термодинамически данная реакция невозможна.

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К ВОДНЫМ РАСТВОРАМ ЩЕЛОЧЕЙ

С водными растворами щелочей  взаимодействуют металлы, расположенные  в ряду напряжений до водорода и  образующие амфотерные гидроксиды: Be, Al, Zn, Cr, Sn, Pb. Взаимодействие часто обусловлено сдвигом величины электродного потенциала металла в сторону отрицательных значений за счет процесса образования гидроксокомплексов. В качестве примера рассмотрим реакцию:

Zn + 2H₂O + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂ ,

где j _ок.(иона H⁺) = -0,828 В (pH = 14) меньше, чем j _восст.(Zn) = -0,763 В. Тем не менее, данный процесс возможен. Его можно представить в виде двух более простых:

1) взаимодействие металла  с водой:

Zn + 2H₂O = Zn(OH)₂ + H₂ ;

2) растворение образующегося амфотерного гидроксида в избытке щелочи с образованием гидроксокомплекса:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

При этом для суммарного процесса величина стандартного электродного потенциала восстановителя равна:

j°_[Zn(OH)4]^2-_/Zn+4OH^- = -1,255 В

т.е. j_{окислителя} > j_{восстановителя}, следовательно, данная реакция возможна.  

 

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ

По окислительной активности кислоты условно делят на 2 группы:

1) кислоты - слабые окислители (HF, HCl, HBr, HI, H₂S, H₂CO₃, H₃PO₄, H₂SO₃, CH₃COOH и др.). В растворах этих кислот окислителем является ион водорода (H⁺).

2) кислоты - сильные окислители (HNO₃, H₂SO₄, H₂SeO₄, HClO₄, HMnO₄ и др. Окислителями в растворах этих кислот являются кислородсодержащие анионы HSO₄^-, SO₄^2-, NO₃^-, ClO₄^- и т.д.

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОТАМ - СЛАБЫМ ОКИСЛИТЕЛЯМ

Величина стандартного электродного потенциала окислителя (H⁺) при рН = 0 равна j°_2H⁺_/H2 = 0 В. Следовательно, металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (j°_Meⁿ⁺_/Me < 0), должны вытеснять его из растворов этих кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl + H₂

Mn + H₂SO₃ = MnSO₃ + H₂

Pb + 2CH₃COOH = Pb(CH₃COO)₂ + H₂

Исключение составляют металлы, которые при взаимодействии с  данными кислотами образуют труднорастворимые соединения (реакции протекают в первый момент):