§9.2. Загальні фізичні та хімічні властивості металів

Метали в твердому стані – кристалічні речовини з металічним типом зв’язку. Кристалічні гратки металічного типу містять у вузлах позитивно заряджені йони і нейтральні атоми; між ними пересуваються відносно вільні електрони.

Рис. 9.1. Приклад утворення металічного зв’язку в металах.

Фізичні властивості металів пояснюються особливою будовою кри­сталічних граток - наявністю вільних електронів ("електронного газу"). Отже, основні фізичні властивості металів:

1) Пластичність – здатність змінювати форму при ударі, витягуватися в дріт, прокатуватися в тонкі листи. У ряді – Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe – зменшується.

2) Блиск, звичайно сірий колір і непрозорість. Це пов'язано з вза­ємодією вільних електронів з падаючими на метал квантами світла.

3) Електропровідність. Пояснюється направленим рухом віль­них електронів від негативного полюса до позитивного під впливом невеликої різниці потенціалів. У ряді – Ag, Cu, Al, Fe – зменшується. При нагріванні електропровідність зменшується, оскільки з підви­щен­­ням температури посилюються коливання атомів і йонів у вузлах кри­сталічних граток, що утруднює направлений рух "електронного газу".

4) Теплопровідність. Зумовлена високою рухливістю вільних елект­ронів і коливальним рухом атомів, завдяки чому відбувається швидке вирівнювання температури по масі металу. Найбільша теплопровідність - у Вісмуту і Меркурію.

5) Твердість. Найтвердіший метал – Хром (ріже скло); най­м’я­кі­ші – лужні метали – Калій, Натрій, Рубідій і Цезій – ріжуться ножем.

6) Густина – тим менша, чим менша атомна маса металу і чим більший радіус його атома (найлегший - Літій (=0,53 г/см³); найважчий – Осмій (=22,6 г/см³).

Метали, які мають густину  < 5 г/см³ вважаються "легкими металами".

7) Температури плавлення і кипіння. Найбільш легкоплавкий ме­тал – Меркурій (т.пл. = -39°C), найбільш тугоплавкий метал – Воль­фрам (t°пл = 3410°C).

Метали з t°пл. вище 1000°C вважаються тугоплавкими, нижче – легкоплавкими.

Загальні хімічні властивості металів

Хімічні властивості металів визначаються тим, що їх атоми порів­ня­но легко віддають зовнішні (валентні) електрони. При цьому перетворюються на катіони (К⁺, Са²⁺). Тому метали вступають у реакції окиснення з різними окисниками, серед яких прості речовини, кислоти, солі менш активних металів тощо.

СИЛЬНІ ВІДНОВНИКИ: Me^0 – nē  Me^n^+
I. Реакції з неметалами	III. Взаємодія з водою
1) З киснем: 2Mg^0 + O22Mg^+2O (магній оксид) 2) З сіркою: Hg^0 + S Hg^+2S (гідроген сульфід) 3) З галогенами: 2Nа + Cl2 –^t 2Nа^+Cl (натрій хлорид) 4) З азотом: 3Ca^0 + N2 –^t  Ca3^+2N2 (кальцій нітрид) 5) З фосфором: 3Ca^0 + 2P –^t Ca3P2 (кальцій фосфід) 6) З воднем (реагують тільки лужні і лужноземельні метали):  2Li^0 + H2 2Li^+1H (літій гідрид) Ca^0 + H2  Ca^+2H2	1) Активні (лужні і лужноземельні метали) утворюють розчинну основу і водень: 2Na^0 + 2H2O 2Na^+1OH + H2^0 2) Метали середньої активності окиснюють­ся водою при нагріванні до оксиду: Zn^0 + H2O –^t Zn^+2O + H^02 3) Неактивні (Au, Ag, Pt) - не реагують. 4) Витіснення більш активними металами менш активних металів з розчинів їх солей: Cu^0 + Hg^+2Cl2  Hg^0 + Cu^+2Cl2 Fe^0 + Cu^+2SO4 Cu^0 + Fe^+2SO4
II. Реакції з кислотами
Метали, що стоять в електрохіміч­но­му ряду напруг до H відновлюють кислоти-неокисники до водню: Mg^0 + 2HCl  Mg^+2Cl2 + H2^0 2Al^0+ 6HCl  2AlCl3 + 3H2^0 Крім кислот-окисників (H2SO4, HNO3).	З кислотами-окисниками (!) ніколи не виділяється Н2: Cu +H2SO4(конц.)  CuSO4 +SO2 + H2О Zn +H2SO4(конц.) ZnSO4 +SO2 + H2О Mg + H2SO4 (конц.)  MgSO4 + S + H2О К + H2SO4 (конц.)  K2SO4 + H2S + H2О Cu +HNO3(конц.)  Cu(NO3)2 + NO2 + H2О Zn +HNO3(конц.)  Zn(NO3)2 + NO + H2О К +HNO3(розв.)  КNO3 + NН4NO3 + H2О

Метали беруть участь в РЕАКЦІЯХ ЗАМІЩЕННЯ – це реакції, в результаті яких атоми простої речовини заміщують атоми в складній речовині.

Fe + CuSO₄ = Сu + FeSO₄

Zn + H₂SO₄ = H₂+ ZnSO₄

Такі реакції можливі тоді, коли атоми більш активного елементу витісняють атоми менш активного елементу в складній речовині.

Li, Rb, До, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd

Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Електрохімічний ряд напруг металів:

Цей ряд характеризує хімічні властивості металів:

1. Чим лівіше в цьому ряді розташований метал, тим сильніші його відновні властивості і тим слабші окисні властивості його йона в розчині (тобто тим легше він віддає електрони (окиснюється) і тим важ­че його йони приєднують назад електрони).

2. Кожний метал здатний витісняти з розчинів солей ті метали, які стоять у ряді напруг правіше за нього, тобто відновлює йони наступних металів в електронейтральні атоми, віддаючи електрони – а сам перетворюється на йон.

3. Тільки метали, що стоять у ряді напруг лівіше за Гідроген (Н), здатні витісняти його з розчинів кислот (наприклад, Zn, Fe, Pb – але не Сu, Hg, Ag).

Хлоридна кислота (HCl) – слабкий окисник за рахунок йонів Н⁺, тому вона взаємодіє лише з металами, які стоять в ряду стандартних електродних потенціалів перед воднем, наприклад:

2 HCl + Mg  MgCl₂ + H₂

HCl + Cu ≠

Схема взаємодії сульфатної кислоти (H₂SO₄) з металами:

Під час взаємодії з активними металами (наприклад, із магнієм) в залежності від концентрації і температури паралельно відбуваються кілька реакцій з утворенням сполук Cульфуру, в яких S має різні ступені окиснення (S⁺⁴O₂, S⁰, H₂S^-2); однак переважають реакції з утворенням S⁰ і H₂S.

а) + =+ + 2H₂O

–2e 	2	1	відновник
+ 2e 		1	окисник

б) 3+ = 3+ + 4H₂O

–2e 	3	3	відновник
+ 6e 		1	окисник

в) 4 + = 4 + + 4H₂O

–2e 	8	4	відновник
+ 8e 		1	окисник

Внаслідок взаємодії з малоактивними металами (наприклад, мід­дю) утворюються сіль та сульфур (ІV) оксид

Cu + 2H₂SO₄(к)  CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

У випадку розведеної сульфатної кислоти метали реагують з нею аналогічно хлоридній кислоті, тобто виділяється водень:

Zn + H₂SO₄ (р)  ZnSO₄ + H₂

Нітратна кислота (HNO₃) – сильний окисник. Внаслідок взаємо­дії з металами водень не виділяється, він окиснюється з утворенням води.

Схема взаємодії нітратної кислоти з металами:

концентрована

HNO­₃

з усіма металами, крім

Pt, Au, Rh, Ir, Tі

з активними металами

Са, Mg, Al

з малоактивними

металами Cu, Hg, Ag

з активними металами

Са, Zn, Mg, Al

NO₂

N₂O

NO

N₂O, N₂, NH₄NO₃

розведена

дуже

розведена

Приклади:

a) + 4= + 2+ 2H₂O

–2e 	2	1	Відновник
+ 1e 		2	Окисник

б) 4+ 10Н _(к) = 4++ 5H₂O

–2e 	4	2	Відновник
2+4e  2		1	Окисник

в) 3 + 4HO_3(р) = 3NO₃ + O + 2H₂O

–1e 	3	3	відновник
+ 3e 		1	окисник

г) 4+10 HO_{3 (Р)} = 4+ + 3H₂O

–2e 	8	4	відновник
+ 8e 		1	окисник

Не реагує нітратна кислота з платиною (Pt), золотом (Au), родієм (Rh), талієм (Tl), іридієм (Ir), пасивує (при звичайній температурі): алюміній (Al), хром (Cr), залізо (Fe).