Металлы, общая характеристика свойств

Металлы — это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которых имеется металлическая связь.

Металлическая связь — химическая связь в металлах, осуществляемая за счет валентных электронов металла, относительно свободно перемещающихся по всему объему образца металла (электронный газ). В узлах кристаллической решетки в твердом состоянии находятся положительно заряженные ионы металла (часть атомов может оставаться в электронейтральном состоянии). Металлическая связь сохраняется при переходе металла в жидкое состояние.

Общие физические свойства металлов — электропроводность, теплопроводность, пластичность и металлический блеск обуславливаются именно наличием металлической связи. Почти все металлы при обычных условиях твердые вещества (исключение Hg).

В периодической системе элементов в главных подгруппах металлы располагаются левее диагонали, проходящей от В к At. Все элементы побочных подгрупп, лантаниды и актиниды являются металлами.

Химические свойства металлов

Все металлы являются восстановителями, то есть отдают валентные электроны и приобретают положительную степень окисления. Высшая положительная степень окисления для металлов главных подгрупп в их соединениях равна номеру группы (например, NaCl, MgCl₂, AlCl_3, SnCl₄), а для металлов побочных подгрупп в их кислородсодержащих соединениях также часто совпадает с номером группы (например, ZnO, TiO₂, V₂O₅, CrO₃, KMnO₄).

Для металлов главных подгрупп восстановительная активность (способность отдавать электроны) возрастает сверху вниз и справа налево (увеличение атомного радиуса приводит к ослаблению связи валентных электронов с ядром). Восстановительная способность и химическая активность элементов побочных подгрупп увеличивается снизу вверх по группе (например, серебро на воздухе медленно окисляется, а золото нет; медь вытесняет серебро из его солей):

Свойства оксидов металлов слева направо по периоду и снизу вверх по группе изменяются от основных к амфотерным для металлов главных подгрупп (Na₂O и MgO — основные оксиды, Al₂O₃ и ВеО — амфотерные). Для металлов побочных подгрупп свойства оксидов, в которых металлы проявляют свою высшую степень окисления, изменяются от основных через амфотерные к кислотным (CuO — основный оксид, ZnO — амфотерный, CrO₃ — кислотный).

Сила оснований, образуемых металлами главных подгрупп увеличивается справа налево по периоду и сверху вниз по группе [Be(OH)₂ и Al(OH)₃ — амфотерные гидроксиды, Mg(OH)₂ — слабое основание, NaOH и Ca(OH)₂— сильные основания). Гидраты оксидов металлов побочных подгрупп с высшими степенями окисления металла вдоль периода слева направо меняют свои свойства от оснований через амфотерные гидроксиды к кислотам [Cu(OH)₂ — основание, Zn(OH)₂ — амфотерный гидроксид, H₂CrO₄ — кислота).

1.Взаимодействие с простыми веществами неметаллами

1.1. Галогенами

Ca + Cl₂ → CaCl₂ (хлорид)

3 Cl₂ + 2 Fe 2 FeCl₃(хлорид)

1.2. Кислородом

2 Ca + O₂ → 2 CaO (оксид)

4 Li + O₂ 2 Li₂O(оксид)

2 Na + O₂ Na2O2(пероксид)

1.3. Серой

2 Na + S → Na₂S (сульфид)

1.4. Азотом и фосфором

3 Ca + N₂ Ca₃N₂ (нитрид)

3 Ca + 2 P Ca₃P₂ (фосфид)

1.5.Самые активные металлы реагируют с углеродом, кремнием и водородом

6 Na + N₂ 2 Na₃N (нитрид).

Ca + H₂ CaH₂ (гидрид)

Ca + 2 C CaC₂ (карбид)

2.Взаимодействие со сложными веществами. К сложным окислителям относятся вода, кислоты, соли, щелочи.

2.1 С водой

Натрий и кальций вытесняют водород из воды уже при обычных условиях:

2 Na + 2 H₂O ® 2 NaOH + H₂­ Ca + 2 H₂O ® Ca(OH)₂ + H₂­

Например, магний реагирует с водой только при нагревании:

Mg + H₂O MgO + H₂­

2.2. С кислотами

Ca + 2 HCl → CaCl₂ + H₂

2 CH₃COOH + 2 Na → 2 CH₃COONa + H₂

2.3. С солями

Cu + 2 AgNO₃ ® 2 Ag ¯ + Cu(NO₃)₂

2.4.Амфотерные металлы растворяются как в кислотах, так и в щелочах

Ве+ 2NаОН + 2H₂O → Nа₂[Be(OH)₄] +Н₂

Электрохимический ряд напряжения металлов (ряд стандартных электродных потенциалов — см. таблицу на стр.):

Этот ряд показывает относительную легкость перехода металла из состояния простого вещества в водный раствор в виде гидратированного иона. Чем левее в ряду находится металл, тем легче он окисляется, т.е. тем более сильным он является восстановителем. Электрохимический ряд напряжений металлов можно использовать для предсказания свойств металлов и их солей.

Металл, стоящий левее в ряду, может вытеснять все металлы, стоящие правее его из водных растворов их солей:

Fe + CuSO₄ → Cu + FeSO₄

Металлы, стоящие левее магния способны вытеснять водород из воды в обычных условиях:

Са + Н₂О → Са(ОН)₂ + Н₂ ↑

Металлы в интервале от магния до водорода могут вытеснять водород из воды при повышенных температурах:

3 Fe + 4 H₂O → Fe₃O₄ + 4 H₂ ↑

Металлы, стоящие левее водорода в ряду, вытесняют водород из разбавленных растворов кислот (кроме азотной, в которой происходит восстановление азота):

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂ ↑

Взаимодействие металлов с кислотами–окислителями (азотная и концентрированная серная кислоты) также происходит в соответствии с эти рядом.

Платина и золото не реагируют с этими кислотами.

Малоактивные металлы (Pb – Ag) восстанавливают разбавленную азотную кислоту до NO, концентрированную азотную кислоту до NO₂ и концентрированную серную кислоту при нагревании доSO₂/

Металлы средней активности (Cr – Sn) могут восстанавливать разбавленную азотную кислоту до N₂O.

Активные металлы (Zn и другие металлы, стоящие левее его в ряду) могут восстанавливать разбавленную азотную кислоту до N₂ или иона аммония, а серную кислоту средней концентрации до серы или сероводорода.