|
Реферат: Металлы жизни. Марганец (Химия)
Тверской Государственный Университет
Кафедра неорганической и аналитической химии
СОДЕРЖАНИЕ
1. Марганец - химический элемент. 2
2. Природные ресурсы. 3
3. Получение. 3
4. Марганец - простое вещество и его свойства. 4
5. Соединения Mn (II) 5
6. Соединения Mn (III) 7
7. Соединения марганца в биологических системах 8
8. Применение 9
1. Марганец - химический элемент.
Марганец - d-элемент VII группы периодической системы, с конфигурацией
валентных электронов 3d54s2.
|3d | |4s | |4p |
|( |( |( |( |( | |(( | | | | |
Некоторые сведения об этом элементе приведены ниже:
Атомная масса 54,9380
Валентные электроны 3d54s2
Металлический атомный радиус, нм 0,130
Условный радиус иона Mn2+, нм 0,052
Условный радиус иона Mn7+, нм 0,046
Энергия ионизации Mn0 ( Mn+, эВ 7,44
Содержание в земной коре, мол. доли, % 3,2(10-2
Природные изотопы 55Mn (100%)
В отличие от p-элементов, марганец образует химические связи за счет
орбиталей как внешнего, так и предвнешнего квантовых слоев, за счет 3d-, 4s-
и 4p- орбиталей. Для марганца характерны степени окисления +2, +4 и +7,
что отвечает устойчивой не связывающей электронной конфигурации d5 или d3,
а также d0. Существуют соединения марганца, в которых он проявляет степени
окисления 0,+3, +5 и +6. Для марганца наиболее типичны координационные
числа 6 и 4. Влияние степени окисления и отвечающей ей электронной
конфигурации атома на структуру комплексов (структурных единиц) марганца
показано в таблице 1.
С ростом степени окисления у марганца тенденция к образованию
анионных комплексов возрастает, а катионных падает (усиливается характер их
бинарных соединений).
Таблица 1
Степени окисления и пространственная конфигурация
комплексов (структурных единиц) марганца
|Степень |Электрон|Кооррдин|Пространствен| |
|окислени|-ная |а-ционно|ная |Примеры соединений |
|я |конфигу-|е число |конфигурация | |
| |рация | |комплекса | |
|0 |d7 |6 |Октаэдр |Mn2(CO)10 |
|Степень |Электрон|Кооррдин|Пространствен| |
|окислени|-ная |а-ционно|ная |Примеры соединений |
|я |конфигу-|е число |конфигурация | |
| |рация | |комплекса | |
|+2 |d5 |4 |Тетраэдр |[MnCl4]2- |
| | |6 |Октаэдр |[Mn(OH2)6]2+, [MnF6]4-, |
| | | | |MnO, MnF2, MnCl2, Mn(OH)2 |
|+3 |d4 |6 |Октаэдр |Mn2O3 |
|+4 |d3 |6 |Октаэдр |MnO2 |
|+6 |d1 |4 |Тетраэдр |[MnO4]2- |
Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные
реакции. При этом кислая среда способствует образованию катионных
комплексов Mn (II), а сильнощелочная среда - анионных комплексов Mn (VI). В
нейтральной среде (а также слабокислой и слабощелочной) при окислительно-
восстановительных процессах, образуются производные Mn (IV) (чаще всего
MnO2).
2. Природные ресурсы.
Марганец принадлежит к весьма распространённым элементам, составляя
0,03% от общего числа атомов земной коры. Среди тяжёлых металлов (атомный
вес больше 40), к которым относятся все элементы переходных рядов, марганец
занимает по распространенности в земной коре третье место вслед за железом
и титаном. Небольшие количества марганца содержат многие горные породы.
Вместе с тем, встречаются и скопления его кислородных соединений, главным
образом в виде минерала пиролюзита - MnO2. Большое значение имеют также
минералы гаусманит - Mn3O4 и браунит - Mn2O3.
3. Получение.
Чистый марганец может быть получен электролизом растворов его солей.
Однако, поскольку 90% всей добычи марганца потребляется при изготовлении
различных сплавов на основе железа, из руд обычно выплавляют прямо его
высокопроцентный сплав с железом - ферромарганец (60-90% - Mn и 40-10% -
Fe). Выплавку ферромарганца из смеси марганцовых и железных руд ведут в
электрических печах, причём марганец восстанавливается углеродом по
реакции:
MnO2 + 2C + 301 кДж = 2СО + Mn
Небольшое количество металлического марганца в лаборатории легко
приготовить алюмотермическим методом:
3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3; (H0 = -2519 кДж
4. Марганец - простое вещество и его свойства.
Марганец - серебристо-белый твёрдый хрупкий металл. Известны четыре
кристаллические модификации марганца, каждая из которых термодинамически
устойчива в определённом интервале температур. Ниже 7070 С устойчив (-
марганец, имеющий сложную структуру - в его элементарную ячейку входят 58
атомов. Сложность структуры марганца при температурах ниже 7070 С
обусловливает его хрупкость.
Некоторые физические константы марганца приведены ниже:
Плотность, г/см3 7,44
Т. Пл., 0С 1245
Т.кип., 0С ~2080
S0298, Дж/град(моль 32,0
(Hвозг. 298, кДж/моль. 280
E0298 Mn2+ + 2e = Mn, В -1,78
В ряду напряжений марганец располагается до водорода. Он довольно
активно взаимодействует с разбавленной HCl и H2SO4.В соответствии с
устойчивыми степенями окисления взаимодействие марганца с разбавленными
кислотами приводит к образованию катионного аквокомплекса [Mn(OH2)6]2+:
Mn + 2OH3- + 4H2O = [Mn(OH2)6]2+ + H2
Вследствие довольно высокой активности, марганец легко окисляется, в
особенности в порошкообразном состоянии, при нагревании кислородом, серой,
галогенами. Компактный металл на воздухе устойчив, так как покрывается
оксидной плёнкой (Mn2O3), которая, в свою очередь, препятствует дальнейшему
окислению металла. Ещё более устойчивая плёнка образуется при действии на
марганец холодной азотной кислоты.
Для Mn2+ менее характерно комплексообразование, чем для других d-
элемен-тов. Это связано с электронной конфигурацией d5 иона Mn2+. В
высокоспиновом комплексе электроны заполняют по одному все d-орбитали:
| |t2g |eg |
|Mn2+ |( |( |( |( |( |
В результате, на орбиталях содержатся d-электроны как с высокой, так
и с низкой энергией; суммарный выигрыш энергии, обусловленный действием
поля лигандов, равен нулю.
5. Соединения Mn (II)
Для марганца (II) характерно координационное число шесть, что
соответствует октаэдрическому расположению связей. Соединения Mn (II)
парамагнитны и, за исключением цианидов, содержат пять непарных электронов.
Строение высокоспиновых октаэдрических комплексов Mn (II) соответствует
следующей электронной конфигурации:
[(sсв]2[(pсв]6[(dсв]4[(d]3[(dразр]2
[pic] — — —
[pic] —
[pic] ( (
[pic] ( ( (
[pic] (( ((
[pic] (( (( ((
[pic] ((
Бинарные соединения марганца (II) - кристаллические вещества с
координационной или слоистой решёткой. Например, MnO и MnS имеют структуру
типа NaCl, к структурному типу рутила относится MnF2 (см. рис.1), слоистую
структуру имеют MnCl2, Mn(OH)2 (см. рис.2).
Рис.1. Координационная решётка типа рутила кристалла MnF2
Mn F
Рис.2. Структура слоя MnCl2
Mn Cl
Большинство солей Mn(II) хорошо растворимы в воде. Мало растворимы
MnO, MnS, MnF2, Mn(OH)2, MnCO3 и Mn3(PO4)2. При растворении в воде соли
Mn(II) диссоциируют, образуя аквокомплексы [Mn(OH2)6]2+, придающие
растворам розовую окраску. Такого же цвета кристаллогидраты Mn(II),
например Mn(NO3)2 ( 6H2O, Mn(ClO4)2 ( 6H2O.
По химическим свойствам бинарные соединения Mn(II) амфотерны
(преобладают признаки основных соединений). В реакциях без изменения
степени окисления для них наиболее характерен переход в катионные
комплексы. Так, оксид MnO, как и гидроксид Mn(OH)2, легко взаимодействуют с
кислотами:
MnO + 2OH3+ + 3H2O = [Mn(OH2)6]2+
Со щелочами они реагируют только при достаточно сильном и длительном
нагревании:
Mn(OH)2 + 4OH- = [Mn(OH)6]4-
Из гидроксоманганатов (II) выделены в свободном состоянии
K4[Mn(OH)6], Ba2[Mn(OH)6] (красного цвета) и некоторые другие. Все они в
водных растворах полностью разрушаются. По этой же причине ни металлический
марганец, ни его оксид и гидроксид в обычных условиях со щелочами не
взаимодействуют.
Оксид MnO (серо-зелёного цвета, т.пл. 17800 C) имеет переменный
состав (MnO-MnO1,5), обладает полупроводниковыми свойствами. Его обычно
получают, нагревая MnO2 в атмосфере водорода или термически разлагая MnCO3.
Поскольку MnO с водой не взаимодействует, Mn(OH)2 (белого цвета)
получают косвенным путём - действием щелочи на раствор соли Mn (II):
MnSO4 (р) + 2KOH (р) = Mn(OH)2 (т) + K2SO4 (р)
Кислотные признаки соединения Mn (II) проявляют при взаимодействии с
однотипными производными щелочных металлов. Так, нерастворимый в воде
Mn(CN)2 (белого цвета) за счёт комплексообразования растворяется в
присутствии KCN:
4KCN + Mn(CN)2 = K4[Mn(CN)6] (гексацианоманганат (II))
Аналогичным образом протекают реакции:
4KF + MnF2 = K4[MnF6] (гексафтороманганат (II))
2KCl + MnCl2 = K2[MnCl4] (тетрахлороманганат (II))
Большинство манганатов (II) (кроме комплексных цианидов) в
разбавленных растворах распадается.
При действии окислителей производные Mn (II) проявляют
восстановительные свойства. Так, в щелочной среде Mn(OH)2 легко окисляется
даже молекулярным кислородом воздуха, поэтому осадок Mn(OH)2, получаемый по
обменной реакции, быстро темнеет:
+2 +4
6Mn(OH)2 + O2 = 2Mn2MnO4 + 6H2O
В сильнощелочной среде окисление сопровождается образованием оксоманганатов
(VI) - производных комплекса MnO42-:
+2 +5 +6 -1
3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
сплавление
Сильные окислители, такие, как PbO2 (окисляет в кислой среде), переводят
соединения Mn (II) в оксоманганаты (VII) - производные комплекса MnO-4:
+2 +4 +7 +2 +2
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O
Последняя реакция используется в аналитической практике как качественная
реакция на соединения марганца.
6. Соединения Mn (III)
При нагревании любого оксида или гидроксида марганца до 10000 C
образуются чёрные кристаллы гаусманита Mn3O4. Это шпинель Mn(II)Mn(III)2O4.
При окислении Mn(OH)2 на воздухе образуется гидратированный оксид, при
высушивании которого получается MnO(OH)2.
Ион трёхвалентного марганца в растворе можно получить
электролитическим или персульфатным окислением Mn2+, а также при
восстановлении MnO-4. В высоких концентрациях его получить нельзя,
поскольку он восстанавливается водой. В слабокислых растворах ярко выражена
тенденция к гидролизу и диспропорционированию:
2Mn3+ + 2H2O = Mn2+ + MnO2 (тв.) + 4H+ K ( 109
Темно-коричневый кристаллический ацетилацетонат трехвалентного
марганца легко получается при окислении Mn2+ кислородом или хлором в
щелочном в присутствии ацетилацетона.
Основной ацетат с трехкоординированным атомом кислорода в центре,
который получают действием KMnO4 на ацетат Mn2+ в уксусной кислоте,
окисляет олефины до лактонов. Он используется в промышленности для
окисления толуола в фенол.
Комплексы трех- и четырехвалентного марганца играют, по-видимому,
важную роль в фотосинтезе, где выделение кислорода зависит от наличия
марганца.
7. Соединения марганца в биологических системах
Марганец весьма интересен в биохимическом отношении. Точные анализы
показывают, что он имеется в организмах всех растений и животных.
Содержание его обычно не превышает тысячных долей процента, но иногда
бывает значительно выше. Например, в листьях свёклы содержится до 0,03%, в
организме рыжих муравьёв - до 0,05%, а в некоторых бактериях даже до
нескольких процентов Mn. Опыты с кормлением мышей показали, что марганец
является необходимой составной частью их пищи. В организме человека больше
всего марганца (до 0,0004%) содержит сердце, печень и надпочечники. Влияние
его на жизнедеятельность, по-видимому, очень разнообразно и сказывается
главным образом на росте, образовании крови и функции половых желёз.
В избыточных против нормы количествах марганцовые соединения
действуют как яды, вызывая хроническое отравление. Последнее может быть
обусловлено вдыханием содержащей эти соединения пыли. Проявляется оно в
различных расстройствах нервной системы, причём развивается болезнь очень
медленно.
Марганец принадлежит к числу немногих элементов, способных
существовать в восьми различных состояниях окисления. Однако в
биологических системах реализуются только два из этих состояний: Mn (II) и
Mn (III). Во многих случаях Mn (II) имеет координационное число 6 и
октаэдрическое окружение, но он может также быть пяти- и
семикоординационным (например, в [Mn(OH)2ЭДТА]2-). Часто встречающаяся у
соединений Mn (II) бледно-розовая окраска связана с высокоспиновым
состоянием иона d5, обладающим особой устойчивостью как конфигурация с
наполовину заполненными d-орбиталями. В неводном окружении ион Mn (II)
способен также к тетраэдрической координации. Координационная химия Mn (II)
и Mg (II) обладает известным сходством: оба катиона предпочитают в качестве
лигандов сравнительно слабые доноры, как, например, карбоксильную и
фосфатную группы. Mn (II) может заменять Mg (II) в комплексах с ДНК, причем
процессы матричного синтеза продолжают протекать, хотя и дают иные
продукты.
Незакомплексованный ион Mn (III) неустойчив в водных растворах. Он
окисляет воду, так что при этом образуются Mn (II) и кислород. Зато многие
комплексы Mn (III) вполне устойчивы (например, [Mn(C2O4)3]3- - оксалатный
комплекс); обычно октаэдрическая координация в них несколько искажена
вследствие эффекта Яна - Теллера.
Известно, что фотосинтез в шпинате невозможен в отсутствие Mn (II);
вероятно, то же относится и к другим растениям. В организм человека
марганец попадает с растительной пищей; он необходим для активации ряда
ферментов, например дегидрогеназ изолимонной и яблочной кислот и
декарбоксилазы пировиноградной кислоты.
8. Применение
Марганец играет важную роль и находит широкое применение в
металлургии как добавка к стали, улучшающая её свойства. Поскольку марганец
обладает большим сродством к сере, чем железо ((G0f для MnS и FeS
соответственно равно -218 и -101 кДж/моль), то при введении ферромарганца в
расплавленную сталь растворённая в ней сера связывается в сульфид MnS,
который не растворяется в металле и уходит в шлак. Тем самым
предотвращается образование при затвердевании стали прослоек между
кристаллами из сульфида железа, которые значительно понижают прочность
стали и делают её ломкой, особенно при повышенных температурах. Не
прореагировавший с серой марганец остаётся в стали, что ещё более улучшает
её свойства. Кроме серы, марганец связывает растворённый в стали кислород,
присутствие которого также нежелательно.
Марганцевая сталь имеет повышенную стойкость к ударам и истиранию
(содержание в ней марганца в зависимости от марки составляет 0,3 -14%). В
технике используют много других сплавов марганца. Из сплавов Гейслера (Al -
Mn) изготавливают очень сильные постоянные магниты. Манганин (12% Mn, 3%
Ni, 85% Cu) обладает ничтожно малым температурным коэффициентом
электросопротивления и другими ценными электротехническими свойствами.
Благодаря использованию манганиновых сопротивлений в электроизмерительных
приборах при определении разности потенциалов (( достигается точность 10-4%
и более высокая. Поскольку экспериментальные методы определения многих
физико-химических параметров основаны на измерении ((, точность
установленных физико-химических констант в значительной степени обусловлена
исключительным свойством манганина.
Диоксид марганца MnO2 широко используют в качестве окислителя
(деполяризатора) в химических источниках тока. Перманганат калия применяют
как окислитель во многих органических синтезах, в аналитической химии
(перманганатометрия), в медицине. Соединения марганца входят в состав
многих катализаторов, в частности, содержатся в ускорителях “высыхания”
масляной краски (точнее масло, входящее в состав краски, не высыхает, а
окисляется кислородом воздуха, образуя при этом полимер).
ЛИТЕРАТУРА:
1. Ахметов Н.С., Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1989
2. Некрасов Б.В., Учебник общей химии. - М.: Химия, 1981
3. Коттон Ф., Уилкинсон Дж., Основы неорганической химии. - М.: Мир, 1979
4. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И., Общая и неорганическая химия. - М.:
Химия, 1993
-----------------------
Курсовая работа
студентки 15 группы
Коршуновой Юлии Александровны
“Металлы жизни. Марганец”
Руководитель: к.т.н. Андреева Г.И.
Тверь - 1996.
Реферат на тему: Металлы. Свойства металлов
Реферат по теме: «Металлы. Свойства металлов.»
Ученика 9-г класса
средней школы №9
Агеева Максима.
Учитель:
Белокопытов Ю.С.
Июнь 1999
г.Чехов.
Содержание.
1. Строение атомов металлов. Положение металлов в периодической системе.
Группы металлов..................2
2. Физические свойства металлов....................................3
3. Химические свойства металлов....................................4
4. Коррозия
металлов.........................................................6
5. Понятие о
сплавах..........................................................8
6. Способы получения металлов........................................9
7. Список использованной литературы...........................11
I. Строение атомов металлов. Положение металлов в периодической системе.
Группы металлов.
В настоящее время известно 105 химических элементов, большинство из
них - металлы. Последние весьма распространены в природе и встречаются в
виде различных соединений в недрах земли, водах рек, озер, морей, океанов,
составе тел животных, растений и даже в атмосфере.
По своим свойствам металлы резко отличаются от неметаллов. Впервые
это различие металлов и неметаллов определил М. В. Ломоносов. «Металлы, -
писал он, - тела твердые, ковкие блестящие».
Причисляя тот или иной элемент к разряду металлов, мы имеем в виду
наличие у него определенного комплекса свойств:
1. Плотная кристаллическая структура.
2. Характерный металлический блеск.
3. Высокая теплопроводность и электрическая проводимость.
4. Уменьшение электрической проводимости с ростом температуры.
5. Низкие значения потенциала ионизации, т.е. способность легко
отдавать электроны.
6. Ковкость и тягучесть.
7. Способность к образованию сплавов.
Все металлы и сплавы, применяемые в настоящее время в технике, можно
разделить на две основные группы. К первой из них относят черные металлы -
железо и все его сплавы, в которых оно составляет основную часть. Этими
сплавами являются чугуны и стали. В технике часто используют так называемые
легированные стали. К ним относятся стали, содержащие хром, никель,
вольфрам, молибден, ванадий, кобальт, титан и другие металлы. Иногда в
легированные стали входят 5-6 различных металлов. Методом легирования
получают различные ценные стали, обладающие в одних случаях повышенной
прочностью, в других - высокой сопротивляемостью к истиранию, в третьих -
коррозионной устойчивостью, т.е. способностью не разрушаться под действием
внешней среды.
Ко второй группе относят цветные металлы и их сплавы. Они получили
такое название потому, что имеют различную окраску. Например, медь светло-
красная, никель, олово, серебро - белые, свинец - голубовато-белый, золото
-желтое. Из сплавов в практике нашли большое применение: бронза - сплав
меди с оловом и другими металлами, латунь - сплав меди с цинком, баббит -
сплав олова с сурьмой и медью и др.
Это деление на черные и цветные металлы условно.
Наряду с черными и цветными металлами выделяют еще группу благородных
металлов: серебро, золото, платину, рутений и некоторые другие. Они названы
так потому, что практически не окисляются на воздухе даже при повышенной
температуре и не разрушаются при действии на них растворов кислот и
щелочей.
II. Физические свойства металлов.
С внешней стороны металлы, как известно, характеризуются прежде всего
особым «металлическим» блеском, который обусловливается их способностью
сильно отражать лучи света. Однако этот блеск наблюдается обыкновенно
только в том случае, когда металл образует сплошную компактную массу.
Правда, магний и алюминий сохраняют свой блеск, даже будучи превращенными в
порошок, но большинство металлов в мелкораздробленном виде имеет черный
или темно-серый цвет. Затем типичные металлы обладают высокой тепло- и
электропроводностью, причем по способности проводить тепло и ток
располагаются в одном и том же порядке: лучшие проводники - серебро и медь,
худшие - свинец и ртуть. С повышением температуры электропроводность
падает, при понижении температуры, наоборот, увеличивается.
Очень важным свойством металлов является их сравнительно легкая
механическая деформируемость. Металлы пластичны, они хорошо куются,
вытягиваются в проволоку, прокатываются в листы и т.п.
Характерные физические свойства металлов находятся в связи с
особенностями их внутренней структуры. Согласно современным воззрениям,
кристаллы металлов состоят из положительно заряженных ионов и свободных
электронов, отщепившихся от соответствующих атомов. Весь кристалл можно
себе представить в виде пространственной решетки, узлы которой заняты
ионами, а в промежутках между ионами находятся легкоподвижные электроны.
Эти электроны постоянно переходят от одних атомов к другим и вращаются
вокруг ядра то одного, то другого атома. Так как электроны не связаны с
определенными ионами, то уже под влиянием небольшой разности потенциалов
они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е. возникает
электрический ток.
Наличием свободных электронов обусловливается и высокая
теплопроводность металлов. Находясь в непрерывном движении, электроны
постоянно сталкиваются с ионами и обмениваются с ними энергией. Поэтому
колебания ионов, усилившиеся в данной части металла вследствие нагревания,
сейчас же передаются соседним ионам, от них - следующим и т.д., и тепловое
состояние металла быстро выравнивается; вся масса металла принимает
одинаковую температуру.
По плотности металлы условно подразделяются на две большие группы:
легкие металлы, плотность которых не больше 5 г/см3, и тяжелые металлы -
все остальные. Плотность, а также температуры плавления некоторых металлов
приведены в таблице №1.
Таблица №1
Плотность и температура плавления некоторых металлов.
|Название |Атомный вес |Плотность, |Температура |
| | |г/см3 |плавления, C |
|Легкие металлы.| | | |
|Литий |6,939 |0,534 |179 |
|Калий |39,102 |0,86 |63,6 |
|Натрий |22,9898 |0,97 |97,8 |
|Кальций |40,08 |1,55 |850 |
|Магний |24,305 |1,74 |651 |
|Цезий |132,905 |1,90 |28,5 |
|Алюминий |26,9815 |2,702 |660,1 |
|Барий |137,34 |3,5 |710 |
|Тяжелые металлы| | | |
|Цинк |65,37 |7,14 |419 |
|Хром |51,996 |7,16 |1875 |
|Марганец |54,9380 |7,44 |1244 |
|Олово |118,69 |7,28 |231,9 |
|Железо |55,847 |7,86 |1539 |
|Кадмий |112,40 |8,65 |321 |
|Никель |58,71 |8,90 |1453 |
|Медь |63,546 |8,92 |1083 |
|Висмут |208,980 |9,80 |271,3 |
|Серебро |107,868 |10,5 |960,8 |
|Свинец |207,19 |11,344 |327,3 |
|Ртуть |200,59 |13,546 |-38,87 |
|Вольфрам |183,85 |19,3 |3380 |
|Золото |196,967 |19,3 |1063 |
|Платина |195,09 |21,45 |1769 |
|Осмий |190,2 |22,5 |2700 |
Частицы металлов, находящихся в твердом и жидком состоянии, связаны
особым типом химической связи - так называемой металлической связью. Она
определяется одновременным наличием обычных ковалентных связей между
нейтральными атомами и кулоновским притяжением между ионами и свободными
электронами. Таким образом, металлическая связь является свойством не
отдельных частиц, а их агрегатов.
III. Химические свойства металлов.
Основным химическим свойством металлов является способность их атомов
легко отдавать свои валентные электроны и переходить в положительно
заряженные ионы. Типичные металлы никогда не присоединяют электронов; их
ионы всегда заряжены положительно.
Легко отдавая при химических реакциях свои валентные электроны,
типичные металлы являются энергичными восстановителями.
Способность к отдаче электронов проявляется у отдельных металлов
далеко не в одинаковой степени. Чем легче металл отдает свои электроны, тем
он активнее, тем энергичнее вступает во взаимодействие с другими
веществами.
Опустим кусочек цинка в раствор какой-нибудь свинцовой соли. Цинк
начинает растворяться, а из раствора выделяется свинец. Реакция выражается
уравнением:
Zn + Pb(NO3)2 = Pb + Zn(NO3)2
Из уравнения следует, что эта реакция является типичной реакцией
окисления-восстановления. Сущность ее сводится к тому, что атомы цинка
отдают свои валентные электроны ионам двухвалентного свинца, тем самым
превращаясь в ионы цинка, а ионы свинца восстанавливаются и выделяются в
виде металлического свинца. Если поступить наоборот, то есть погрузить
кусочек свинца в раствор цинковой соли, то никакой реакции не произойдет.
Это показывает, что цинк более активен, чем свинец, что его атомы легче
отдают, а ионы труднее присоединяют электроны, чем атомы и ионы свинца.
Вытеснение одних металлов из их соединений другими металлами впервые
было подробно изучено русским ученым Бекетовым, расположившим металлы по их
убывающей химической активности в так называемый «вытеснительный ряд». В
настоящее время вытеснительный ряд Бекетова носит название ряда напряжений.
В таблице №2 представлены значения стандартных электродных
потенциалов некоторых металлов. Символом Me+/Me обозначен металл Me,
погруженный в раствор его соли. Стандартные потенциалы электродов,
выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак «-», а
знаком «+» отмечены стандартные потенциалы электродов, являющихся
окислителями.
Таблица №2
Стандартные электродные потенциалы металлов.
|Электрод |Е0,В |Электрод |Е0,В |
|Li+/Li |-3,02 |Co2+/Co |-0,28 |
|Rb+/Rb |-2,99 |Ni2+/Ni |-0,25 |
|K+/K |-2,92 |Sn2+/Sn |-0,14 |
|Ba2+/Ba |-2,90 |Pb2+/Pb |-0,13 |
|Sr2+ /Sr |-2,89 |H+/1/2H2 |0,00 |
|Ca2+/Ca |-2,87 |Sb3+/Sb |+0,20 |
|Na+/Na |-2,71 |Bi3+/Bi |+0,23 |
|La3+/La |-2,37 |Cu2+/Cu |+0,34 |
|Mg2+/Mg |-2,34 |Cu+/Cu |+0,52 |
|Al3+/Al |-1,67 |Ag+/Ag |+0,80 |
|Mn2+/Mn |-1,05 |Pd2+/Pd |+0,83 |
|Zn2+/Zn |-0,76 |Hg2+/Hg |+0,86 |
|Cr3+/Cr |-0,71 |Pt2+/Pt |+1,20 |
|Fe2+/Fe |-0,44 |Au3+/Au |+1,42 |
|Cd2+/Cd |-0,40 | | |
Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных
электродных потенциалов, и образуют электрохимический ряд напряжений
металлов: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni,
Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1. Чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его
восстановительная способность.
2. Каждый металл способен вытеснять(восстанавливать) из растворов солей
те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него.
3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный
потенциал, то есть находящиеся в ряду напряжений левее водорода,
способны вытеснять его из растворов кислот.
Необходимо отметить, что представленный ряд характеризует поведение
металлов и их солей только в водных растворах и при комнатной температуре.
Кроме того, нужно иметь ввиду, что высокая электрохимическая активность
металлов не всегда означает его высокую химическую активность. Например,
ряд напряжений начинается литием, тогда как более активные в химическом
отношении рубидий и калий находятся правее лития. Это связано с
исключительно высокой энергией процесса гидратации ионов лития по сравнению
с ионами других щелочных металлов.
IV. Коррозия металлов.
Почти все металлы, приходя в соприкосновение с окружающей их
газообразной или жидкой средой, более или менее быстро подвергаются с
поверхности разрушению. Причиной его является химическое взаимодействие
металлов с находящимися в воздухе газами, а также водой и растворенными в
ней веществами.
Всякий процесс химического разрушения металлов под действием
окружающей среды называют коррозией.
Проще всего протекает коррозия при соприкосновении металлов с газами.
На поверхности металла образуются соответствующие соединения: оксиды,
сернистые соединения, основные соли угольной кислоты, которые нередко
покрывают поверхность плотным слоем, защищающим металл от дальнейшего
воздействия тех же газов.
Иначе обстоит дело при соприкосновении металла с жидкой средой -
водой и растворенными в ней веществами. Образующиеся при этом соединения
могут растворяться, благодаря чему коррозия распространяется дальше вглубь
металла. Кроме того, вода, содержащая растворенные вещества, является
проводником электрического тока, вследствие чего постоянно возникают
электрохимические процессы, которые являются одним из главных факторов,
обуславливающих и ускоряющих коррозию.
Чистые металлы в большинстве случаев почти не подвергаются коррозии.
Даже такой металл, как железо, в совершенно чистом виде почти не ржавеет.
Но обыкновенные технические металлы всегда содержат различные примеси, что
создает благоприятные условия для коррозии.
Убытки, причиняемые коррозией металлов, огромны. Вычислено, например,
что вследствие коррозии ежегодно гибнет такое количество стали, которое
равно приблизительно четверти всей мировой добычи его за год. Поэтому
изучению процессов коррозии и отысканию наилучших средств ее предотвращения
уделяется очень много внимания.
Способы борьбы с коррозией чрезвычайно разнообразны. Наиболее простой
из них заключается в защите поверхности металла от непосредственного
соприкосновения с окружающей средой путем покрытия масляной краской, лаком,
эмалью или, наконец, тонким слоем другого металла. Особый интерес с
теоретической точки зрения представляет покрытие одного металла другим.
К ним относятся: катодное покрытие, когда защищающий металл стоит в
ряду напряжений правее защищающего (типичным примером может служить
луженая, то есть покрытая оловом, сталь); анодное покрытие, например,
покрытие стали цинком.
Для защиты от коррозии целесообразно покрывать поверхность металла
слоем более активного металла, чем слоем менее активного. Однако другие
соображения нередко заставляют применять также покрытия из менее активных
металлов.
На практике чаще всего приходится принимать меры к защите стали как
металла, особенно подверженного коррозии. Кроме цинка, из более активных
металлов для этой цели иногда применяют кадмий, действующий подобно цинку.
Из менее активных металлов для покрытия стали чаще всего используют олово,
медь, никель.
Покрытые никелем стальные изделия имеют красивый вид, чем объясняется
широкое распространение никелирования. При повреждении слоя никеля коррозия
проходит менее интенсивно, чем при повреждении слоя меди (или олова), так
как разность потенциалов для пары никель-железо гораздо меньше, чем для
пары медь-железо.
Из других способов борьбы с коррозией существует еще способ
протекторов, заключающийся в том, что защищаемый металлический объект
приводится в контакт с большой поверхностью более активного металла. Так, в
паровые котлы вводят листы цинка, находящиеся в контакте со стенками котла
и образующие с ними гальваническую пару.
V. Понятие о сплавах.
Характерной особенностью металлов является их способность
образовывать друг с другом или с неметаллами сплавы. Чтобы получить сплав,
смесь металлов обычно подвергают плавлению, а затем охлаждают с различной
скоростью, которая определяется природой компонентов и изменением характера
их взаимодействия в зависимости от температуры. Иногда сплавы получают
спеканием тонких порошков металлов, не прибегая к плавлению (порошковая
металлургия). Итак сплавы - это продукты химического взаимодействия
металлов.
Кристаллическая структура сплавов во многом подобна чистым металлам,
которые, взаимодействуя друг с другом при плавлении и последующей
кристаллизации, образуют: а) химические соединения, называемые
интерметаллидами; б) твердые растворы; в) механическую смесь кристаллов
компонентов.
Тот или иной тип взаимодействия определяется соотношением энергии
взаимодействия разнородных и однородных частиц системы, то есть
соотношением энергий взаимодействия атомов в чистых металлах и сплавах.
Современная техника использует огромное число сплавов, причем в
подавляющем большинстве случаев они состоят не из двух, а из трех, четырех
и большего числа металлов. Интересно, что свойства сплавов часто резко
отличаются от свойств индивидуальных металлов, которыми они образованы.
Так, сплав, содержащий 50% висмута, 25% свинца, 12,5% олова и 12,5% кадмия,
плавится всего при 60,5 градусах Цельсия, в то время как компоненты сплава
имеют соответственно температуры плавления 271, 327, 232 и 321 градус
Цельсия. Твердость оловянной бронзы (90% меди и 10% олова) втрое больше,
чем у чистой меди, а коэффициент линейного расширения сплавов железа и
никеля в 10 раз меньше, чем у чистых компонентов.
Однако некоторые примеси ухудшают качество металлов и сплавов.
Известно, например, что чугун (сплав железа и углерода) не обладает той
прочностью и твердостью, которые характерны для стали. Помимо углерода, на
свойства стали влияют добавки серы и фосфора, увеличивающие ее хрупкость.
Среди свойств сплавов наиболее важными для практического применения
являются жаропрочность, коррозионная стойкость, механическая прочность и
др. Для авиации большое значение имеют легкие сплавы на основе магния,
титана или алюминия, для металлообрабатывающей промышленности - специальные
сплавы, содержащие вольфрам, кобальт, никель. В электронной технике
применяют сплавы, основным компонентом которых является медь. Сверхмощные
магниты удалось получить, используя продукты взаимодействия кобальта,
самария и других редкоземельных элементов, а сверхпроводящие при низких
температурах сплавы - на основе интерметаллидов, образуемых ниобием с
оловом и др.
VI. Способы получения металлов.
Огромное большинство металлов находится в природе в виде соединений с
другими элементами.
Только немногие металлы встречаются в свободном состоянии, и тогда
они называются самородными. Золото и платина встречаются почти
исключительно в самородном виде, серебро и медь - отчасти в самородном
виде; иногда попадаются также самородные ртуть, олово и некоторые другие
металлы.
Добывание золота и платины производится или посредством механического
отделения их от той породы, в которой они заключены, например промывкой
воды, или путем извлечения их из породы различными реагентами с последующим
выделением металла из раствора. Все остальные металлы добываются химической
переработкой их природных соединений.
Минералы и горные породы, содержащие соединения металлов и пригодные
для получения этих металлов заводским путем, носят название руд. Главными
рудами являются оксиды, сульфиды и карбонаты металлов.
Важнейший способ получения металлов из руд основан на восстановлении
их оксидов углем.
Если, например, смешать красную медную руду (куприт) Cu2O с углем и
подвергнуть сильному накаливанию, то уголь, восстанавливая медь,
превратится в оксид углерода(II), а медь выделится в расплавленном
состоянии:
Cu2O + C = 2Cu + CO
Подобным же образом производится выплавка чугуна их железных руд,
получение олова из оловянного камня SnO2 и восстановление других металлов
из оксидов.
При переработке сернистых руд сначала переводят сернистые соединения
в кислородные путем обжигания в особых печах, а затем уже восстанавливают
полученные оксиды углем. Например:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
ZnO + C = Zn + CO
В тех случаях, когда руда представляет собой соль угольной кислоты,
ее можно непосредственно восстанавливать углем, как и оксиды, так как при
нагревании карбонаты распадаются на оксид металла и двуокись углерода.
Например:
ZnCO3 = ZnO + CO2
Обычно руды, кроме химического соединения данного металла, содержат
еще много примесей в виде песка, глины, известняка, которые очень трудно
плавятся. Чтобы облегчить выплавку металла, к руде примешивают различные
вещества, образующие с примесями легкоплавкие соединения - шлаки. Такие
вещества называются флюсами. Если примесь состоит из известняка, то в
качестве флюса употребляют песок, образующий с известняком силикат кальция.
Наоборот, в случае большого количества песка флюсом служит известняк.
Во многих рудах количество примесей (пустой породы) так велико, что
непосредственная выплавка металлов из этих руд является экономически
невыгодной. Такие руды предварительно «обогащают», то есть удаляют из них
часть примесей. Особенно широким распространением пользуется флотационный
способ обогащения руд (флотация), основанный на различной смачиваемости
чистой руды и пустой породы.
Техника флотационного способа очень проста и в основном сводится к
следующему. Руду, состоящую, например, из сернистого металла и силикатной
пустой породы, тонко измельчают и заливают в больших чанах водой. К воде
прибавляют какое-нибудь малополярное органическое вещество, способствующее
образованию устойчивой пены при взбалтывании воды, и небольшое количество
специального реагента, так называемого «коллектора», который хорошо
адсорбируется поверхностью флотируемого минерала и делает ее неспособной
смачиваться водой. После этого через смесь снизу пропускают сильную струю
воздуха, перемешивающую руду с водой и прибавленными веществами, причем
пузырьки воздуха окружаются тонкими масляными пленками и образуют пену. В
процессе перемешивания частицы флотируемого минерала покрываются слоем
адсорбированных молекул коллектора, прилипают к пузырькам продуваемого
воздуха, поднимаются вместе с ними кверху и остаются в пене; частицы же
пустой породы, смачивающиеся водой, оседают на дно. Пену собирают и
отжимают, получая руду с значительно большим содержанием металла.
Для восстановления некоторых металлов из их оксидов применяют вместо
угля водород, кремний, алюминий, магний и другие элементы.
Процесс восстановления металла из его оксида с помощью другого
металла называется металлотермией. Если, в частности, в качестве
восстановителя применяется алюминий, то процесс носит название
алюминотермии.
Очень важным способом получения металлов является также электролиз.
Некоторые наиболее активные металлы получаются исключительно путем
электролиза, так как все другие средства оказываются недостаточно
энергичными для восстановления их ионов.
Список использованной литературы.
1. «Основы общей химии». Ю.Д.Третьяков, Ю.Г.Метлин. Москва «Просвещение»
1980 г.
2. «Общая химия». Н.Л.Глинка. Издательство «Химия», Ленинградское отделение
1972 г.
3. «Отчего и как разрушаются металлы». С.А.Балезин. Москва «Просвещение»
1976 г.
4. «Пособие по химии для поступающих в вузы». Г.П.Хомченко. 1976 г.
5. «Книга для чтения по неорганической химии».
Часть 2. Составитель В.А.Крицман. Москва «Просвещение» 1984 г.
6. «Химия и научно-технический прогресс». И.Н.Семенов, А.С.Максимов,
А.А.Макареня. Москва «Просвещение» 1988г.
| |
