- •1Воронеж 2014
- •Введение
- •Глава 1. Металлы Общие сведения о металлах
- •1.1. Классификация металлов
- •1.2. Физико-механические свойства металлов
- •1.3. Общие химические свойства металлов
- •1.4. Черные металлы
- •1.4.1. Железо, кобальт, никель
- •1.4.2. Хром, молибден, вольфрам
- •1.4.3. Марганец, технеций, рений
- •1.4.4. Ванадий, ниобий, тантал
- •1.5. Легкие металлы
- •1.5.1. Бериллий и магний
- •1.5.2. Алюминий
- •1.5.3. Титан
- •1.6. Цветные металлы
- •1.6.1. Медь, серебро, золото
- •1.6.2. Цинк и кадмий
- •1.6.3. Олово и свинец
- •1.7. Особенности эксплуатации металлов и сплавов в нефтегазовом комплексе
- •Глава 2. Полимерные материалы и пластмассы Общие сведения о полимерах и пластмассах
- •2.1. Классификация полимеров
- •2.2. Способы получения полимеров
- •2.3. Свойства полимеров
- •2.4. Применение полимеров
- •2.5. Полимеры и пластмассы в нефтегазовом комплексе и промышленной теплоэнергетике
- •2.5.1. Трубы из высокопрочных пластмасс
- •2.5.2. Металлические и пластмассовые покрытия для труб
- •2.6. Трубопроводы из резиновых технических материалов
- •2.7. Неметаллические трубы в нефтегазовом комп-лексе и промышленной теплоэнергетике
- •Глава 3. Композиционные материалы Определение композиционных материалов
- •3.1. Классификация композиционных материалов
- •3.2. Матричные материалы
- •3.3. Армирующие элементы
- •3.3.1. Металлические волокна
- •3.3.2. Стеклянные, кварцевые волокна
- •3.3.3. Углеродные волокна
- •3.3.4. Органические волокна
- •3.3.5. Керамические волокна
- •3.3.6. Нитевидные кристаллы (усы)
- •3.4. Углерод-углеродные, керамические и гибридные композиционные материалы
- •Углерод-углеродные композиционные материалы
- •3.4.2. Керамические композиционные материалы
- •3.4.3. Гибридные композиционные материалы
- •3.5. Применение композиционных материалов
- •3.5.1. Применение композитов в авиа- и ракетостроении
- •3.5.2. Применение композитов при изготовлении товаров массового потребления
- •3.5.3. Перспективы применения композиционных материалов
- •Заключение
- •Библиографический список
- •Оглавление
- •Глава 1. Металлы
- •Глава 2. Полимерные материалы
- •Глава 3. Композиционные материалы……………129
- •Конструкционные материалы в авторской редакции
- •394026 Воронеж, Московский просп., 14
1.3. Общие химические свойства металлов
Восстановительная способность металлов. Химические свойства обусловлены характерной способностью атомов металлов образовывать элементарные положительные ионы, отдавая свой электрон
Me → Меn+ + nе
Металлы проявляют свои восстановительные свойства в реакциях взаимодействия с различными окислителями, в качестве которых могут выступать элементарные вещества, вода, щелочи, кислоты, соли менее активных металлов и т.д.
Взаимодействие металлов с элементарными окислителями. При взаимодействии металлов с элементарными окислителями атомы окислителя восстанавливаются, образуя отрицательные элементарные ионы. В идеальных условиях реакция идет самопроизвольно, если энергия сродства к электрону окислителя Еср. превышает энергию ионизации металла Еион. Тепловой эффект реакции будет равен разности этих энергий.
Me - ё = Ме+- Еион.
X + ё = X + Eср.
Me + X = Ме+Х- + Еср -Еион
Однако в реальных условиях реакция осложнят а процессами сублимации металла, диссоциации молекул окисшие ля и кристаллизации продукта окисления. Энергии этих процессов сказываются на суммарном тепловом эффекте:
2Ме + Х2 = 2Ме+Х- + 2Еср- 2Еион. + 2Есуб. + 2Екрист
Особенно сильно сказывается влияние энергии диссоциации молекул окислителя. Поэтому окисление металлов галогенами часто происходит легче, чем кислородом, а окисление азотом - с очень большим трудом, несмотря на большую энергию сродства к электрону у кислорода и азота. Те же закономерности проявляются при взаимодействии металлов с серой.
Взаимодействие металлов с солями, водой и щелочами. Если погрузить пластинку цинка в раствор CuSO4 или РЬ(СНзСОО)2, то легко заметить выделение меди в первом случае и свинца во втором.
Zn + CuSO4 = Сu + ZnS04
Zn + Рb(СНзСОО) = Zn(CH3COO)2 + Pb
Zn - 2e = Zn2+; Zn - 2e = Zn2+
Cu2+ + 2e = Сu Pb2+ + 2e = Pb
Однако ни медь, ни свинец вытеснить цинк из его солей не могут. Следовательно, восстановительная способность цинка или его химическая активность как металла вьппе.
Изучая взаимодействие металлов с ионом водорода в кислых растворах, замечаем, что цинк и свинец могут вытеснить водород из растворов кислот, а медь не может.
Zn + 2Н+ = Zn2+ + Н2
Pb + 2Н+ = Pb2+ + Н2
В то же время свинец вытесняет медь из растворов солей, а наоборот реакция не идет, т.е. мы можем эти три металла расположить в некоторый ряд в порядке уменьшения их активности:
Zn...Pb...H...Cu
Оказывается, что металлы высокой химической активности (сильные восстановители) могут разлагать воду с вытеснением водорода при комнатной температуре:
Me + Н2О → МеОН + 1/2Н2
Me -ё → Ме+
Н+ + ё → Н°
Так реагируют с водой щелочные и щелочноземельные металлы.
Менее активные металлы вступают в реакцию с водой \ при нагревании, образуя гидроксиды или оксиды по реакции:
Me0 + Н20 = МеО + Н2
Ме° - 2е = Ме2+
2Н+ + 2е = Н2
Так, например, реагирует с водяным паром железо при высоких температурах.
Со щелочами могут реагировать металлы, дающие амфотерные оксиды
Me + 2Н2О + 2ОН- - [Me (ОН)4] 2- + Н2.
По такой схеме происходит реакция с растворами щелочи двухвалентных металлов - бериллия и цинка.
Взаимодействие с кислотами. С кислотами металлы реагируют различно, в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты. С неокисляющими кислотами металлы, стоящие до водорода в ряду напряжений, реагируют с вытеснением водорода. К неокисляющим кислотам относятся соляная кислота как разбавленная, так и концентрированная и разбавленная серная кислота. Реакция для свободных металлов и вышеуказанных кислот в общем виде следующая:
Me + 2Н+ = Ме2+ + Н2
Me -2е = Ме2+
2Н++2е = Н2
Например: Zn + 2НС1 = ZnCI2 + Н2
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.
В этой реакции свободные металлы - восстановители, а ионы Н+- окислители, принимающие электроны от атомов металла.
Концентрированная серная кислота и азотная кислота (разбавленная и концентрированная) являются окисляющими кислотами. В качестве окислителей в них выступают ионы SO42- и NO3-
Серная кислота может восстанавливаться до S2-, SO или чаще до S4+. Степень восстановления зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры.
С активными металлами, например с магнием, реакция пойдет с образованием сероводорода:
4Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O
С металлами средней активности, например с цинком, может образоваться сера:
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4Н2O
Неактивные металлы реагируют с концентрированной серной кислотой с образованием сернистого газа S02. Например
Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2O
Ge + 2H2SO4 = GeO2 + 2SO2 + 2H2O
Взаимодействие металлов с азотной кислотой может приводить к образованию разных продуктов с различными степенями окисления азота. Активные металлы при взаимодействии с разбавленной азотной кислотой восстанавливают азот до NH3 и его комплексного иона NH4+
4Mg + 10HNO3р = NH4NO3 + 4Mg(NO3)2 + 3H2O.
При нагревании реакция с цинком идет с выделением N20:
4Zn + 10HNO3р = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5Н2O.
С менее активными металлами продуктами реакции являются NO и NO2, но чаще всего они выделяются совместно, и преобладание одного из оксидов определяется концентрацией азотной кислоты и температурой процесса
3Cu + 8HNO3p = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2O
Сu + 4HNO3k = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2Н2O
3Ge + 4HNO3Р = 3GeO2 + 4NO + 2Н2O
Окислительную способность азотной кислоты можно усилить, добавив к ней соляной кислоты («царская водка») или плавиковой кислоты. Эти смеси растворяют самые пассивные металлы - золото и платину.
Au + 4НС1 +HNO3(p.) - НАuС14 + NO + 2Н2O
Аu + ЗHNOзk + 4НС1 = HAuCU + 3NO2 + ЗН2O
Pt + 4HN03 k + 6HF = H2PtF6 + 4NO2 + 8H2O
3Ti + 4HN03(cp.конц.) + 18HF = 3H2TiF6 + 4NO + 8H2O
Пассивация металлов кислотами происходит в результате образования на их поверхности нерастворимых продуктов
2А1 + 6HNO3 = А12O3 + 6NO2 + ЗН2O
Ti, Cr, Мn, Fe, Со, Ni, Ge также пассивируются азотной кислотой.
3Ge + 4HNO3p = GeO2 + 4NO + 2Н2O
Оксидные пассивирующие пленки могут образовываться и при взаимодействии с концентрированной серной кислотой:
Ge + 2H2S04 = Ge02↓ +2S02↑ + 2H20
На поверхности свинца в растворах серной и плавиковой кислот образуются нерастворимые соли, которые также пассивируют его поверхность:
Pb + H2S04 = PbS04↓ + Н2
2А1 + 6HF = 2A1F3↓ + ЗН2