- •Контрольные работы общая химия
- •1. Классы неорганических соединений
- •1.1. Классификация неорганических веществ
- •1.2. Понятие о степени окисления
- •1.3. Оксиды
- •1.4. Основания
- •1.5. Кислоты
- •1.6. Соли
- •1.7. Примеры решения задач
- •1.8. Задачи для самостоятельного решения
- •2. Химическая термодинамика
- •2. 1. Основные понятия
- •2.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия
- •2.3. Термохимия
- •2.4. Энтропия. Энергия Гиббса
- •2.5. Примеры решения задач
- •2.6. Задачи для самостоятельного решения
- •3. Химическая кинетика и равновесие химических реакций
- •3.1 Кинетика химических реакций
- •3.1.1 Зависимость скорости от концентрации
- •3.1.2.Зависимость скорости от температуры
- •3.1.3. Зависимость скорости реакции от катализатора
- •3.2. Равновесие химических реакций
- •3.2.1. Равновесие в гомогенных системах
- •3.2.2. Равновесие в гетерогенных системах
- •3.3. Примеры решения задач
- •3.4. Задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы
- •4.1. Общие свойства растворов
- •4.1.1. Классификации растворов
- •4.1.2. Коллигативные свойства растворов
- •4.2 Свойства растворов электролитов
- •4.2.1. Равновесие в растворах электролитов
- •4.2.2. Ионно-обменные реакции в растворах электролитов
- •4.2.3. Ионное произведение воды
- •4.2.4. Гидролиз солей
- •4.3. Примеры решения задач
- •4.4. Задачи для самостоятельного решения
- •5. Электрохимические процессы
- •5.1. Степень окисления элемента
- •6.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •5.3. Основные понятия электрохимических процессов
- •5.4. Ряд напряжений металлов
- •5.5. Гальванический элемент
- •5.6. Электролиз
- •5.7. Явление поляризации. Напряжение разложения
- •5.8. Примеры решения задач
- •5.9. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •6. Коррозия металлов
- •6.1.1. Классификация коррозионных процессов
- •Катодные процессы при коррозии
- •6.2. Методы защиты от коррозии
- •6.3. Примеры решения задач
- •6.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •7. Химия металлов
- •7.1. Металлическая связь
- •7.2. Зонная теория кристаллов
- •7.3. Химические свойства металлов
- •7.4. Способы получения металлов
- •7.5. Способы очистки металлов
- •10.6. Сплавы металлов
- •7.6. Диаграммы состояния веществ, образующих
- •7.2. Диаграммы состояния веществ с неограниченной растворимостью
- •7.3. Диаграммы состояния веществ, образующих
- •7.7. Примеры решения задач
- •7.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •8. Химическая идентификация и анализ вещества
- •8.1. Качественный анализ
- •Кислотно-основная классификация катионов
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •8.2. Количественный анализ
- •8.3. Инструментальные методы анализа
- •8.4. Примеры решения задач
- •8.5. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •Библиографический Список Основная литература
- •Дополнительная литература
- •Перечень задач для выполнения контрольных работ
- •Список важнейших кислот
- •Константы диссоциации некоторых кислот и оснований
- •Приближенные значения коэффициентов активности ионов в водных растворах
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
7.3. Химические свойства металлов
Свободные металлы являются восстановителями:
M0–ne–→ Mn+.
Восстановительная способность металлов меняется в широких пределах и служит мерой химической активности, за которую принимается их способность переходить в состояние положительно заряженного иона, теряя при этом электроны.
Металлы взаимодействуют с кислотами, водой, щелочами и солями в соответствии с положением в ряду напряжений.
При взаимодействии металлов с растворами солей вытесняются малоактивные металлы, так как их ионы являются окислителями. Например,
Zn+Pb(NO3)2=Zn(NO3)2+Pb.
Со щелочами взаимодействуют только амфотерные металлы с образованием комплексных солей и выделением водорода:
Zn+ 2NaOH=Na2ZnO2+H2↑
или в водном растворе:
Zn+ 2NaOH+ 2Н2О =Na2 [Zn(OН)4] +H2↑.
Продукты взаимодействия кислот с металлами представлены в табл. 1. Видно, что металлы, стоящие после водорода, не взаимодействуют с кислотами, в которых частицей-окислителем является водород (HCl,H2SO4(разб)).
Правила использования данной таблицы рассмотрим на примере взаимодействия магния с концентрированной серной и разбавленной азотной кислотами. Магний активный металл, поэтому, помимо соли и воды, будет образовываться H2Sпри взаимодействии с концентрированной серной кислотой иN2Oпри взаимодействии с разбавленной азотной кислотой:
Mg + H2SO4 (конц) = MgSO4 + H2O + H2S,
Mg + HNO3 (разб) = Mg(NO3)2 + H2O + N2O.
Таблица 1
Продукты взаимодействия металлов с водой и некоторыми
кислотами
Реагент |
Активные металлы (Li–Al) |
Среднеактивные металлы (Ti–H) |
Малоактивные металлы (после Н) |
H2O |
Гидроксид металла + H2 или оксид металла + H2(при нагревании) |
– | |
HCl |
Хлорид металла + H2 |
– | |
H2SO4 (разб) |
Сульфат металла + H2 |
– | |
H2SO4 (конц) |
Сульфат металла + H2O+ П* | ||
H2S |
S |
SO2 | |
HNO3 (конц) ρ = 1,45 |
Нитрат металла + H2O+ П* | ||
NO |
NO |
NO2 | |
HNO3 (разб) = 1,2 |
Нитрат металла + H2O+ П* | ||
N2O |
NO |
NO | |
HNO3(оч.разб) = 1,0 |
Нитрат металла + H2O+NH4NO3 |
– |
– |
П*– продукт, зависящий от активности металла; (разб) – разбавленная, (конц) – концентрированная |
Пассивация металла– это процесс торможения и полного прекращения его окисления при взаимодействии с растворами окислителей в результате образования защитной пленки на поверхности.
Некоторые металлы пассивируются на воздухе, взаимодействуя с кислородом и образуя защитные оксидные пленки.
2Pb + O2 = 2PbO; Pb + O2 = PbO2.
При помещении таких металлов в более агрессивную среду (кислоту или щелочь) пленка препятствует взаимодействию металла с окислителями.
а) Пассивация металла в результате образования
нерастворимых солей и гидроксидов на его поверхности
Процесс пассивации металла в результате образования нерастворимых солей или гидроксидов на его поверхности достаточно просто предсказать, пользуясь таблицей растворимости веществ. Если соль или гидроксид металла, который взаимодействует с кислотой, водой или основанием, нерастворимы – металл будет пассивироваться.
Например, если поместить в концентрированную серную кислоту кусочек кадмия или свинца (предварительно очищенный от оксидной пленки), то уравнения проходящих реакций будут схожи:
Cd + H2SO4 = CdSO4 + H2O + S;
Pb + H2SO4 = PbSO4↓ + H2O + S.
Однако, если кадмий растворится в кислоте полностью, то окисление свинца вскоре прекратится. Пользуясь таблицей растворимости, можно убедиться, что сульфат кадмия растворимое вещество, а сульфат свинца – нет.
Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагируют с концентрированными (т. е.безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой. Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления.Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.
б) Пассивация металлов в результате образования оксидов
Иногда вместо соли на поверхности металла образуется оксид. Это характерно для взаимодействия металлов с азотной кислотой. В этом случае уравнение ОВР записывается как обычно, но вместо соли в продуктах образуется оксид:
2Al + 2HNO3 (средн. конц) = Al2O3 + H2O + 2NO;
2Al + 6HNO3 (конц) = Al2O3 + 3H2O + 6NO2.
С химической стороны крепкая азотная кислота характеризуется, прежде всего, сильно выраженными окислительными свойствами. При этом основным конечным продуктом восстановления не очень крепкой HNO3 является NO, а концентрированной – NO2.
Таблица 2
Продукты пассивации некоторых металлов
Реагент |
Zn |
Al |
Be |
Cr |
Fe |
H2O |
Zn(OH)2 |
Al(OH)3 |
Be(OH)2 |
Cr(OH)2 |
Fe(OH)2 |
H2SO4(конц) |
– |
– |
BeSO4 |
CrSO4 |
FeSO4 Fe2(SO4)3 |
HNO3 (конц) |
– |
Al2O3 |
BeO |
Cr2O3 |
Fe2O3 |