Химические свойства важнейших металлов и их соединений

Из 118 химических элементов, открытых на 2019 год, к металлам часто относят (единого общепринятого химического определения нет, например, полуметаллы и полупроводники не всегда относят к металлам):

6 элементов в группе щелочных металлов: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;

6 в группе щёлочноземельных металлов: Ca, Sr, Ba, Ra; а также Mg и Be;

38 в группе переходных металлов:

— Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn;
— Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd;
— Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg;
— Rf, Db, Sg, Bh, Hs, Mt, Ds, Rg, Cn;

7 в группе лёгких металлов: Al, Ga, In, Sn, Tl, Pb, Bi;

7 в группе полуметаллов. Из-за амфотерности химических свойств полуметаллы (металлоиды) представляют собой обособленную группу, не относясь ни к металлам, ни к неметаллам; К группе металлов их можно отнести лишь условно.: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po^[1];

На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны)^[2].

Реакции с простыми веществами

• С кислородом реагируют все металлы, кроме золота и платиновых металлов. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра (II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на выходе могут оказаться оксиды, пероксиды, надпероксиды:

${\displaystyle {\mathsf {4Li+O_{2}=2Li_{2}O}}}$ оксид лития,

${\displaystyle {\mathsf {2Na+O_{2}=Na_{2}O_{2}}}}$ пероксид натрия,

${\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}=KO_{2}}}}$ надпероксид калия.

Чтобы получить из пероксида оксид, пероксид восстанавливают металлом:

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2Na=2Na_{2}O}}}$.

Со средними и малоактивными металлами реакция происходит при нагревании:

${\displaystyle {\mathsf {3Fe+2O_{2}=Fe_{3}O_{4}}}}$,

${\displaystyle {\mathsf {2Hg+O_{2}=2HgO}}}$,

${\displaystyle {\mathsf {2Cu+O_{2}=2CuO}}}$.

• С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды:

${\displaystyle {\mathsf {6Li+N_{2}=2Li_{3}N}}}$.

При нагревании:

${\displaystyle {\mathsf {2Al+N_{2}=2AlN}}}$,

${\displaystyle {\mathsf {3Ca+N_{2}=Ca_{3}N_{2}}}}$.

• С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины.

Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид:

${\displaystyle {\mathsf {Fe+S=FeS}}}$.

• С водородом реагируют только самые активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп, кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода −1:

${\displaystyle {\mathsf {2Na+H_{2}=2NaH}}}$,

${\displaystyle {\mathsf {Mg+H_{2}=MgH_{2}}}}$.

• С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. При этом образуются ацетилениды или метаниды. Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен, метаниды — метан.

${\displaystyle {\mathsf {2Na+2C=Na_{2}C_{2}}}}$,

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}C_{2}+2H_{2}O=2NaOH+C_{2}H_{2}}}}$.

При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с O₂, HNO₃ (без нагревания), H₂SO₄(конц), но легко реагирует с HCl и H₂SO₄(разб). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солей аммония NH₄⁺, горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель. Не допустить образования оксидной плёнки можно, добавляя к алюминию такие металлы, как галлий, индий или олово. При этом поверхность алюминия смачивают легкоплавкие эвтектики на основе этих металлов^[3].

Легко реагирует с простыми веществами:

• с кислородом, образуя оксид алюминия:

${\displaystyle {\mathsf {4Al+3O_{2}\rightarrow 2Al_{2}O_{3}}}}$;

• с галогенами при комнатной температуре (кроме фтора), образуя хлорид, бромид или иодид алюминия:

${\displaystyle {\mathsf {2Al+3Hal_{2}\rightarrow 2AlHal_{3}(Hal=Cl,Br,I)}}}$;

• с другими неметаллами реагирует при нагревании:

• со фтором, образуя фторид алюминия:

${\displaystyle {\mathsf {2Al+3F_{2}\rightarrow 2AlF_{3}}}}$;

• с серой, образуя сульфид алюминия:

${\displaystyle {\mathsf {2Al+3S\rightarrow Al_{2}S_{3}}}}$

• с азотом, образуя нитрид алюминия:

${\displaystyle {\mathsf {2Al+N_{2}\rightarrow 2AlN}}}$;

• с углеродом, образуя карбид алюминия:

${\displaystyle {\mathsf {4Al+3C\rightarrow Al_{4}C_{3}}}}$;

• с фосфором, образуя фосфид алюминия:

${\displaystyle {\mathsf {Al+P\rightarrow AlP}}}$;

Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:

${\displaystyle {\mathsf {Al_{2}S_{3}+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}+3H_{2}S\uparrow }}}$;

${\displaystyle {\mathsf {Al_{4}C_{3}+12H_{2}O\rightarrow 4Al(OH)_{3}+3CH_{4}\uparrow }}}$.

Со сложными веществами:

• с водой (после удаления защитной оксидной плёнки, например, амальгамированием или растворами горячей щёлочи):

${\displaystyle {\mathsf {2Al+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}\downarrow +3H_{2}\uparrow }}}$;

• с парами воды (при высокой температуре):

${\displaystyle {\mathsf {2Al+3H_{2}O{\xrightarrow {t^{\circ }}}Al_{2}O_{3}+3H_{2}\uparrow }}}$;

• со щелочами (с образованием тетрагидроксоалюминатов и других алюминатов):

${\displaystyle {\mathsf {2Al+2NaOH+6H_{2}O\rightarrow 2Na[Al(OH)_{4}]+3H_{2}\uparrow }}}$;

${\displaystyle {\mathsf {2Al+6NaOH\rightarrow 2Na_{3}AlO_{3}+3H_{2}\uparrow }}}$;

• Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

${\displaystyle {\mathsf {2Al+6HCl\rightarrow 2AlCl_{3}+3H_{2}\uparrow }}}$;

${\displaystyle {\mathsf {2Al+3H_{2}SO_{4}\rightarrow Al_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}\uparrow }}}$;

• При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия:

${\displaystyle {\mathsf {2Al+6H_{2}SO_{4}\rightarrow Al_{2}(SO_{4})_{3}+3SO_{2}\uparrow +6H_{2}O}}}$;

${\displaystyle {\mathsf {Al+6HNO_{3}\rightarrow Al(NO_{3})_{3}+3NO_{2}\uparrow +3H_{2}O}}}$;

• восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия):

${\displaystyle {\mathsf {8Al+3Fe_{3}O_{4}\rightarrow 4Al_{2}O_{3}+9Fe}}}$;

${\displaystyle {\mathsf {2Al+Cr_{2}O_{3}\rightarrow Al_{2}O_{3}+2Cr}}}$.

Перехо́дные мета́ллы (перехо́дные элеме́нты) — элементы побочных подгрупп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в атомах которых появляются электроны на d- и f-орбиталях. В общем виде электронное строение переходных элементов можно представить следующим образом: ${\displaystyle (n-1)d^{x}ns^{y}}$. На ns-орбитали содержится один или два электрона, остальные валентные электроны находятся на ${\displaystyle (n-1)d}$-орбитали. Поскольку число валентных электронов заметно меньше числа орбиталей, то простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами^[4].

Все переходные элементы имеют следующие общие свойства:

• Небольшие значения электроотрицательности.
• Переменные степени окисления. Почти для всех d-элементов, в атомах которых на внешнем ns-подуровне находятся 2 валентных электрона, известна степень окисления +2.
• Начиная с d-элементов III группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, элементы в низшей степени окисления образуют соединения, которые проявляют основные свойства, в высшей — кислотные, в промежуточной — амфотерные. Например:

• Для всех переходных элементов характерно образование комплексных соединений.

Подгруппа меди, или побочная подгруппа I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, включает в себя элементы: медь Cu, серебро Ag и золото Au.

Для всех металлов характерны высокие значения плотности, температур плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность.Имеется в виду только подгруппа меди, а не металлы в целом.

Особенностью элементов подгруппы меди является наличие заполненного предвнешнего ${\displaystyle (n-1)d}$-подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с ns-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Эта особенность обусловливает химическую инертность простых веществ, их химическую неактивность, поэтому золото и серебро называют благородными металлами.

Медь

Медь представляет собой довольно мягкий металл красно-жёлтого цвета. В электрохимическом ряду напряжений металлов она стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах-окислителях (в азотной кислоте любой концентрации и в концентрированной серной кислоте):

${\displaystyle \mathrm {Cu+2H_{2}SO_{4}\longrightarrow CuSO_{4}+SO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }$,

${\displaystyle \mathrm {Cu+4HNO_{3}\longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }$,

${\displaystyle \mathrm {3Cu+8HNO_{3}\longrightarrow 3Cu(NO_{3})_{2}+2NO\uparrow +4H_{2}O} }$.

В отличие от серебра и золота, медь окисляется с поверхности кислородом воздуха уже при комнатной температуре. В присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основный карбонат меди (II).

Для меди наиболее характерна степень окисления +2, однако существует целый ряд соединений, в которых она проявляет степень окисления +1.

Взаимодействие с кислородом

В кислороде железо сгорает, разбрасывая искры — раскаленные капли железной окалины, а при накаливании на воздухе окисляется с поверхности, образуя окалину в виде корки. Во всех случаях образуется железная окалина.

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄.

Медь, цинк и хром вступают в реакцию с кислородом только при нагревании Взаимодействие с кислородом

2Zn + O₂ → 2ZnO,

4Cr + 3O₂ → 2Cr₂O₃.

Взаимодействие с неметаллами.

Железо способно реагировать с азотом, фосфором, углеродом и серой. Энергично реагирует при нагревании с серой, образуя сернистое железо.

Fe + S → FeS.

Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием. Характерны реакции с серой при нагревании. Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием

При нагревании цинк взаимодействует с серой и фосфором. С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк в реакции не вступает.

Zn + S → ZnS.

Хром взаимодействует с азотом, серой, бором, углеродом и кремнием при повышенных температурах.

2Cr + 3C → Cr₂C₃.

Взаимодействие с галогенами

Железный порошок, предварительно нагретый и внесенный в колбу с хлором, сгорает, образуя бурый дым — хлорное железо.

3Cl₂ + 2Fe → 3FeCl₂.

Медь и хром с галогенами вступает в реакции при нагревании.

Cu + Br₂ → CuBr₂,

2Cr + 3Cl₂ → 2CrCl₃.

Цинк вступает в реакции с галогенами при нормальных условиях, в качестве катализатора необходимы пары воды.

Zn + Cl₂ → ZnCl₂.

При нагревании характерно взаимодействие с водой железа, цинка, хрома. Медь неактивный металл, поэтому с водой не реагирует.

3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + H₂↑.

При обычных условиях железо реагирует с парами воды и кислородом. Происходит процесс ржавления и образуется желто-бурая ржавчина — гидрат окиси железа.

3Fe + 6H₂O + 3O₂ → 4Fe(OH)₃↓.

Взаимодействие с кислотами (подробно рассмотрено в разделе «Общие химические свойства металлов»).

Металлы способны при химических реакциях отдавать электроны, то есть быть восстановителями, проявлять в образовавшихся соединениях только положительную степень окисления. Металлы обладают высокой электро- и теплопроводностью, пластичностью, способностью хорошо отражать свет и др.