Лекция 5:   Металлы и их соединения

1. Двойной электрический слой и э/х ряд напряжений Ме

2. Общая характеристика металлов

3. Химические свойства металлов

4. Металлы главных подгрупп I и II групп

5. Жесткость воды

 

1в.  Из всех известных химических элементов более 80 являются Ме. Большинство неорганических со­единений — это соединения Ме. К числу этих Ме относятся щелоч­ные и щелочноземельные Ме, проявляющие наи­большую химическую активность.

При погружении металлической пластины (электрода) в раствор соли данного Ме могут происходить процессы, сопровождающиеся образованием двойного электрического слоя (ДЭС). Ме, либо отдает электроны (как восстановитель) и заряжается отрицательно, либо притягивает их (как окислитель) и заряжается положительно. Слой раствора, прилегающий в поверхности металлической пластины, соответственно заряжается противоположным образом (одноименно заряженные частицы не притягиваются). Таким обра­зом, на границе металл—раствор возникает ДЭС.

 

Разность потенциалов, возникающая в ДЭС на границе металл—раствор, называется электродным потенциалом. Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (Ме) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водо­родного электрода, потенциал которого принимают рав­ным нулю. Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы Ме, концентрации его ионов в растворе, температуры.

 Разность потенциалов между Ме, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электрод­ным потенциалом металла (Е°).

Ме, расположенные в порядке возрастания значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напря­жений. Значение электродного потенциала количественно ха­рактеризует способность Ме отдавать электроны, т. е. его восстановительные свойства (химическую актив­ность Ме). В этом ряду Ме, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заря­женные ионы; Ме, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. На основании ряда напряжений можно сделать следующие заключения:

1.                                  Каждый Ме вытесняет из солей другие Ме, имеющие большие значения стандартных электродных потенциалов, т. е. являющиеся менее сильными восстано­вителями.

2.                                  Ме, имеющие стандартный электродный по­тенциал меньше нуля (т. е. потенциала стандартного во­дородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.

3.                Ме, имеющие очень низкие значения стан­дартного электродного потенциала, т. е. являющиеся силь­ными восстановителями (от лития до натрия), в любых водных растворах взаимодействуют, прежде всего, с водой

Общая характеристика металлов

Как известно, все химические элементы и образуемые ими простые вещества делятся на металлы и неметаллы и существуют закономерности в измене­нии их свойств. Если провести диагональ от элемента бора В (порядковый номер 5) до элемента астата At (порядковый номер 85), то слева от этой диаго­нали все элементы являются металлами, а справа от нее элементы побочных подгрупп являются металлами, а элементы главных подгрупп — не­металлами.

Кристаллическая решетка металлов имеет следующее строение: в узлах находятся положительные ионы и атомы металлов, а между узлами — электроны. Эти электроны могут свободно перемещаться по всему кристаллу метал­ла и поэтому называются свободными электронами, или «электронным газом». Свободные электроны имеют отри­цательный заряд и притягивают катионы металлов, в результате чего кристаллическая решетка металлов явля­ется устойчивой.

Связь между положительными ионами металлов и сво­бодными электронами в кристаллической решетке метал­лов называется металлической связью. Это один из видов химической связи.

Физические свойства

ü  Все металлы — твердые вещества (исключение — ртуть).

ü  Для всех металлов характерен металлический блеск и непрозрачность.

ü  Электро- и теплопроводность, которая объясняется направленным движением свободных электронов. При нагревании электро- и теплопроводность падает, т.к. с увеличением   температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах решетки.  Металлы, характеризующиеся высокой элект­ропроводимостью, обладают и высокой теплопро­водностью.

ü  Пла­стичность, упругость, прочность. Они способны под дав­лением изменять свою форму, не разрушаясь. По степени твердости металлы значительно отличают­ся друг от друга. Так, калий, натрий — мягкие металлы (их можно резать ножом); хром — самый твердый металл (царапает стекло).

ü Температуры плавления и плотности металлов также изменяются в широких пределах. Самый легкоплавкий металл — ртуть (t°пл= —38,9 °С), самый тугоплавкий — вольфрам (t°пл = 3380 °С).

Металлы отличаются своим отношением к магнитным полям и делятся на три группы:

ü ферромагнитные металлы способны намагничи­ваться под действием слабых магнитных полей (железо, кобальт, никель);

ü парамагнитные металлы проявляют слабую способ­ность к намагничиванию (алюминий, хром, титан);

ü диамагнитные металлы не притягиваются к магни­ту, даже слегка отталкиваются от него (олово, медь, висмут).

Химические свойства металлов

Как уже было сказано, атомы металлов более или менее легко отдают электроны, т. е. окисляются:

Ме° — nё  → Меn+                          или              Ме° →  Ме+  + nё.

(металл)                                                                 (ион металла)

Атомы металлов не могут присоединять электроны. Поэтому металлы во всех химических реакциях являются ВОССТАНОВИТЕЛЯМИ и в соединениях имеют только положительные степени окисления. Восстановительная активность различных металлов неодинакова. В периодах слева направо восстановительная активность металлов уменьшается; в главных подгруппах сверху вниз — уве­личивается. Восстановительная активность металлов в химических реакциях, которые протекают в водных рас­творах различных веществ, характеризуется положе­нием металлов в электрохимическом ряду напря­жений.

Металлы являются восстановителями и вступают в химические реакции с различными окислителями.

1.  Взаимодействие  с  простыми   веществами-неметал­лами:

а)       с галогенами металлы образуют соли — галогениды, например:

Mg + Cl2 = MgCI      хлорид магния,

б)      с кислородом металлы образуют оксиды, например:

4Na + 02 = 2Na20      оксид натрия,

в)      с серой металлы образуют соли — сульфиды, на­пример:

Fe+S = FeS      сульфид железа (II);

г)       с водородом самые активные металлы образуют гидриды, например:

Са+Н2=СаН2      гидрид кальция;

д)      с углеродом  многие металлы образуют карбиды, например:

t° Ca + 2C = СаС2      карбид кальция.

2.  Взаимодействие со сложными веществами:

а)      металлы, находящиеся в начале ряда напряжений (от Li до Na), при обычных условиях вытесняют H2 из воды и образуют щелочи, например:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2↑;

б)      металлы, расположенные в ряду напряжений до во­дорода, взаимодействуют с разбавленными кислотами (НС1, H2SO4 и др.), в результате чего образуются соли и выделяется H2, например:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑;

в)       металлы взаимодействуют с растворами солей ме­нее активных металлов, в результате чего образуется соль более активного металла, а менее активный металл выде­ляется в свободном виде, например:

Fe + CuS04 =  FeS04 + Cu.

Оксиды и гидроксиды металлов

Наиболее активные металлы образуют оксиды, которые являются типичными основными оксидами, например: Na20, СаО, ВаО и др. Гидраты этих оксидов (гидроксиды) являются сильными основаниями (щелочами), например: NaOH, Ca(OH)2, Ва(ОН)2 и др.

Оксиды и гидроксиды некоторых металлов (Zn, A1 и др.)  являются амфотерными.

Большинство металлов встречаются в природе в виде различных соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты, хло­риды, карбонаты, фосфаты, нитраты и др.). Только наиме­нее активные металлы встречаются в природе и в свобод­ном виде  (самородные металлы): Au, Pt, Ag, Hg и др.

Получают металлы из их соединений металлургическим процессом путем восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей, в результате которого получаются ме­таллы в свободном виде.

Металлы главных подгрупп I и II групп

К металлам главной подгруппы I группы относятся: литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. Эти металлы называются щелочными, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щелочи.

К металлам главной подгруппы II группы относятся: бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra. Последние четыре элемента (Са, Sr, Ba, Ra) называют щелочноземельными металлами, так как их гидроксиды Ме(ОН)2 обладают щелочными свойства­ми, а их оксиды МеО по своей тугоплавкости сходны с оксидами тяжелых металлов, называвшимися раньше «землями».

Рассматриваемые Ме в свободном со­стоянии в природе не встречаются, так как они химиче­ски очень активны. Они находятся в природе только в виде соединений. Ионы щелочных металлов входят в состав многих растворимых минералов: NaCl — каменная (поваренная) соль; NaCl-KC1 — сильвинит; Na2SO4-10H2O — мирабилит (глауберова соль).

Ионы щелочноземельных металлов встречаются в при­роде в виде малорастворимых соединений: СаСОз — мел, кальцит, мрамор; BaS04 — барит; CaS04-2H20 — гипс; SrC03 — стронционит; CaS04-2H20 —гипс; Са3(Р04)2 — фосфорит и др.

Магний входит в состав ~200 минералов.

Все металлы главных подгрупп I и II групп серебри­сто-белого цвета, хорошо проводят тепло и электрический ток. Получают их электролизом расплавленных солей, чаще всего хлоридов, или щело­чей (щелочные металлы).

Щелочные и щелочноземельные Ме – это самые активные Ме и сильные восстановители. Они легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов яв­ляются типичными основными оксидами, они обладают всеми свойствами основных оксидов. Оксидам соответ­ствуют сильные основания, растворимые в воде (щелочи), которые обладают всеми свойствами  оснований.

LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH→

Са(ОН)2, Sr(QH)2, Ва(ОН)2 →

Растворимость в воде и сила оснований увеличи­ваются в направлении, указанном стрелками.

Большинство солей щелочных металлов хорошо рас­творимы в воде (исключение: некоторые соли лития). Хлориды, бромиды, нитраты щелочноземельных металллов также хорошо растворяются в воде, а вот сульфаты, кар­бонаты, фосфаты этих металлов — малорастворимые или практически нерастворимые в воде вещества.

Жесткость воды

Жесткость воды — это совокупность свойств, обуслов­ленных содержанием в воде катионов кальция Са2+ и маг­ния Mg2+. Один из возможных их источников — горные породы (известняки, доломиты), которые растворяются в результате контакта с природной водой.

Анионами растворимых солей Са2+ и Mg2+ могут быть гидрокарбонат-ионы НСОI-, сульфат-ионы S042- и реже хлорид-ионы СI—.

Различают: временную (карбонатную) жесткость воды, обусловленную наличием в воде гидро­карбонатов кальция Са(НС03)2 и магния Mg(HC03)2, и постоянную жесткость воды, обусловленную наличием в воде сульфатов кальция и магния CaS04, MgS04, хло­ридов кальция и магния СаС12, MgCl2 и других солей.

Жесткость воды количественно выражают числом ммоль эквивалентов (ммоль экв) ионов кальция Са2+ и магния Mg2+, содержащихся в 1 л воды. 1 ммоль экв/л жесткости воды соответствует содержанию 20,04 мг/л ионов Са2+ или 12,16 мг/л ионов Mg2+.

Общая жесткость воды рассчитывается  по формуле:

Общ. ж.в. = временная ж.в. + постоянная ж.в.

 

Жобщ = [Са2] / 20,04 + [Mg2+] /12,16 

где: [Са2+]   и   [Mg2+] – концентрации ионов в мг/л.

Характеристика воды по степени жесткости 

·        очень мягкая                                            Жобщ не более 1,5 ммольэкв/л

·        мягкая                                                                         1,5 – 4,0

·        средней жесткости                                                      4,0 – 8,0

·        жесткая                                                                        8,0 – 12,0

·        очень жесткая                                                             свыше 12,0         

В ж.в. плохо развариваются продукты питания, т.к. катионы Са с белками пищи образуют нерастворимые соединения. В такой воде плохо заваривается чай и кофе. Постоянное употребление ж.в. может привести к расслаблению желудка и отложению солей в организме человека. Употребление в пищу щавеля в районах с повышенным содержанием в воде Са приводит к образованию в организме солей щавелевой кислоты – оксалата кальция, которые трудно растворимы в воде, в результате чего образуются камни в почках. В ж.в. плохо мылится мыло, которое представляет собой натриевую соль высших карбоновых кислот, например стеарат натрия. При растворении мыла в ж.в. образуются плохо растворимые в воде стеараты Са и Мg:

2 С17Н35СОО- + Са2+ → (С17Н35СОО)2Са↓

Для устранения ж.в. необходимо ионы Са и Мg перевести в осадок. Временную ж.в. устраняют кипячением, т.к. при этом Са(НСО3)2 и Mg(НСО3)2 разлагаются, образуя СаСО3 и Mg(ОН)2

 

Са(НСО3)2 → СаСО3↓ + Н2О + СО2↑              Mg(НСО3)2 → Mg(ОН)2↓ + СО2↑

 

Постоянную ж.в. кипячением устранить нельзя. Для устранения общей жесткости + смесь гашеной извести Са(ОН)2 и соды Na2CO3 (известково – содовый способ). При этом временная жесткость устраняется гашеной известью:

Са2+ + 2НСО3- +  Са(ОН)2 → 2СаСО3↓ + Н2О

Mg2+ + 2НСО3- + Са(ОН)2 → Mg(ОН)2↓+2СаСО3↓+2Н2О 

 

а постоянная   - содой:

 СаCI2  + Na2CO3 → СаСО3↓ + NaCI

MgSO4 + Na2CO3 → MgСО3↓+ Na2SO4