Гидроксид какого металла обладает наименее выраженными основными свойствами

7.3. 
Общая характеристика металлов 

Металлы – это химические
элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего (а некоторые и
предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.
Типичными металлами являются щелочные и
щелочноземельные металлы, которые характеризуются небольшим (1-2) числом
электронов на внешнем уровне их атомов и легкостью потери электронов, что
отражает низкие значения электроотрицательности.
Алюминий, галлий, бериллий, германий, олово,
свинец и сурьма проявляют уже амфотерные (то есть металлические и
неметаллические – металлоидные) свойства. Подобное поведение характерно и для
большинства элементов побочных подгрупп.
Для атомов металлов характерны небольшие значения
электроотрицательности (от 0,7-1,9) и исключительно восстановительные свойства,
то есть способность отдавать электроны.
В главных подгруппах периодической системы
металлы находятся ниже диагонали бор-астат, а также в побочных подгруппах. В
периодах и главных подгруппах действуют закономерности в изменении
металлических, а значит, восстановительных свойств элементов.

Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от
бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться
элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп), а справа
вверху – элементы-неметаллы. Элементы, расположенные вблизи диагонали (Be, Al,
Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным характером.
К элементам – металлам относятся s – элементы I и II групп, все d- и f –
элементы, а также p- элементы главных подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn,
Pb), V (Sb,Bi) и VI (Po). Наиболее типичные элементы – металлы расположены в
начале периодов (начиная со второго).

Общие свойства металлов.
Виды кристаллических решеток

Кристаллические решетки металлического типа содержат в узлах положительно
заряженные ионы и нейтральные атомы; между ними передвигаются относительно
свободные электроны.

Физические
свойства:

Восстановительная способность. Щелочные металлы на воздухе сразу
окисляются (даже самовоспламеняются), поэтому их хранят под слоем керосина или
парафина. При окислении щелочных металлов, как правило, образуются не оксиды, а
пероксиды металлов:

2Na + O2 = Na2O2

Другие металлы окисляются медленно при
обычной температуре или при нагревании с образованием оксидов:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Серебро, золото и платина не окисляются
даже при нагревании. 
Металлы взаимодействуют при тех или иных условиях с неметаллами:

Fe + S = FeS

Взаимодействие с водой. Активные щелочные и щелочно-земельные
металлы с водой реагируют очень бурно с выделением водорода и образованием
щелочи:

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2

Менее активные металлы вытесняют водород
из воды при нагревании.
Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов за водородом, с
водой не взаимодействуют.
– взаимодействие с кислотами. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее
водорода вытесняют водород из растворов соляной и разбавленной серной кислот:

Zn + HCl = ZnCl2 + H2

При
взаимодействии металлов с азотной и концентрированной серной кислотами водород
никогда не выделяется. В зависимости от активности металла, степени
концентрации кислоты и условий проведения реакции эти кислоты могут
восстанавливаться до соединений, имеющих различную степень окисления. 
При взаимодействии металлов (в зависимости от активности металла) с
концентрированной H2SO4продуктами восстановления серной
кислоты могут быть: SO2, S, H2S. Железо пассивируется. 
Со щелочами могут реагировать металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны
(Zn, Al, Sn). При этом выделяется водород:

Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2

или более точная запись:

Zn +
2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

При взаимодействии металлов с азотной
кислотой водород не выделяется, происходит восстановление N+5. B
зависимости от активности металла и степени разбавления HNO3,
продуктами могут быть: NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3.
Взаимодействие с солями. При взаимодействии с водными
растворами солей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений
металлов левее, восстанавливают металлы, находящиеся в этом ряду правее от них:

Fe + CuSO4 = Cu↓ + FeSO4

Металлы с сильными восстановительными свойствами (Li, Na, K, Ca и
др ) в этих условиях будут восстанавливать водород воды, а не металл
соответствующей соли.
Способы получения металлов:
Пирометаллурия – получение металлов из руд с помощью реакций восстановления,
проводимых при высоких температурах.

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2↑

Восстановление углем (коксом) – проводят если металл совсем не
образует карбидов или образует непрочные карбиды:

Cu2O + C = 2Cu + CO↑

Восстановление металла водородом (применяется в промышленных
масштабах):

MoO3 + 3H2 = Mo + 3H2O

Металлотермия, например алюмотермия:

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr

Гидрометаллургия (получение металлов из растворов их солей):

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

Электрометаллургия – электролиз –
окислительно-восстановительный процесс протекающий при прохождении
электрического тока через раствор или расплав электролита:
2NaCl → 2Na + Cl2↑

Основные промышленные способы получения металлов:

1)   
коксотермия                   
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2

Fe(CO)3 → Fe + 3CO

2)   
алюмотермия                  
Fe2O3 + 2Al → 2Fe + Al2O3

3)   
магнийтермия                 
TiO2 + 2Mg → Ti + 2MgO

4)   
водородотермия             
CuO + H2 → Cu + H2O

2. Электрохимический:

1)    электролиз
расплавов:   NiCl2 → Ni + Cl2

2)    электролиз
растворов:   MnSO4 + 2H2O → Mn + O2­
+ H2­ + H2SO4

3.
Гидрометаллургический:

Cu + 2H2SO4 →
CuSO4 + SO2 +  2H2O

CuSO4 + Fe → Cu +
FeSO4.

Коррозия – это самопроизврольный процесс
разрушения металлов при ввзаимодействии  их с окружающей средой,
например, железо на воздухе: 4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe(OH)3

Коррозия наносит большой ущерб
народному хозяйству. Поэтому с коррозией ведут борьбу.

Существуют следующие методы защиты
металлов от коррозии.

1. Исключение контакта металла с
атмосферой и электролитами. Это может быть достигнуто нанесением защитных покрытий:

а) неметаллических –
специальные лаки, краски, эмали;

б) химических –
покрытий, к которым относятся искуственно создаваемые поверхностные пленки
(оксидные, фосфатные, нитридные и др.);

в) металлических – покрытий,
полученных электрохимическим осаждением на защищаемой детали тонкого слоя
другого металла (хромирование, никелирование, цинкование, лужение и т.д.);

2. Электрохимические методы защиты:

а) протекторная – к
защищаемому металлу присоединяется кусок более активного металла, который и
разрушается в присутствии электролита;

     б) катодная
– металлоконструкции подсоединяются к катоду внешнего источника тока, что
исключает возможность их анодного разрушения.

3. Специальная обработка электролита
или среды, в которой
находится защищаемая конструкция:

а) введение веществ-ингибиторов,
замедляющих коррозию;

б) удаление растворенного воздуха в
воде (деаэрация) – например, в воде, поступающей в котельные установки.

Сплавы состоят из основы (одного или нескольких
металлов), малых добавок, специально вводимых в сплав легирующих и модифицирующих элементов, а также из неудалённых
примесей (природных, технологических и случайных).

Сплавы являются одним из основных конструкционных
материалов. Среди них наибольшее значение имеют сплавы на основе железа и алюминия. В технике применяется более 5 тыс. сплавов.

УПРАЖНЕНИЯ

1. 2 г
сплава меди с алюминием обработали раствором щелочи. Остаток растворили в
разбавленной азотной кислоте, образовавшуюся при этом смесь выделили и
прокалили. Масса остатка после прокаливания составила 0,8 г. Определите
объем израсходованного 40%-го раствора гидроксида натрия (плотность
1,22 г/мл) и содержание металлов в сплаве.

Решение:

Для решения задачи необходимо знать химические
свойства меди и алюминия. Медь обладает металлическими свойствами и не
реагирует со щелочами. С раствором гидроксида натрия будет реагировать только
алюминий, который проявляет амфотерные свойства:

2Al + 2NaOH + 6H2O
= 2Na[Al(OH)4] + H2                      (1)

Остатком является медь, которую растворили в
разбавленной азотной кислоте:

3Cu + 8HNO3 =
3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O                       (2)

После выделения и прокаливания смеси образуется оксид
меди (II):

2Cu(NO3)2 =
2CuO + 4NO2 + O2                                        (3)

Определим массу меди в исходной смеси. Для этого
найдем количество вещества оксида меди (II), по условию задачи его масса
равна 0,8 г:

(моль).

По уравнению (3) 2 моль оксида меди (II)
образуется из 2 моль нитрата меди (II), (соотношение n(CuO)
: n(Cu(NO3)2) = 1 : 1), следовательно,
0,01 моль оксида меди (II) образуется из 0,01 моль нитрата
меди (II). По уравнению (2) из 3 моль меди дает 3 моль нитрата
меди (II) (соотношение n(Cu) : n(Cu(NO3)2)
= 1 : 1), тогда для образования 0,01 моль нитрата меди (II)
необходимо 0,01 моль меди. Количество вещества меди равно 0,01 моль.
Рассчитаем массу меди в исходной смеси:

m = n · M = 0,01 · 64 = 0,64 г.

По условию задача масса смеси равна 2 г,
определим массу алюминия:

m(Al) = m(смеси) – m(Cu) = 2 –
0,64 = 1,36 (г).

Рассчитаем массовые доли металлов в смеси:

 (%);

 (%).

Для определения объема израсходованного раствора
гидроксида натрия, необходимо определить количество вещества NaOH вступившего
во взаимодействие с алюминием. По уравнению реакции (1) 2 моль Al
реагирует с 2 моль NaOH (соотношение n(Al) : n(NaOH)
= 1 : 1). Количество вещества алюминий равно:

 моль,

следовательно, количество вещества n (NaOH)
= 0,05 моль.

Определим массу гидроксида натрия:

m (в-ва) = n · M =
0,05 · 40 = 2 (г).

Вычислим массу раствора гидроксида натрия, зная
массовую долю NaOH в растворе:

(г).

Определим объем раствора 40%-го раствора гидроксида
натрия необходимый для взаимодействия:

(мл).

Ответ: V (p-pa NaOH) = 4,1 мл; ω (Cu) = 32%, ω (Al)
= 68%.

_________________________________________________________________

Решение: 

Запишем уравнение реакции
взаимодействия натрия с водой:

    Из уравнения
следует, что 2 моля натрия (2·23 г) вытесняют из воды 1 моль водорода (22,4 л
при н. у.). Количество вступившего в реакцию натрия можно найти по пропорции

46 г натрия
вытесняет из воды 22,4 л водорода,

а х г натрия
— 0,28 л

х =
46·0,28/22,4 = 0,575 г.

_________________________________________________________________

Решение: 

Железо будет вытеснять металлы из растворов их
солей в такой последовательности:
1) сульфат серебра(I); 2) сульфат меди(II); 3)
сульфат никеля. Остальные металлы вытесняться не будут.

_________________________________________________________________

4.  Железная пластинка массой 18 г была
погружена в раствор сульфата меди(II). Когда она покрылась медью, ее масса
стала равной 20 г. Какая масса железа перешла в раствор?

Решение: 

Составим
уравнение реакции:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.

Обозначим
через х количество вещества (железа и меди) в
моль.
Составим баланс изменения массы веществ для пластинки:

18 – 56х + 64х = 20.

Из этого
уравнения х = 0,25 моль. Следовательно, в раствор
перешло железо массой 14 г
(m(Fe) = x•M(Fe)
= 0,25•56 = 14 г).

_________________________________________________________________

5. Для извлечения
серебра из раствора, содержащего его растворимые соли, раствор прокипятили с
гранулированным цинком, после чего масса металла возросла на 7,5 г. Какое
количество серебра по массе было извлечено из раствора?

Решение: 

2АgA + Zn = ZnA2 + 2Ag,

где А –
одновалентный анион.
Масса пластинки увеличилась за счет того, что в раствор уходил цинк, а
приходило серебро. В математическом виде это можно представить так: –Zn + Ag = m.
Пусть х – количество вещества цинка в моль,
тогда:

–65х + 216х = 7,5 г.

Отсюда х = 0,05 моль. Масса извлеченного
серебра: 0,05•216 = 10,8 г.

_________________________________________________________________

ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ

 –
может реагировать железо? Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном
видах.

Ответы: