2. распространенность и состояние металлов

Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Братский государственный университет»
Т. А. Донская
М. А. Варданян
С. Ф. Лапина
Н. П. Космачевская
МЕТАЛЛЫ
Учебное пособие
Братск 2008
УДК 540
Донская Т. А. Металлы: учеб. пособие / Т. А. Донская, М. А. Варданян, С. Ф. Лапина, Н. П. Космачевская. – Братск: ГОУ ВПО «БрГУ», 2008. –
65 с.
Учебное пособие соответствует требованиям Государственного образовательного стандарта по дисциплине «Химия». Рассмотрены общие
вопросы химии металлов: распространенность в природе и способы получения, электронное строение и кристаллические решетки, физические
свойства и химическая активность, сущность коррозионных процессов
и окислительно-восстановительные способности. Приводятся способы
решения типовых задач, контрольные вопросы и задания.
Предназначено для оказания помощи студентам инженернотехнических специальностей при изучении раздела «Реакционная способность веществ».
Библиогр. 6 назв. Ил. 4. Табл.9.
Рецензент: Корчевин Н. А., д-р хим. наук; зав. кафедрой БЖД и экологии Иркутского государственного университета путей сообщения
 ГОУ ВПО «БрГУ», 2008
 Варданян М.А. Донская Т.А.,
Лапина С.Ф., Космачевская Н.П., 2008
2
ВВЕДЕНИЕ
В подготовке специалистов различных профилей очень важную роль играют фундаментальные науки, и в том числе химия.
Химическая подготовка современного специалиста заключается не
в накоплении фактических сведений о свойствах различных материалов, не в запоминании технологических рекомендаций, а в создании химического мышления, помогающего решать самые разнообразные научно-практические задачи.
Данное учебное пособие предназначено для оказания помощи
студентам при изучении раздела «Реакционная способность веществ».
В пособии излагаются важнейшие теоретические вопросы, касающиеся химии металлов: распространенность в природе, способы получения, особенности электронного строения, природа химической связи, строение кристаллических решеток, окислительновосстановительные свойства.
Подробно рассмотрены способы решения задач по изучаемой
теме и даны аналогичные задачи для тестового контроля. При
решении задач происходит более глубокое и полное усвоение
учебного материала, вырабатываются навыки практического применения имеющихся знаний, развиваются способности к самостоятельной работе, происходит формирование умения логически мыслить, использовать приемы анализа и синтеза.
По мере знакомства с материалом пособия студенты углубят
свои знания о химических свойствах металлов, и, в частности, об
их отношении к неметаллам, воде, концентрированным и разбавленным кислотам, растворам кислот и щелочей, к комплексным
соединениям, научатся связывать изучаемый в аудитории материал
с результатами собственных лабораторных наблюдений.
Пособие не только окажет помощь студентам при изучении
курса «Химии», но и будет способствовать фундаментальному
усвоению ими в дальнейшем таких важных дисциплин, как «Материаловедение», «Электротехнические материалы».
3
1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ
Проводники электрического тока бывают 2 типов:
 проводники первого рода или проводники с электронной проводимостью, к которым относятся все металлы;
 проводники второго рода обладающие ионной проводимостью и представленные растворами и расплавами
электролитов.
Очень важное значение для техники имеют металлы. Физикохимические свойства металлов определяют возможности их использования в качестве основных конструкционных материалов в
промышленности.
Металлами, с точки зрения химии, называются химические
элементы, атомы которых склонны отдавать свои электроны.
Большинство химических элементов (более 80) являются металлами: к ним относятся s-, d- и f-элементы, а также некоторые pэлементы. Все характерные металлические признаки обусловлены
электронным строением и строением кристаллических решеток
металлов.
1.1. Положение металлов в периодической системе
и их электронное строение
Если в Периодической системе условно провести диагональ от
бора к астату, то металлы будут находиться слева от неё.
В первом периоде металлов нет, во втором периоде находятся
металлы Li, Be, в третьем периоде – Na, Mg, Al, четвертый период
состоит из металлов, за исключением As, Se, Br, Kr, в пятом периоде все металлы кроме Tc, I, Xe, в шестом периоде все металлы,
кроме At, Rn, седьмой период – занят исключительно металлами.
Так как у металлов главных подгрупп первой и второй групп
электроны заполняют s-орбитали внешних уровней, то они относятся к семейству s-металлов. Электронную конфигурацию sметаллов можно представить ns1–2, где n – номер внешнего энергетического уровня. Например, электронная формула атома натрия
имеет вид 1s22s22p63s1, а соответствующая ей графическая формула
4
1
s
↑↓
2
p
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
d
3
↑
Металлы главной подгруппы 1 группы называют щелочными
металлами. Это название они получили потому, что их гидроксиды
известны как щелочи. Металлы главной подгруппы 2 группы Ca,
Sr, Ba – называют щелочноземельными. Атомы s-металлов легко
теряют электроны внешнего слоя, превращаются в ионы и принимают электронную конфигурацию атомов ближайшего благородного газа.
Например, атом Na, отдавая один электрон, превращается
в ион Na+.
Электронная конфигурация иона натрия Na+ 1s22s22p6 соответствует конфигурации инертного газа неона 10Ne 1s22s22p6.
Внешние занятые электронами s- и p-орбитали создают вокруг
себя плотные электронные облака, которые практически не деформируются под влиянием других частиц. Такие катионы называют
жесткими.
Алюминий открывает семейство p-металлов, т. к. на внешней
орбитали его появляется первый p-электрон. Электронная формула
p-металлов: …ns2p1–3. Например, атому алюминия 13Al
1s22s22p63s23p1, соответствует графическая формула:
s
1 ↑↓
p
2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
d
3 ↑↓ ↑
Р-металлы находятся в главных подгруппах третьей, четвертой, пятой групп. Это Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Bi.
В четвертом периоде после 4s-орбитали согласно правилу
Клечковского начинается заполнение 3d-орбиталей.
5
Скандий – первый d-металл. Его электронная конфигурация и
графическая формула следующие 1s22s22p63s23p64s23d1
s
1 ↑↓
p
2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
d
3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
4
↑↓
Общая формула d-металлов: …ns2 (n – 1) d1–10
Все элементы d-семейства – это металлы. Они образуют побочные подгруппы всех групп периодической системы. d-металлы
принадлежат к переходным элементам. Особенность построения
электронных оболочек этих металлов по сравнению с предшествующими заключается в том, что при переходе к каждому последующему d-элементу новый электрон появляется не на внешней,
а на второй снаружи электронной оболочке. При отрыве внешних
s-электронов атомы d-металлов превращаются в ионы. Во внешних оболочках ионов d-металлов находятся d-облака, которые являются более диффузными и легче деформируются под влиянием
внешних электрических полей. Такие ионы называют мягкими.
Мягкие катионы взаимодействуют с окружающими их частицами
сильнее, чем жесткие.
В шестом периоде после заполнения орбитали 6s-подуровня
атома бария электроны должны поступать на 4f-орбиталь. Однако у
лантана имеет место отступление от правила Клечковского. И у него
появляется не 4f, а 5d-электрон. И электронная структура лантана
соответствует формуле 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p65d16s2.
Однако уже со следующего за лантаном элемента церия действительно начинается застройка 4f-подуровня, на который переходит электрон с 5d-подуровня, имевшийся в атоме лантана.
Расположенные в этой части шестого периода элементы относятся
к f-металлам и называют лантаноидами. Характерной особенностью построения их электронных оболочек является то, что новые
электроны занимают место в третьем снаружи электронном слое.
Электронная формула ns2 (n – 2) f1–14. f-элементы характеризуются
отсутствием существенных различий в структуре внешней и
6
предвнешней электронных оболочек. Поэтому лантаноиды имеют
сходство с лантаном и расположены в одной с ними подгруппе.
После четырнадцати f-элементов шестого периода возобновляется заполнение d-орбиталей предвнешнего уровня.
Седьмой, пока незавершенный период системы элементов построен аналогично шестому. В электронной структуре элемента
актиния Ас так же прослеживается отступление от правила Клечковского. Следующие за актинием f-элементы (начиная с Th) имеют сходство с ним и называются актиноидами.
Некоторые d-металлы имеют частные особенности электронной структуры. Например, атом меди за счет «проскока» одного из
4s-электронов на 3d-подуровень имеет следующее электронное
строение 1s22s22p63s23p63d104s1, соответствующее графической
формуле:
s
1 ↑↓
p
2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
d
3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
4
↑
Аналогичный «проскок» с внешнего s- на предвнешний
d-подуровень предыдущего слоя происходит в атомах Ag, Au, Cr,
Mo. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью или наполовину занятым энергетическим подуровням.
Например, Cr за счет «проскока» электрона имеет электронную формулу 1s22s22p63s23p63d54s1, которой соответствует следующая графическая формула:
s
1 ↑↓
p
2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
d
3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
4
↑
7
Анализ электронных структур атомов металлов показывает,
что все металлы характеризуются небольшим числом электронов и
большим количеством свободных орбиталей на внешних энергетических уровнях.
1.2. Природа химической связи в металлах
Существенные сведения относительно природы химической
связи в металлах можно получить на основании двух характерных
особенностей, отличающих их от ковалентных и ионных соединений. Металлы, во-первых, отличаются высокой электро- и теплопроводностью. Во-вторых, в обычных условиях являются кристаллическими веществами, структуры которых характеризуются
высокими координационными числами (т. е. связями между большим количеством атомов). Все это показывает, что в металлах имеет место особый тип химической связи. Ее называют металлической. Для описания металлической связи лучше всего подходит
метод молекулярных орбиталей.
Исходные положения этого метода заключаются в следующем:
1. Все молекулы рассматриваются как единое целое: при взаимодействии двух атомов вместо исходных атомных орбиталей (АО)
образуются две молекулярные орбитали (МО), отвечающие разным
уровням энергии. Если взаимодействуют три атома, то образуются
три МО, принадлежащих трем атомам. С ростом числа взаимодействующих атомов увеличивается число делокализованных МО.
2. Все электроны являются общими для всех атомов, они перемещаются с АО на МО. Заполнение МО происходит в соответствии с принципами и правилами, по которым заполняются АО
(принцип минимума энергии и т. д.)
Как видно из рис. 1, с ростом числа взаимодействующих атомов возрастает число разрешенных энергетических состояний, а
расстояния между соседними энергетическими уровнями уменьшаются.
При взаимодействии большого количества атомов (а в макроскопическом кристалле металла находится порядка 61024 атомов)
расстояние между молекулярными орбиталями соседних атомов
ничтожно мало, энергии их настолько мало отличаются, что обра8
гия
Энергия
зуются практически непрерывная энергетическая зона, и переход
атомов на ближайший более высокий уровень может осуществляться при затрате ничтожно малой энергии. Если такой ближайший уровень не занят электронами, то находящийся на предшествующем уровне электрон ведет себя как свободный, он может
перемещаться по кристаллу, т.е. электрон становится делокализованным.
1
2
4
8
Число атомов
N
Рис. 1. Схема образования энергетических уровней МО
при увеличении числа взаимодействующих атомов
В кристалле какого-нибудь щелочного металла, например калия, атомные орбитали внутренних электронных оболочек практически не перекрываются. Можно считать, что в этом случае непрерывная энергетическая зона создается только за счет орбиталей
внешней электронной оболочки. В кристалле, содержащем N атомов, из исходных s-АО внешней электронной оболочки образуется
энергетическая зона, содержащая N уровней (рис. 2). В этой зоне
размещаются N внешних s-электронов атомов щелочного элемента, которые занимают N/2 энергетических уровня (по 2 на каждом
уровне). Совокупность этих занятых валентными электронами
уровней называется валентной зоной. В рассматриваемом случае
валентная зона занимает лишь половину имеющихся энергетических уровней. Остальные уровни остаются незаполненными, образуя зону проводимости (рис. 2).
Здесь, в непосредственной близости от верхних занятых уровней имеются свободные уровни, на которые могут переходить
электроны под действием электрического поля. Это и создает возможность переноса тока электронами, обеспечивая электрическую
проводимость металла. В кристалле элементов главной подгруппы
второй группы (например, кальция) из исходных s-АО внешних
9
энергетических уровней атомов также образуется зона, состоящая
из N уровней. Но, поскольку здесь каждый атом обладает двумя
внешними s-электронами, то в этой зоне должно разместиться 2 N
электронов, так что все ее уровни окажутся полностью занятыми.
Однако при взаимодействии атомов металла перекрываются не
только внешние s-орбитали, но и внешние p-орбитали. В результате также образуется непрерывная энергетическая зона, незаполненная электронами. При этом зоны, образованные s- и p-орбиталями,
перекрываются (рис. 3), так что и в этом случае зона проводимости,
содержащая свободные энергетические уровни, непосредственно
примыкает к валентной зоне.
1
1
2
2
Рис. 2. Схема заполнения электронами энергетических уровней в кристалле щелочного
металла:
Рис. 3. Схема заполнения электронами
энергетических уровней в кристалле элемента главной подгруппы второй группы:
1 – незанятые уровни (зона
проводимости);
2 – занятые уровни (валентная
зона)
1 – зона проводимости, образованная из исходных внешних
p-орбиталей;
2 – валентная зона, образованная
из исходных внешних s-орбиталей
На рис. 2 и 3 изображена граница между валентной зоной
и зоной проводимости. В действительности эта граница размыта;
вследствие теплового движения электроны могут переходить
с верхних уровней валентной зоны на нижние уровни зоны проводимости.
Рассмотренная картина электронного строения твердых металлов показывает, что валентные электроны, осуществляющие
химическую связь принадлежат всему кристаллу металла, и они
10
способны свободно перемещаться в объеме кристалла. Такую в
высшей степени делокализованную химическую связь и называют
металлической. Металл можно рассматривать как плотно упакованную структуру из катионов, связанных друг с другом делокализованными электронами – электронным газом.
1.3. Строение кристаллических решеток металлов
Важнейшие свойства металлов тесно связаны со строением их
кристаллических решеток. У металлов встречаются структуры трех
следующих типов: гранецентрированная кубическая (ГЦК), гексагональная (Г), объемноцентрированная кубическая (ОЦК).
а
б
в
Рис. 4. Виды основных кристаллических решеток металлов:
а – объемноцентрированная кубическая;
б – гранецентрированная кубическая;
в – гексагональная
Объемноцентрированная кубическая решетка имеется в металлах: Li, Na, K, V, Cr, Fe при температурах до 911 и от 139° до
плавления у Pb, W и др.; гранецентрированная кубическая – Al, Ca,
Fe при температурах от 911 до 1 392 °С, Ni, Cu, Ag, Au и др. Гексагональная характерна для Be, Mg, Cd, Co, Zn и др.
Атомы металлов в металлическом кристалле образуют плотноупакованные структуры, где не обнаруживается никакой видимой связи с их валентностью. Удерживаются атомы в едином кристалле за счет металлической связи. Кристаллическая решетка
металла состоит из его ионов и подвижных электронов. Взаимодействие ионов решетки с «электронной решеткой» и обеспечивает
прочность кристалла.
При образовании ОЦК решетки, которая свойственна, например, металлическому натрию, атом, имея один валентный электрон
11
образует металлическую связь с другими атомами. В то же время
остальные его валентные орбитали являются вакантными. Избыток
числа орбиталей над числом электронов приводит к образованию
такой структуры, когда каждый атом натрия «создает» у себя
устойчивую восьми – электронную оболочку благородных газов.
Это достигается при количестве ближайших атомов (координационном числе), равном восьми. Аналогично атом хрома в основном
состоянии имеет электронную конфигурацию Cr …3s2p6d54s1 с одним валентным s-электроном, как у натрия. Его кристаллическая
решетка также является решеткой ОЦК.
Всегда по известной конфигурации атома можно определить
симметрию кристаллической решетки простого вещества данного
элемента. Так, алюминию с электронной конфигурацией атома в
возбужденном состоянии Al* …3s1p2 свойственно ГЦК решетка
(К.Ч. = 12), а для атомов магния (Mg* …3s1p1), скандия (Sc* …4s1p1) –
гексагональная решетка.
На симметрию кристаллической решетки d-элементов их
(n – 1) d- электроны практически не влияют. Но если атом металла
содержит неспаренные d-электроны, то эти электроны могут
взаимодействовать с d-электронами соседних атомов металла и образовывать дополнительные ковалентные связи. Аналогичное взаимодействие возможно и для p-элементов. В этих металлах существуют металлическая и ковалентная связи одновременно.
Ковалентная локализованная связь обладает свойством направленности, а металлическая – ненаправленная связь. Поэтому первый
вид связи обуславливает более упорядоченное состояние, а второй
– менее упорядоченное, т. е. характеризуется большей энтропией.
При более высоких температурах на структуре кристаллической
решетки и свойствах простого вещества сказывается, в основном,
наличие металлической связи. Понижение температуры приводит к
уменьшению отрицательного энтропийного (– Т  ΔS) вклада в изменение энергии Гиббса и начинает преобладать более упорядоченная локализованная ковалентная связь. Типичным примером
проявления этого эффекта является олово. Так, стабильной модификацией олова при t > 13,2 °C является мягкий металл – «белое»
олово, в то время как при более низких температурах – устойчивее
«серое» олово, представляющее собой твердый и хрупкий порошок с
кристаллической решеткой типа алмаза – кристалла с ковалентной
связью.
12
2. РАСПРОСТРАНЕННОСТЬ И СОСТОЯНИЕ МЕТАЛЛОВ
В ПРИРОДЕ
Распределение металлов в земной коре может быть равномерным (рассеянные металлы) и неравномерным (в виде месторождений). Металлы могут находиться в природе в свободном состоянии
(в виде простых веществ), а также в виде химических соединений с
другими элементами в виде минералов.
Рассмотрим распространенность и состояние металлов, имеющих наиболее практическое значение.
Распространенность металлов выражается чаще в процентах
от массы земной коры. Состояние металлов в земной коре зависит
от их химической активности. Например, s-металлы, вследствие
высокой активности атомов, в природе встречаются только в виде
соединений. К наиболее распространенным из них относятся кальций (3,6 %), натрий (2,64 %), калий (2,6 %), магний (2,1 %),
встречающихся в виде следующих минералов: NaNO3 – чилийская селитра, NaCl – каменная соль, Na2B4O7  10H2O – бура,
Na2SO4  10H2O – глауберова соль, KCl  NaCl – сильвинит, CaCO3  MgCO3 – доломит, MgCO3 – магнезит, СаСО3 – кальцит,
CaSO4  2H2O – гипс, BaSO4 – тяжелый шпат.
Из p-металлов самым распространенным в природе является
алюминий (8,8 %). К основным природным соединениям алюминия
относятся:
а) алюмосиликаты: Al2O3  2SiO2  2H2O – белая глина;
K2O  Al2O3  SiO2 – полевой шпат; K2O  3Al2O3  6SiO2  2H2O –
слюда;
б) бокситы Al2O3  nH2O;
в) корунд Al2O3;
г) криолит Na3AlF6.
Олово встречается в природе в виде минерала SnO2 (оловянный камень), а свинец в виде сульфида PbS – свинцового блеска.
На долю d-металлов в земной коре приходится 5,88 %, из них
5,85 % составляют металлы четвертого периода. Интересно отметить, что более распространены в природе d-металлы с четным
порядковым номером. Например, распространенность железа (порядковый номер 26) составляет 5,1 %, а марганца (порядковый номер 25) всего 0,09 %, а меди (порядковый номер 29) – 0,01 %.
13
Важнейшими минералами, входящими в состав медных руд,
являются халькозин Cu2S, медный колчедан CuFeS2, малахит
(CuOH)2CO3. Медь довольно часто встречается также в виде самородков. Суммарные запасы меди в земной коре оцениваются
в 1015 т, в то время как разведанные извлекаемые запасы на 6 порядков меньше (1–2 млрд т). Если темпы роста производства меди
сохранятся, то к первой четверти нынешнего столетия потребление
меди составит 5108 т, и ее ресурсы могут быть исчерпаны уже
к концу столетия.
Железо – самый распространенный после алюминия металл.
Большая часть железа земной коры содержится в различных
алюмосиликатах, однако для получения железа используют руды,
содержащие следующие минералы: магнезит Fe3O4, гематит Fe2O3,
лимонит Fe2O3  H2O.
Кобальт и никель – малораспространенные элементы. В металлическом состоянии они встречаются в сплаве с железом
в метеоритах, а в связанном виде – в минералах, например купферникель NiAs, кобальтовый блеск CoAs.
Минералы, содержащие титан, находятся в природе повсеместно. Важнейшими из них являются титаномагнетиты
FeTiO3  nFe3O4, ильменит FeTiO2. Хром встречается в природе
главным образом в виде хромистого железняка FeO  Cr2O3. Из соединений, содержащих марганец, наиболее часто встречается минерал пиролюзит MnO2. Главные природные соединения цинка –
минералы галмей ZnCO3 и цинковая обманка ZnS. Ртуть главным
образом находится в природе в виде минерала киновари HgS.
Самым важным минералом серебра является серебряный
блеск Ag2S. В качестве примеси серебро присутствует почти во
всех медных и особенно в свинцовых рудах.
Главным природным соединением молибдена является молибденит MoS2. Природные соединения вольфрама в большинстве
случаев представляет собой вольфраматы, например, часто встречается минерал шеелит CaWO4. Золото, платина ввиду своей малой
химической активности встречаются почти исключительно в самородном состоянии.
Некоторые металлы такие как, например, америций, кюрий в
природе не встречаются. Они получены искусственным путем.
14
3. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Как уже отмечалось, отличительные особенности физических
свойств металлов обусловлены электронным строением их атомов,
и как следствие наличием металлической связи, а также типом кристаллических решеток.
Весь комплекс физических свойств металлов отражен в табл. 1.
Непрозрачность и характерный металлический блеск металлов обусловлены структурой энергетических уровней металлов. Близость энергий большого количества занятых и свободных
уровней приводит к тому, что любому кванту видимого света
с энергией E = h · v всегда соответствует такая пара энергетических уровней, один из которых находится в валентной зоне, а другой – в зоне проводимости, а разность их энергий равна Е. В этом
случае электрон, поглощая квант света из валентной зоны, переходит в зону проводимости. Свет не отражается, а поглощается. Поэтому металлы непрозрачны. В то же время металлам характерен
блеск, который появляется в результате испускания света при возвращении возбужденных светом электронов на более низкие энергетические уровни.
Плотность металлов изменяется в очень широких пределах.
Характер изменения плотности металлов определяется совместным влиянием ряда факторов: симметрии кристаллической
решетки, координационного числа и размера атома. Так, в 4 периоде радиус атомов от s-элементов к d-элементам, находящимся в
центре периода, уменьшается. Поэтому максимум плотности приходится на металлы элементов центра периода. В 6 периоде
плотность металлов еще более увеличивается за счет лантаноидного сжатия радиусов атомов элементов.
Плотность металлов заметно меняется с температурой. Из-за
увеличения амплитуды колебаний атомов при повышении температуры среднее равновесное расстояние между атомами увеличивается, а плотность, следовательно, уменьшается. Чем больше доля
металлической связи и меньше доля ковалентной связи в металле,
тем выше коэффициент термического расширения металла. Так,
например, для Mg, Al, Zn коэффициент термического расширения
в 2–4 раза больше, чем для Cr и Fe. Этот параметр важен при подборе пар металлов, эксплуатируемых в широком интервале температур: значения коэффициентов термического расширения должны
быть, как можно ближе друг к другу.
15
Таблица 1
Физические свойства металлов
Свойство
Металлический
блеск
Плотность ρ, кг/м3
(г/см3, г/мл)
Твердость Н
Пластичность
Температура плавления Тпл, С
Теплопроводность λ
Значение для некоторых металлов
Примечание
–
In и Ag отражают свет лучше других металлов,
поэтому применяются для изготовления зеркал
ρ < 5 000 кг/м3 – легкие металлы: Li, Ca, Na, Mg, Al
ρ > 5 000 кг/м3 – тяжелые металлы: Zn, Fe, Ni, Cr, Pb,
Ag, Au, Os
Самый легкий металл – литий: ρ(Li) = 530 кг/м3
Самый тяжелый – осмий: ρ(Os) = 22 600 кг/м3
Твердость некоторых металлов по шкале Мооса:
Н(Na) = 0,4; H(Sn) = 1,8; H(Au) = 2,5; H(Al) = 2,9;
H(Fe) = 4; H(Ni) = 5; H(Cr) = 9
Самые мягкие металлы: K, Rb, Cs, Na (режутся
ножом)
Самый твердый – Cr (режет стекло)
Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe
Уменьшение пластичности
Тпл > 1 000 C – тугоплавкие металлы:
Au, Cu, Ni, Fe, Pt, Ta, Nb, Mo, W
Тпл < 1 000 C – легкоплавкие металлы:
Hg, K, Na, Sn, Pb, Zn, Mg, Al, Ca
Ag, Cu, Au, Al, W, Fe
Из пластичного Au можно изготовить фольгу
толщиной 0,003 мм
Самая низкая Тпл у ртути: Тпл (Hg) = – 39 С,
а самая высокая – у вольфрама: Тпл(W)=3410 C
–
Уменьшение λ
Электропроводность σ
Ag, Cu, Au, Al, W, Fe
Уменьшение σ
При нагревании σ уменьшается, так как усиливается колебательное движение атомов и ионов
в узлах решетки и затрудняется движение электронов
Твердость металлов – сопротивление проникновению в данный металл другого твердого тела. При сочетании металлических
поверхностей (трущиеся пары, зубчатые колеса) необходимо учитывать относительную твердость металлов, так как это определяет
надежность и долговечность контакта. Так, например, в редукторах
с червячной передачей материал червяка выбирается более твердым (сталь), чем материал червячного колеса (бронза). При эксплуатации этой пары нарезка зубчатого колеса постепенно прирабатывается по нарезке червяка. Это обеспечивает более высокое
значение коэффициента полезного действия передачи, долговечность и бесшумность в работе.
Твердость металлов s-элементов меньше твердости p-элементов, твердость последних меньше, чем твердость d-элементов.
В тех случаях, когда рабочие температуры эксплуатации металлических изделий превышают порог 0,3tпл, важна способность металла длительное время сопротивляться деформированию и разрушению при повышенных температурах. Это свойство металла
называется жаропрочностью. Жаропрочность является важным
практическим свойством ряда металлов, сплавов и других соединений.
Пластичность металлов также объясняется специфическими
свойствами металлической связи. При механическом воздействии
на твердое тело отдельные слои его кристаллической решетки
смещаются относительно друг друга. В силу высшей степени делокализации электронов при смещении отдельных слоев кристаллической решетки происходит лишь некоторое перераспределение
электронной плотности, связывающей друг с другом атомы металла, но разрыва химических связей не происходит – металл деформируется, не разрушаясь.
Пластичность металлов имеет очень большое практическое
значение. Благодаря этому свойству металлы поддаются ковке,
прокатке, вытягиванию в проволоку (волочению), штамповке.
Смещение заполненных атомами металла плоскостей в кристалле в
определенных пределах не приводит к разрушению металлической
связи. Ненаправленность металлической связи обусловлена сферической симметрией s-облаков: при механическом воздействии происходит перекрывание облаков, которые не зависят от направленности. Металл меняет свою форму без потери прочности.
Механизм образования смещений связан с появлением и движени17
ем дислокаций. Хрупкими определенное время считались титан,
вольфрам, хром, молибден, тантал, висмут, цирконий. Очищенные
от примесей эти металлы – высокопластичные материалы, которые
можно ковать, прессовать, прокатывать.
Обычно все виды дефектов кристаллической решетки уменьшают прочность металла. Под прочностью понимают свойство материала в определенных условиях воспринимать приложенные
нагрузки не разрушаясь. Металлические кристаллы, лишенные
дислокаций, обладают весьма высокой прочностью. Такими кристаллами являются выращиваемые в особых условиях нитевидные
кристаллы или «усы». Их прочность во много раз превышает прочность обычных образцов соответствующего металла и близка
к теоретической величине, вычисленной для кристаллической решетки металла, не имеющей дефектов структуры. Так, почти идеальные кристаллы меди, называемые медными усами, при 900 С
выдерживают нагрузку в 50 раз большую, чем обычная медь.
С другой стороны, появление в металле очень большого числа
различно ориентированных дислокаций также приводит к повышению прочности, так как при этом кристаллическая структура металла сильно искажается и перемещение дислокаций затрудняется.
В этом состоит объяснение явления наклепа – упрочнения металла
под действием пластической деформации. При нагревании сильно
деформированного металла искажения его структуры, вызванные
сдвигами, постепенно снимаются – металл возвращается в структурно более устойчивое состояние; его пластичность возрастает,
а твердость и прочность снижаются.
Температура плавления металлов. Твердое тело начинает
плавиться, когда кинетическая энергия движения его частиц становится соизмеримой с энергией их притяжения друг к другу. Таким
образом, чем меньше прочность химической связи в металлах, тем
ниже температуры их плавления. Прочность химической связи в
металлах определяется количеством валентных электронов атома
элемента, причем увеличение их числа увеличивает прочность связи. Определяющим фактором увеличения с номером периода прочности связи между атомами d-элементов является увеличение (по
модулю) энергии s-электронов из-за эффектов проникновения.
Эффект проникновения s-электронов под d- и f-электронные подоболочки стабилизирует состояние электронов и понижает из энергию. Наличие неспаренных (n – 1) d-электронов также увеличивает
18
прочность химической связи в металлах за счет образования дополнительных ковалентных связей. Увеличение размеров атомов
действует в противоположном направлении, как и увеличение
координационного числа. Характер изменения температуры плавления металлов по периодам периодической системы во многом
близок к изменению их плотности. В целом для металлов соблюдается следующая закономерность:
tпл (s-элементов) < tпл (p-элементов) < tпл (d-элементов),
но встречаются и исключения. Природа жидкой ртути, как уже говорилось, связывается с релятивистскими эффектами.
Металлы, температура плавления которых превышает температуру плавления хрома (1 890 С), условно относят к тугоплавким. Понятие тугоплавкости широко используется при обсуждении
свойств ряда металлов и многих сплавов.
Теплопроводность металлов. Свободные электроны металла,
находящиеся в постоянном движении, сталкиваются с колеблющимися атомами в узлах кристаллической решетки и обмениваются
с ними энергией. Усилившиеся при нагревании металла колебания
атомов незамедлительно передаются с помощью электронов
соседним и удаленным атомам. В результате происходит быстрое
выравнивание температуры по всей массе металла. Это и обеспечивает высокую теплопроводность металлов. Высокая теплопроводность металлов, по сути, определяется теми же факторами, что
и электропроводность.
Электропроводность металлов. Высокая электропроводность металлов обусловлена высшей степенью делокализации
электронов, наличием в кристаллической решетке электронов проводимости, отличающихся большой подвижностью. Создание
разности потенциалов в металле приводит к направленному движению электронов – носителей электричества, возникает электрический ток.
Электропроводимость металлов сильно зависит от степени
очистки металла и понижается по мере появления новых примесей,
что связано с нарушением упорядоченности в кристаллической
решетке и возникновением новых препятствий направленному
движению электронов.
Наименьшим электрическим сопротивлением обладают металлы, атом которых имеют в качестве валентных только внешние
19
s-электроны. (Атомы серебра, меди и золота вследствие проскока
s-электронов имеют электронные конфигурации валентных оболочек атомов щелочных элементов ns1). В этих случаях в компактных
металлах реализуется, как правило, металлическая связь. Появление неспаренных p- и d-электронов приводит к увеличению доли
направленных ковалентных связей, электропроводимость уменьшается. Атом железа на предвнешней электронной оболочке имеет
неспаренные 3d-электроны, которые также образуют ковалентные
связи. Кроме этого, когда в кристалле металла, энергетические
уровни атомов объединяются в энергетические зоны, 3d- и 4s-зоны
пересекаются. Поэтому при определенном возбуждении s-электроны могут перейти на молекулярные орбитали d-зоны и, таким
образом, количество носителей заряда может уменьшиться. Поэтому металлы d-элементов с частично заполненной электронной
d-подоболочкой у атомов имеют несколько более высокое электрическое сопротивление, чем металлы непереходных элементов.
Повышение температуры увеличивает электрическое сопротивление металлов. Это происходит вследствие увеличения амплитуды колебаний атомов кристаллической решетки металла, нарушающих условия направленного движения электронов.
20
4. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Химические свойства металлов обусловлены, главным образом, наличием в их атомах электронов, слабо связанных с ядром.
Общим свойством металлов является способность их атомов
только отдавать электроны Me 0  ne  M  n .
Отдавая электроны, металлы проявляют только восстановительные свойства.
Чтобы оторвать электрон от нейтрального атома, необходимо
затратить энергию. Эта энергия называется энергией ионизации.
Она служит мерой восстановительной способности атомов. Чем
меньше энергия ионизации, тем более сильным восстановителем
является металл. Восстановительными свойствами металлов обусловлена их способность вступать в химические реакции.
Далее рассмотрим отношение металлов к различным окислителям. Такими окислителями являются: простые вещества – неметаллы; сложные вещества – вода, водные растворы кислот и щелочей, а также растворы солей.
4.1. Отношение металлов к простым веществам – неметаллам
В табл. 2 приведены сведения об отношении металлов к простым веществам неметаллам.
Со фтором реагируют все металлы. Но, в отсутствие влаги,
алюминий, железо, никель, медь и цинк в первый момент образуют
плотные пленки фторидов, защищающих металл от дальнейшего
окисления. Ряд металлов при окислении кислородом образует
плотные защитные пленки оксидов. Поскольку, при переходе
от фтора к азоту окислительная активность простых веществ
уменьшается, все большее число металлов не подвергается окислению. С азотом реагирует только щелочные и щелочноземельные
металлы.
Например:
2K  F2  2KF
Cu  S  CuS
2Al  3Cl 2  2AlCl 3
Ca  H 2  CaH 2
4Na  O 2  2Na 2 O
6Li  N 2  2Li 3 N
21
Таблица 2
Отношение металлов к простым веществам – окислителям
Окислитель
Металлы, реагирующие с указанным окислителем
Металлы, пассивируемые
окислителями
F2
Почти все
Al, Fe, Ni,
Cu, Zn – без
Cl2
Почти все
O2
Многие
Металлы, не Продукты
реагирующие
взаимос окислителем действия
–
нагревания
Fe в отсутствии влаги
Al, Ti, Pb,
Be, Mg – без
Фторид
Хлорид
Au, Pt
Оксид
нагревания
S
Многие, но при
нагревании
–
H2
Щелочные и щелочноземельные
металлы
–
N2
Li , щелочноземельные металлы
–
Большинство
(при н.у. и
охлаждении)
Большинство,
многие растворяют водород
Почти все
Сульфид
Гидрид
Нитрид
4.2. Отношение металлов к воде и водным растворам
окислителей
В водных растворах восстановительная активность металла
характеризуется значением его стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Если расположить металлы по возрастанию величины электродного потенциала, то получим ряд
напряжений металлов.
Ряд напряжений для некоторых металлов приведен в табл. 3.
Положение металла в этом ряду характеризует его способность
к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных
растворах при стандартных условиях. Ионы металлов являются
окислителями, а металлы в виде простых веществ – восстановителями. Чем дальше расположен металл в ряду напряжений, тем более сильным окислителем в водном растворе являются его ионы, и
22
наоборот, чем ближе металл к началу ряда, тем более сильные восстановительные свойства проявляет простое вещество – металл.
Положение металлов в ряду напряжений и в периодической
системе на первый взгляд не соответствуют друг другу. При сравнении металлов, занимающих то или иное положение в периодической системе, за меру их химической активности – восстановительной способности – принимается величина энергии ионизации
свободных атомов. При сравнении же металлов в ряду напряжений
за меру химической активности принимается работа превращения
металла, находящегося в твердом состоянии, в гидратированные
ионы в водном растворе. Эту работу можно представить как сумму
трех слагаемых: энергии атомизации – превращения кристалла металла в изолированные атомы, энергии ионизации свободных атомов металла и энергии гидратации образующихся ионов. Чем
меньше будет суммарная затрата энергии, тем легче будет осуществляться этот процесс и тем ближе к началу ряда напряжений
будет располагаться металл.
Таким образом, ряд напряжений металлов не является отражением общей закономерности, он характеризует окислительно-восстановительную способность электрохимической системы «металл ─
ион металла» в строго определенных условиях: приведенные в нем
величины относятся к водному раствору, при температуре 25 С
и единичной активности (концентрацией) ионов металла.
Таблица 3
Ряд напряжений металлов
Окислитель
Уравнение электродного
процесса
 М / М n ,
В
Восстановитель
2
3
4
1
Li
+
Rb+
K+
Cs+
Ca2+
Na+
Mg2+
Условная
классификация восстановителей
5
Li  e  Li
– 3,045
Li
Rb   e   Rb
K   e  K
Cs   e   Cs
Ca 2  2e   Ca
Na   e   Na
Mg 2  2e   Mg
– 2,925
– 2,925
– 2, 923
– 2,866
– 2,714
Rb
K
Cs
Ca
Na
А – активный
А
А
А
А
А
– 2,363
Mg
А

_
23
Окончание табл. 3
3
4
5
Al3+
1
Al3  e   Al
2
– 1,662
Al
Ti2+
Ti 2  2e   Ti
– 1,628
Ti
Mn2+
Cr2+
H2O
Mn 2  2e   Mn
Cr 2  2e   Cr
2H 2 O  2e   H 2  2OH
– 1,180
– 0,913
Mn
Cr
А
СА – средней активности
СА
СА
– 0,826
H2, pH=14
–
2

Zn
Cr3+
Fe2+
H2O
Zn  2e  Zn
Cr 3  3e   Cr
Fe 2  2e   Fe
2H 2 O  2e   H 2  2OH 
– 0,763
– 0,744
– 0,440
– 0,413
Zn
Cr
Fe
H2, pH=7
СА
СА
СА
–
Cd2+
Co2+
Ni2+
Sn2+
Pb2+
Fe3+
H+
Cd 2  2e   Cd
Co 2  2e   Co
Ni 2  2e   Ni
Sn 2  2e   Sn
Pb2  2e   Pb
Fe 2  2e   Fe
2H   2e   H 2
– 0,403
– 0,227
– 0,250
– 0,136
– 0,126
– 0,036
0
Cd
Co
Ni
Sn
Pb
Fe
H2, pH=0
Bi3+
Bi 3  3e   Bi
0,215
Bi
Cu 2  2e   Cu
Cu   e   Cu
Ag  e   Ag
0,337
0,521
Cu
Cu
СА
СА
СА
СА
СА
СА
–
МА – малой
активности
МА
МА
0,788
Ag
МА
0,799
0,854
1,2
1,498
Hg
Pt
Au
Au
МА
МА
МА
МА
2+
2+
Cu
Cu+
Ag+
Hg2+
Pt2+
Au3+
Au+
Hg
2

 2e  Hg
2

Pt  2e  Pt
Au 3  3e   Au
Au   e   Au
В соответствии с положением металлов в табл. 3 их удобно
разделить на три условные группы:
МЕТАЛЛЫ
24
Активные
Средней активности
Малоактивные
Li  Al
Al  H 2
H 2  Au
4.2.1. Отношение металлов к воде
В воде окислителем является ион водорода, поэтому окислятся
водой могут те металлы, стандартные электродные потенциалы
которых ниже потенциала иона водорода в воде. Последний зависит от рН среды:   0,059  pH . В нейтральной среде (рН = 7)
  0,41 B . Таким образом, активные металлы будут реагировать
с водой, металлы средней активности водой пассивируются, малоактивные не реагируют.
Например: щелочные и щелочноземельные металлы бурно реагируют с водой с выделением водорода при обычных условиях:
K  2H 2 O  2KOH  H 2 
Ba  2H 2 O  Ba(OH)2  H 2 
магний реагирует только при нагревании:
t
Mg  2H 2 O 

Mg(OH) 2  H 2 
а менее активные металлы взаимодействуют только с парами воды:
3Fe  4H 2 O (пар)  Fe 3 O 4  4H 2 
4.2.2. Отношение металлов к кислотам
Окисление металлов кислотами может происходить как за
счет ионов водорода, так за счет ионов кислотного остатка.
Окисление металлов ионами водорода происходит водными
растворами тех кислот, анионы которых не проявляют окислительных свойств. Это HF, HCl, HBr, HI, HCN, CH 3 COOH, H 2 CO 3 ,
H 2 SO 4(разб) , H 3 PO3
Реакции окисления металлов в этих случаях протекают
по схеме:
n
Me  nH   Me  n  H 2  .
2
Причем реакции протекают в случае, если  окисл   восс  0 ,
т. е. с растворами кислот взаимодействуют все металлы, которые
25
располагаются в электрохимическом ряду напряжений металлов до
водорода, например:
2 Na  2HCl  2NaCl  H 2 
Mg  H 2 SO 4(разб)  MgSO 4  H 2 
Окисление металлов за счет кислотного остатка происходит
водными растворами тех кислот, центральный атом которых может
понижать свою степень окисления, в результате чего анион этой
кислоты может выступать в роли окислителя.
Это HNO3 , H 2 SO 4(конц) , HClO, HClO 4 , HClO 3
В зависимости от силы окислителя и активности реагирующего металла, возможны следующие случаи:
1. При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой
в качестве окислителя формально выступает азот в степени окисления +5. Данные приведены в табл. 4.
Таблица 4
HNO3( разб) (окислитель N 5 )
Активные
Средней активности
Реагируют
Реагируют, реагируют и пассивируется:
Ti
Малоактивные
Не реагируют:
Реагируют:
Au, Ru, Os, Rh,
Cu, Hg, Ag
Ir, Pt
Кислота восстанавливается, в основном, до следующих продуктов
NH 4 NO 3
N 2 , NO 2
NO
–
Например:
Активные металлы реагируют следующим образом:
8Na  10HNO 3(разб)  8NaNO3  NH 4 NO 3  3H 2 O
5Mg  12HNO 3(разб)  5Mg(NO 3 ) 2  N 2  6H 2 O
Металлы средней активности восстанавливают азот до N+1:
4Sn  10HNO 3(разб)  4Sn(NO 3 )  N 2 O  5H 2 O
26
Малоактивные металлы реагируют с выделение NO или NO2:
3Cu  8HNO 3(разб)  3Cu(NO 3 ) 2  2NO  4H 2 O
Cu  4HNO3 (конц)  Cu(NO3 ) 2  2NO 2  2 H 2 O
Металлы, для которых характерна высокая степень окисления,
образуют кислородсодержащие кислоты:
Mo  2HNO3(разб)  H 2 MO 4  2NO
2. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой может происходить более глубокое восстановление N+5. Данные приведены в табл. 5.
Таблица 5
HNO3(конц) (окислитель N 5 )
Активные
Реагируют
Средней активности
Реагируют, реагируют и пассивируются:
N 2O
Ti, Al, Cr, Fe
Малоактивные
Реагируют:
Не реагируют:
Cu, Hg, Ag
Au, Ru, Os,
Rh, Ir, Pt
NO 2
Например:
Активные металлы глубоко восстанавливающие азот:
10 HNO3(конц)  4Ca  4Ca(NO3 ) 2  N 2 O  5H 2 O
8K  10HNO 3(конц)  8KNO3  N 2 O  5H 2 O
Металлы средней активности выделяют NO или NO2:
Cd  4HNO3(конц)  Cd(NO3 ) 2  2NO 2  2H 2 O
2Al  2HNO3(конц)  Al2 O 3  2NO   H 2 O
Малоактивные металлы восстанавливают азот до N+4:
Hg  4HNO 3(конц)  Hg(NO 3 ) 2  2NO 2  2H 2 O
27
Металлы, для которых характерна высокая степень окисления,
образуют кислородсодержащие кислоты:
3Re  7HNO3  3HReO4  7NO  2H 2 O
3. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой
в роли окислителя формально выступает сера в степени окисления
+ 6, входящая в состав сульфат иона. Поэтому концентрированной
серной кислотой окисляются все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше, чем электродный потенциал
окислителя  окл  0,36 В , а также некоторые малоактивные металлы. Данные приведены в табл. 6.
Таблица 6
H 2 SO 4 (конц) (окислитель S 6 )
Активные
Средней активности
Реагируют
Реагируют, реагируют
и пассивируются:
Al, Fe
Малоактивные
Не реагируют:
Реагируют:
Ag, Au, Ru, Os,
Cu, Hg
Rh, Ir, Pt
Кислота восстанавливается, в основном, до следующих продуктов
H 2S
S
SO 2
–
Например:
Активные металлы восстанавливают серу до следующих соединений:
8Na  5H 2 SO 4 (кон)  4Na 2 SO 4  H 2 S  4H 2 O
Sn  4H 2 SO 4(конц)  SnSO 4  2SO 2  2H 2 O
Zn  2H 2 SO 4(конц)  ZnSO 4  SO 2  2H 2 O
Металлы средней активности выделяют свободную серу или
диоксид серы:
Zn  4H 2 SO 4(кон)  3ZnSO 4  S  4H 2 O
t
2Fe  6H 2 SO 4(конц) 

Fe 2 (SO 4 ) 3  3SO 2  6H 2 O
2Al  3H 2 SO 4(конц)  Al 2 O 3  3SO 2  3H 2 O
28
Малоактивные металлы восстанавливают серу до S+4:
t
Cu  2H 2SO 4(конц) 

CuSO 4  SO 2  2H 2 O
4.2.3. Взаимодействие металлов со смесями кислот
Окислительная способность азотной кислоты усиливается при
добавлении к ней фтороводородной или хлороводородной кислот.
В последнем случае образующуюся смесь называют «царской водкой». Эти смеси растворяют самые малоактивные металлы, чему
способствует образование промежуточных реакционноспособных
частиц и в качестве продуктов – комплексных соединений.
Например:
В «царской водке» 3HCl : 1HNO 3  растворяются: золото, платина, талий:
Au  4HCl  HNO3  HAuCl 4   NO  2H 2 O
3Pt  18HCl  4HNO 3  3H 2 PtCl6   4NO  8H 2 O
А в смеси плавиковой и азотной кислоты растворяются цирконий, гафний, ниобий, тантал
3Nb  5HNO3  21HF  3H 2 NbF7   5NO  10H 2
W  8HF  2HNO3  H 2 WF8   2NO  4H 2 O
4.2.4. Отношение металлов к щелочам
В присутствии щелочей окисляющее действие воды может
проявляться в большей мере. При окислении металлов водой образуются гидроксиды и водород. Если оксид и гидроксид относятся
к амфотерным соединениям, то они будут растворяться в щелочном растворе. Данные приведены в табл. 7.
Таблица 7
H 2 O (окислитель H  ) + щелочь (например, NaOH )
Активные
Реагирует только
Средней активности
Реагируют:
Be
Al, Zn, Sn, Pb
Малоактивные
Не реагируют
29
Например, при взаимодействии металлов средней активности
с водным раствором щелочей образуется гидроксокомплексы:
Zn  2KOH  2H 2 O  K 2 Zn(OH)4   H 2 ;
2Al  6KOH  6H 2 O  2K 3 Al(OH)6   3H 2 
С окислительно-щелочными расплавами, состоящими из щелочей и нитратов щелочных металлов, реагируют тугоплавкие металлы: осмий, рений, вольфрам, рутений.
Например:
Ru  2KNO3  2KOH  K 2 RuO 3  2KNO2  H 2 O
Os  3KNO 3  2KOH  K 2 OsO 4  3KNO 2  H 2 O
Иридий растворяется в расплаве хлорида натрия при пропускании газообразного хлора:
Ir  2NaCl  Cl 2  Na 2 IrCl 6 
4.2.5. Отношение металлов к водным растворам солей
Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей.
Направление реакции определяется взаимным расположением
металлов в электрохимическом ряду напряжений. Практически
взаимное вытеснение металлов из растворов солей происходит в
случае металлов, расположенных в ряду напряжений после магния.
Он (магний – Mg ) , вытесняет все металлы из растворов их солей,
расположенных правее его:
Например:
CuSO 4  Fe  FeSO 4  Cu
2AgNO3  Cu  Cu(NO3 ) 2  2Ag
Hg(NO3 ) 2  Zn  Zn(NO3 ) 2  Hg
30
5. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозия – процесс разрушения металлов под действием
окружающей среды, протекающий самопроизвольно.
Коррозия представляет собой окислительно-восстановительный процесс, в ходе которого атомы металла отдают электроны,
а атомы веществ, составляющих коррозионную среду, принимают
электроны. В результате коррозии образуются соединения, в состав
которых входит металл с положительной степенью окисления
(оксиды, гидроксиды, карбонаты, сульфиды и др.), а также продукты восстановления веществ коррозионной среды.
Причина коррозии заключается в термодинамической неустойчивости системы металл – коррозионная среда. Энергия Гиббса для процесса коррозии G  0 . Именно поэтому большинство
металлов находится в природе в виде соединений.
Возможность коррозии, ее скорость, характер, а также характер образующихся продуктов коррозии определяются свойствами
металла и составом коррозионной среды. В ряде случаев адсорбционные или фазовые слои (пленки), возникающие на поверхности
металла в результате начавшегося коррозионного процесса, образуют настолько плотный и непроницаемый барьер, что коррозия
прекращается или очень сильно тормозится. Поэтому в условиях
эксплуатации металл, обладающий большим сродством к кислороду, может оказаться не менее, а более стойким. Так, свободная
энергия образования оксидов хрома или алюминия выше, чем оксидов железа, а по стойкости они часто превосходят его.
Коррозионные процессы классифицируют:
 по виду (геометрическому характеру) коррозионных разрушений на поверхности или объеме металла;
 механизму взаимодействия металла со средой (химическая
и электрохимическая коррозия);
 типу коррозионной среды;
 характеру дополнительных воздействий, которым подвергается металл одновременно с действием окружающей среды.
Коррозию, захватившую всю поверхность металла, называют
сплошной. Ее делят на равномерную и неравномерную в зависимости от того, одинакова ли глубина коррозионных разрушений на
разных участках. При местной коррозии поражения локальны и
оставляют практически незатронутой значительную (иногда подав31
ляющую) часть поверхности. В зависимости от степени локализации различают коррозионные пятна, язвы и точки.
Далее более подробно остановимся на вышеуказанных коррозионных процессах.
5.1. Механизмы взаимодействия металла со средой
Химическая коррозия – процесс разрушения металла под действием коррозионной среды, в которой отсутствует жидкая вода.
Например, химическая коррозия наблюдается при действии на металл сухих газов (воздуха или продуктов горения топлива и т. п.),
а также жидких неэлектролитов (нефти, бензина и т. п.).
Механизм химической коррозии связан с протеканием на поверхности раздела фаз двух сопряженных реакций: окисление металла и восстановление окислителя, причем в пространстве эти два
процесса, как правило, не разделены. В этом же месте происходит
и накопление продуктов реакции окисления. Из этих продуктов
(оксидов, сульфидов и т. п.) на поверхности металлов формируются пленки, от структуры и прочности которых зависит скорость
протекания химической коррозии. Особенно быстро коррозия идет
при высоких температурах.
Электрохимическая коррозия – окисление металла в присутствии электролита, сопровождающиеся возникновением гальванической пары. Таким образом, при электрохимической коррозии
наряду с химическим процессом протекает и процесс электрохимический – движение электронов от одного участка системы к другому.
Процесс электрохимической коррозии можно разделить на два
сопряженных электродных процесса (рис. 5.1):
 Анодный процесс, состоящий в переходе атомов металла
в раствор в виде гидратированных ионов, причем на металле остается эквивалентное количество электронов;
 Катодный процесс, заключающийся в связывании этих избыточных электронов окислителем из окружающей среды.
Коррозия может происходить только при одновременном протекании анодного и катодного процессов.
Анодный и катодный процессы протекают на разных участках
металла. При этом происходит движение ионов в растворе электролита, который контактирует с металлом, и движение электронов
32
в металле. На анодных участках имеет место процесс перехода
ионов металла в раствор с их одновременной гидратацией:
Me  ne  Men . Электроны же перемещаются на катодные
участки, потенциал, которого более положителен.
Анодные участки играют роль отрицательного электрода –
анода. Катодные участки играют роль положительного электрода –
катода. На катодных участках происходит связывание электронов
окислителем: Ox  ne  R ed , где Ox – окислитель среды; Red –
его восстановленная форма. Скорость электрохимической коррозии
зависит от ряда факторов, в том числе от электродного потенциала
на границе металл/электролит.
Анод
Электролит
Ме
Меn+

Анионы
Катод
Ox → Red

Катионы
Рис. 5.1. Схема коррозионного процесса
Процессы, протекающие при электрохимической коррозии,
аналогичны процессам, происходящим в гальваническом элементе,
с тем отличием, что при электрохимической коррозии отсутствует
внешняя цепь, и поэтому электроны передвигаются внутри подвергающегося коррозии металла, т. е. коррозионный элемент является
короткозамкнутым. Коррозионные элементы возникают на поверхности металла или сплава, где из-за неоднородности состава соприкасающиеся участки поверхности металла имеют различные
электродные потенциалы. Такие участки появляются из-за примесей в металлах, неоднородностей в сплаве, а также при контакте
разных металлов в изделии.
При контакте двух металлов тот, из них, который имеет более
отрицательный потенциал (является более сильным восстановите33
лем), разрушается, окисляясь и переходя в раствор в виде ионов.
Электроны при этом переходят к металлу с более положительным
электродным потенциалом, на котором происходит деполяризация –
использование этих электронов для восстановления окислителя.
В катодном процессе могут восстанавливаться различные
окислители. Чаще всего встречаются две разновидности этого процесса: с кислородной (в нейтральной среде) и с водородной (в кислой среде) деполяризацией.
При электрохимической коррозии с кислородной деполяризацией окислителем, принимающим электроны, является растворенный кислород, имеют место следующие электродные процессы:
анодный процесс: Me  ne  Men ;
катодный процесс: O 2  2H 2 O  4e   4OH .
При электрохимической коррозии с водородной деполяризацией окислителем, принимающим электроны, являются ионы
водорода:
анодный процесс: Me  ne  Men ;
катодный процесс: 2H   2e   H 2  .
Например, коррозия железа в контакте с медью в кислой среде
протекает следующим образом. Создается гальванический элемент:
()Fe | HCl | Cu() . Так как железо – более сильный восстановитель, чем медь, оно будет окисляться, в результате чего ионы железа станут переходить в раствор, образуя соль железа; железо при
этом заряжается отрицательно. Электроны будут переходить
от железа к меди, а ионы водорода в растворе будут перемещаться
к поверхности меди, где будут восстанавливаться этими электронами:
На поверхности железа: Fe  2e   Fe 2 .
На поверхности меди: 2H   2e   H 2  .
При коррозии железа в нейтральной или щелочной среде,
когда концентрации ионов водорода незначительна, на катоде
восстанавливается кислород, растворенный в электролите, т. е.
имеет место процесс:
O 2  4e   2H 2 O  4OH  .
34
Одновременно имеет место процесс образования ионов железа (II):
Fe  2e   Fe 2 .
Ионы железа дают с ионами OH  гидроксид железа (II):
Fe 2  2OH   Fe(OH) 2
Последний окисляется кислородом воздуха до гидроксида железа (III), который способен частично отщеплять воду с образованием бурой ржавчины:
4Fe(OH)2  2H 2 O  O 2  4Fe(OH)3 
Fe(OH)3  Fe 2 O 3  H 2 O  2H 2 O
5.2. Коррозия в различных средах
Некоторые коррозионные среды и вызываемые ими разрушения столь характерны, что по названию этих сред классифицируются и протекающие в них коррозионные процессы. Так, выделяют
газовую коррозию, т. е. химическую коррозию под действием горячих газов (при температуре много выше точки росы). Характерны
некоторые случаи электрохимической коррозии (преимущественно
с катодным восстановлением кислорода) в природных средах:
атмосферная – в чистом или загрязненном атмосферном воздухе,
при влажности, достаточной для образования на поверхности металла пленки электролита (особенно в присутствии агрессивных
газов, например SO 2 , Cl 2 или аэрозолей кислот, солей и т. п.);
морская – под действием морской воды, и подземная – в грунтах
и почвах.
Коррозия под влиянием дополнительных факторов (воздействий). Коррозия под напряжением развивается в зоне действия
растягивающих или изгибающих механических нагрузок, а также
остаточных деформаций или термических напряжений, и как правило ведет к коррозионному растрескиванию, которому подвержены например, стальные тросы и пружины в атмосферных условиях,
углеродистые и нержавеющие стали в паросиловых установках,
высокопрочные титановые сплавы в морской воде и т. д. При знакопеременных нагрузках может проявляться коррозионная усталость, выражающаяся в более или менее резком понижении преде35
ла усталости металла в присутствии коррозионной среды. Коррозионная эрозия представляет собой ускоренный износ металла при
одновременном воздействии взаимно усиливающих друг друга
коррозионных и абразивных факторов (трение скольжения, поток
абразивных частиц и т. п.).
Электрическая коррозия (электрокоррозия) является следствием блуждающих токов. Такие токи возникаю в грунте при
функционировании заземленных электрических установок, работающих в режиме постоянного тока (в том числе электротранспорт). При работе таких установок часть электрического тока проходит по грунту и через подземные металлические сооружения,
причем на последних появляются участки входа и выхода постоянного тока, т. е. катодные и анодные участки. Анодные участки металлического сооружения (рельсы, сваи и т. п.) и подвергаются
коррозии. Сходные разрушения, локализуемые вблизи контакта,
может вызывать соприкосновение в электролите двух разнородных
металлов, образующих гальванический элемент. В таком случае
происходит контактная коррозия. В узких зазорах между деталями, а также под отставшим покрытием или наростом, куда протекает электролит, но затруднен доступ кислорода, необходимого для
пассивации металла, может развиваться щелевая коррозия, при
которой растворение металла, в основном, происходит в щели,
а катодные реакции частично или полностью протекают рядом
с ней, на открытой поверхности.
Принято также выделять биологическую коррозию (биокоррозию), идущую под влиянием продуктов жизнедеятельности бактерий и других микроорганизмов, и радиационную коррозию – при
воздействии радиоактивного излучения.
Количественная оценка коррозии. Скорость общей коррозии оценивается по убыли металла с единицы площади (К), например в г/м2ч, или по скорости проникновения коррозии, т. е. по одностороннему уменьшению толщины нетронутого металла (П),
например в мм/год.
При подборе материалов, стойких к воздействию различных
агрессивных сред в конкретных условиях, пользуются справочными таблицами коррозионной и химической стойкости материалов
или проводят лабораторные и натуральные (непосредственно на
месте и в условиях будущего применения) коррозионные испытания образцов, а также промышленных узлов и аппаратов.
36
5.3. Методы защиты от коррозии
Для предупреждения коррозии и защиты от нее применяются:
 электрохимические методы;
 изменение свойств коррозионной среды;
 изменение коррозионных свойств металла.
Из электрохимических методов наиболее распространенными электрохимическими методами являются протекторная и катодная защита. Сущность этих методов сводится к подаче на защищаемый предмет избытка электронов, который затрудняет
окисление металла. В случае протекторной защиты источником
этих электронов является протектор – электрод из металла более
активного, чем металл защищаемого изделия. При соединении защищаемой конструкции (например трубопровода) с протектором
(цинк, магниевые сплавы) в коррозионной среде возникает гальванический элемент, работа которого приводит к интенсивному разрушению протектора и замедлению коррозии защищаемого изделия. В случае катодной защиты процесс подачи электронов на
защищаемый предмет осуществляется внешним источником тока.
Для этого защищаемый предмет соединяют с отрицательным полюсом внешнего источника тока, тем самым превращая его в катод,
на котором восстанавливается окислитель. В качестве анода используют листы железа или специально изготовленные сплавы,
которые и подвергаются разрушению.
Изменение свойств коррозионной среды пригодно для случаев, когда защищаемое изделие эксплуатируется в ограниченном
объеме жидкости. Один из методов состоит в удалении из раствора,
в котором эксплуатируется изделие, особенно опасных в коррозионном отношении веществ – растворенного кислорода и углекислого газа. Этого можно достичь, например, кипячением, нейтрализацией растворов, снижением концентрации солей и т. д.
Другой метод состоит в добавлении к этому раствору веществ, замедляющих коррозию – ингибиторов. В зависимости от
вида коррозии, природы металла и раствора применяют различные
ингибиторы. При атмосферной коррозии применяют хорошо адсорбирующиеся на металл вещества: моноэтаноламин, карбонат
аммония, уротропин, нитрит натрия. Для нейтральной среды и растворов солей используют неорганические соли хромовых кислот,
фосфорной, кремниевой, азотной и азотистой кислот. В кислых
37
средах используют органические ингибиторы, содержащие атомы
азота, серы, фосфора, кислорода и группировки атомов с ненасыщенными связями. Защитное действие ингибиторов обусловлено
тем, что их молекулы или ионы адсорбируются на поверхности металла и снижают скорость коррозии, а некоторые из них (например,
хроматы и дихроматы) переводят металл в пассивное состояние.
Изменение коррозионных свойств металла достигается его
лигированием или нанесением защитных покрытий.
Из химически стойких сплавов наиболее широкое применение
имеют нержавеющие стали, в состав которых входит до 18 % хрома
и до 10 % никеля.
Покрытия, применяемые для защиты металлов, подразделяются на металлические и неметаллические, образованные в результате
химической или электрохимической обработки металла. Металлопокрытия подразделяют на анодные, в тех случаях, когда металл
покрытия более активен (имеет меньший потенциал), чем металл
основы; в противоположном случае покрытия называют катодным.
Для защиты железа от коррозии чаще всего используют покрытия
из цинка (анодные) или олова, меди, никеля (катодные). Нарушение механической целостности метоллопокрытия в коррозионной
среде приводит к возникновению гальванической пары: покрытие –
металл основы. При работе таких гальванических пар, в случае повреждения катодных покрытий, в первую очередь разрушается более активный металл основы, а на металле покрытия происходит
катодный процесс – восстановления окислителя. При повреждении
анодных покрытий более интенсивному окислению подвергается
именно металл покрытия.
К неметаллическим покрытиям относятся покрытия лаками,
красками, эмалями, фенолформальдегидными и другими смолами.
Для длительной защиты от атмосферной коррозии металлических
сооружений, деталей машин, приборов чаще всего применяют лакокрасочные покрытия.
Покрытия, создаваемые химической или электрохимической
обработкой металла, представляют собой защитные оксидные или
солевые пленки. Примерами могут служить оксидирование алюминия, фосфатирование стальных изделий.
38
6. ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ ИЗ РУД
Металлургия – это наука о промышленных способах получения металлов из руд. Базируется на реакциях окисления-восстановления. С помощью металлургии получают около 80 металлов
и множество сплавов. Различают пиро-, гидро-, электрометаллургию, а также металло- и водородотермию. Способы получения металлов приведены в табл. 8.
Различают порошковую, цветную и черную металлургию.
Порошковая металлургия – это отрасль металлургии, связанная с производством порошков и получением из них изделий с заданными свойствами.
Цветная металлургия охватывает производство цветных
металлов и их сплавов, начиная от добычи и переработки рудного
сырья и кончая получением готовой продукции.
Черной металлургией называют отрасль металлургии, которая
охватывает производство черных металлов, начиная от добычи
и переработки рудного сырья и кончая получением чугуна, стали,
ферросплавов, проката и некоторых изделий дальнейшего передела.
Существует также вакуумная металлургия, предусматривающая плавку и обработку металлов и сплавов в разреженной атмосфере.
Мировое производство металлов приближается к миллиарду
тонн в год. Анализ показывает, что производство металлов не имеет корреляции с их распространенностью.
Так, производство меди и хрома соизмеримо с производством
алюминия, хотя запасы первых на три порядка ниже запасов алюминия в земной коре. Следует отметить, что разведанные запасы
минералов, из которых могут быть извлечены металлы, значительно меньше суммарных запасов. На грани истощения находятся разведанные запасы хрома, никеля, цинка, свинца, молибдена, олова,
серебра, кадмия, ртути и других металлов.
39
Таблица 8
Способы получения металлов
Наименование
способа
Пирометаллургия
Сущность метода
Получение сплавов с помощью реакций
восстановления, протекающих при высоких температурах
Получаемые
металлы
Примеры
0
t
Cu 2O  C 
2Cu  CO
0
t
Cu 2O  CO 
2Cu  CO 2
0
t
Fe3O 4  4CO 
3Fe  4CO 2
0
t
2ZnS  3O 2 
2ZnO  2SO 2
0
Восстановление
углем: получают металлы
Cu, Zn, Cd, Ge,
Sn, Pb и др.
t
ZnO  C 
Zn  CO
Металлотермия:
алюминотермия
(была открыта
Н.Н. Бекетовым
в 1859 г.), магнийтермия
Водородотермия
Гидрометаллургия
Электрометаллургия
Восстановление металлов из их соединений другими металлами, химически более
активными. Процесс называется алюминотермией, если восстановителем является
алюминий, и магнийтермией, если восстановителем является магний
Восстановление металлов из их оксидов
водородом
Извлечение соединений металлов из руд с
помощью различных реагентов в виде соединений, растворимых в воде, с последующей обработкой этих растворов для выделения металлов в свободном виде
Восстановление активных металлов из
расплавленных хлоридов, оксидов или
гидроксидов с помощью электрического
тока (электролиз)
0
t
Cr2 O 3  2Al 
2Cr  Al 2 O 3
0
t
3MnO 2  4Al 
3Mn  2Al 2 O 3
0
Mn, Cr, Ti, W
и др.
t
TiCl 4  2Mg 
Ti  2MgCl 2
0
t
MoO 3  3H 2 
Mo  3H 2 O
t0
WO 3  3H 2  W  3H 2 O
Металлы высокой чистоты
0
t
(CuOH)2 CO 3  2H 2 SO 4 
2CuSO 4  3H 2 O  CO 2 
CuSO 4  Fe  FeSO 4  Cu 
NaCl  Na   Cl
Катод () Na    Cl () Анод
Na   e  Na 0
2Cl   e  Cl02
(восстановление) (окисление )
Металлы
Cu, Au, Ag, Zn,
Cd, Mo, V
Металлы
K, Na, Ca, Al
и др.
7. СПЛАВЫ
Металлические сплавы – это вещества, обладающие
металлическими свойствами и состоящие из двух или более
элементов, из которых хотя бы один является металлом. Их
получают охлаждением расплавленных смесей, совместным
осаждением из газовой фазы, электроосаждением из растворов и
расплавов, диффузионным насыщением. Свойства сплавов значительно отличаются от свойств металлов (см. табл. 9). Например, прочность на разрыв сплава меди и цинка (латуни) в три
раза выше, чем у меди и в шесть раз по сравнению с цинком.
Железо хорошо растворимо, а его сплав с хромом и никелем
(нержавеюща сталь) – устойчив в разбавленной серной кислоте.
Различают однофазные сплавы (твердые растворы), механические смеси и химические соединения (интерметаллиды).
Твердые растворы – это фазы переменного состава, в которых различные атомы образуют общую кристаллическую решетку. Примерами твердых растворов служат сплавы серебро –
золото, никель – кобальт, медь – никель, молибден – вольфрам.
Многие металлы, взаимно растворимые в расплавленном
состоянии, при охлаждении образуют смесь кристаллов с различной кристаллической решеткой ─ эвтектический сплав, температура плавления которого ниже температуры плавления отдельных компонентов. Эвтектические сплавы характеризуются
малыми размерами и однородностью кристаллов и имеют высокие твердость и механическую прочность. Поэтому сплавы
свинца с оловом и сурьмой применяются в качестве типографских шрифтов и решеток аккумуляторов. Вследствие легкоплавкости сплавы свинца с оловом также применяются для припоев
и подшипников.
Химические соединения (интерметаллиды) обычно возникают между металлами, отличающимися по электроотрицательности и химическим свойствам, например, между магнием и медью (MgCu2), магнием и никелем (MgNi2), магнием и сурьмой
(Mg3Sb2), между алюминием и никелем (NiXAly), лантаном
и алюминием (LaAl4), лантаном и никелем (LaNi5), кальцием
и цинком (CaZn10) и многими другими.
41
Таблица 9
Характеристики сплавов
Название
сплава
1
Состав
2
Способы получения
Характерные свойства
Области применения
3
4
5
Обладают большей твердостью по сравнению с чистым
железом и имеют в своем
составе до 10 различных
элементов
Основной материал, применяемый в машиностроении, строительстве и во
многих отраслях техники
и науки
Очень тверд и хрупок по
сравнению с чистым железом
Массивные детали различных машин и сырье для
получения стали
Части машин и художественные отливки
Переработка чугуна мартеновским и электротермическим
способами, основанными на
выжигании (окислении) углерода. Мартеновским способом
получают 15 % стали, электротермическим – стали, содержащие W, Mo и др.
Выплавка в доменных печах
(93 % Fe + 4,5 % C + 0,5 – 2 %
Si, 1 – 3 % Mn, 0,02 – 2 % P и
до 0,08 % S)
Стали
Fe + C (до 1,7 %)
+ легирующие
добавки (Cr, Ni,
Mo, W, Al, Mn) +
металлургические
примеси (Si, S, P)
Чугун
Fe + C (> 2 %) +
+ Si, Mn, P, S
Бронза оловянистая,
свинцовая,
кремниевая
Cu + Sn
Cu + Al
Cu + Pb
Cu + Si
Сплавлением в специальных
печах
Обладает высокой стойкостью к атмосферной коррозии
Латунь
Cu + Zn
Сплавлением в специальных
печах
Обладает высокой пластичностью и стойкостью к атмосферной коррозии
Дуралюмин
Al (95 %) + Mg +
+ Cu + Mn
То же
По прочности равен стали,
но в 3 раза легче ее
Приборы, детали машин,
предметы домашнего обихода, находит применение
в моторостроении
Детали в самолетостроении
Окончание табл. 9
1
2
3
Нихром
Ni + Cr + Fe + Mn
–«–
Силумин
86…88 % Al +
+ 12…14 % Si
–«–
Манганин
Cu + Mn (11 –
14%) + Ni (2- 4%)
–«–
Монельметалл
Ni + Cu (23…27%)+
+ Fe (2…3 %) +
+ Mn (1…2 %)
–«–
4
Обладает высокой жаростойкостью и большим электросопротивлением
Обладает хорошими литейными свойствами
Обладает низким коэффициентом электрического сопротивления при
15 – 35 0С
Отличается высокой устойчивостью в атмосферных
условиях, в кислотах, не обладающих окислительными
свойствами, крепких растворах щелочей, высокопрочен
и пластичен
5
Электрические
нагревательные приборы
Детали машин
Эталонные сопротивления
в приборах высокого класса точности
Конструкционный материал в судостроении, химической промышленности,
медицине
43
8. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
Задача 1. По распределению валентных электронов
3d 4s 2 определить элемент. Составить электронную конфигурацию его атома и указать заряд ядра.
Решение: Наибольшее значение главного квантового числа,
исходя из фрагмента электронной формулы атома, равно 4. Значит элемент находится в четвертом периоде. Это d-элемент, т. к.
в d-подуровне предпоследнего энергетического уровня содержится пять электронов. Число валентных электронов равно семи
(сумма s-электронов внешнего и d-неспаренных электронов
предпоследнего уровней). Следовательно, это марганец, элемент
седьмой группы с зарядом ядра +25. Электронная формула марганца в соответствии с принципом наименьшей энергии и правилом Клечковского имеет вид: 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 5 4s 2 .
5
Задача 2. Какие нижеприведенные ионы являются изоэлектронными: Cr 3 , Co 2 , Co 3 , Mn 2 , Mn 4 , Cu  , Cu 2 .
Решение: В ионе Cr 3 общее число электронов равно 21, на
3 электрона меньше, чем в нейтральном атоме Cr(24e) , которое
определяется порядковым номером элемента. Аналогично, в
ионах Co 2 , Co 3 , Mn 2 , Mn 4 , Cu  , Cu 2 общее число электронов соответственно равно: 25, 24, 23, 21, 28, 27. Следовательно,
изоэлектронными являются ионы Cr 3 и Mn 4 , имеющие одинаковое число электронов.
Задача 3. Указать соединения, которые может образовывать цинк?
Ответы:
2) ZnO
1) Zn(OH) 2
4) ZnCl
3) ZnSO 4
5) ни одного из указанных
Решение: Цинк – d-элемент II В группы периодической системы элементов. На внешнем энергетическом уровне у атома
цинка два электрона, на предыдущем – восемнадцать. Таким
образом, цинк является типичным металлом, в соединениях
44
проявляет постоянную степень окисления +2. Оксиду цинка
ZnO отвечает гидроксид цинка Zn(OH) 2 . Оксид и гидроксид
цинка – амфотерные соединения. Сульфат цинка – ZnSO 4 .
Формула хлорида цинка ZnCl составлена неверно, так как степень окисления +1 для цинка нехарактерна.
Задача 4. С какими из указанных веществ будет реагировать CuSO 4 ?
Ответы:
2) KI
1) NaOH
4) NaCl
3) NH 4 OH
5) ни одного из указанных
Решение:
1. Сульфат меди ( CuSO 4 ), растворимая в воде соль меди,
вступает в реакции со щелочами, с образованием малорастворимого гидроксида:
CuSO 4  2NaOH  Cu(OH) 2  Na 2 SO 4
2. Соли Cu 2 выступают в роли окислителей, поэтому реакция с иодидом калия будет проходить как окислительновосстановительная:
2СuSO 4  4KI  2CuI  2K 2 SO 4  I 2
процесс восстановления
Cu 2  1e  Cu 1

процесс окисления
2J  2e  I 2
3. CuSO 4 , взаимодействует с раствором аммиака с образованием основного сульфата меди:
CuSO 4  2NH 4 OH  Cu 2 (OH)2 SO 4  (NH4 ) 2 SO 4
основной сульфат меди в избытке аммиака растворяется с одновременным образованием комплексной соли и комплексного
основания меди интенсивного – синего цвета. Координационное
число Cu 2 равно 4:
45
(CuOH)2 SO 4  8NH 4 OH 
 Cu(NH 3 ) 4 SO 4  Cu(NH 3 ) 4 (OH)2  8H 2 O
4. Реакция между растворами сульфата меди и хлорида
натрия обратима, так как продукты взаимодействия хорошо растворимы в воде не уходят из сферы реакции.
Задача 5. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Zn(OH) 2 ?
Ответы:
1) Zn  H 2 O 
2) Zn  NaOH  H 2 O 
3) ZnO  H 2 O 
4) ZnSO 4  NaOH 
5) ни одного из указанных
Решение:
1. Вода почти не действует на цинк, хотя он стоит в ряду
напряжений значительно раньше водорода:
Zn  2H 2 O  Zn(OH)2  H 2
Это объясняется тем, что образующийся на поверхности
цинка гидроксид практически нерастворим и препятствует
дальнейшему течению реакции.
2. Если же к воде добавить щелочи, то она растворяет гидроксид цинка с образованием гидроксоцинкатов, освобождает
металлический цинк от защитной пленки, и реакция взаимодействия цинка с водой продолжается:
Zn  2NaOH  2H 2 O  Na 2 Zn(OH)4   H 2 
3. Оксид цинка малорастворим в воде, поэтому гидроксид
цинка получается при взаимодействии солей с растворами щелочей:
ZnSO 4  2NaOH  Na 2 SO 4  Zn(OH) 2
Таким образом, правильный ответ № 4.
46
Задача 6. Вычислить заряды следующих комплексных
ионов, образованных хромом (III):
1) Cr(H 2 O) 5 Cl 
2) Cr(H 2 O) 4 Cl 2 
4) Cr(NH 3 ) 3 H 2 OCl 2 
3) Cr(H 2 O) 2 (C 2 O 4 ) 2 
5) ни одного из указанных
Решение: При вычислении заряда комплексного иона следует исходить из того, что этот заряд равен алгебраической
сумме зарядов комплексообразователя и лигандов; при этом заряд комплексообразователя принимается равным его степени
окисления.
Заряд иона хрома (III) принимается равным +3, заряды молекул воды и аммиака равны нулю, заряды хлорид- и оксалатионов соответственно равны –1 и –2. Алгебраические суммы
зарядов для каждого из указанных соединений равны:
1)  3  (1)  2
3)  3  2  (2)  1
2)  3  2  (1)  1
4)  3  2  (1)  1
Задача 7. Определить координационное число и степень
окисления комплексообразователя в соединениях:
1) K 4 Fe(CN) 6 
3) K 2 MoF8 
2) Na Ag(NO 2 ) 2 
4) Cr(H 2 O) 2 (NH 3 ) 3 Cl 
Решение: Координационное число комплексообразователя
равно числу лигандов, координированных вокруг него. Степень
окисления комплексообразователя определяется так же, как степень окисления атома в любом соединении, исходя из того, что
сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.
Заряды нейтральных молекул (воды и аммиака) равны нулю.
Заряды кислотных остатков определяются из формул соответствующих кислот. Отсюда:
Координационное число
Степень окисления
1)
2)
3)
4)
6
+2
2
+1
8
+6
6
+3
47
9. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
Билет № 1
1. Ион какого элемента имеет на предпоследнем энергетическом уровне 3s 2 3 p 6 3d 2 -электроны?
Ответы:
1) Ti 2
2) Sc 3
3) Mn 2
4) V 3
5) ни один из указанных
2. Укажите соединения, которые не может образовать
хром.
Ответы:
1) Cr(OH) 6
2) K 2 Cr 2 O 7
3) Cr(SO 4 ) 3
4) H 2 Cr 2 O 4
5) ни одно из указанных
3. С каким из указанных веществ будет реагировать V2 O 5 ?
Ответы:
1) K 2 O
2) HNO3(конц)
4) NaOH
3) SO 3
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Mn(OH ) 2 ?
Ответы:
1) Mn  H 2 O 
2) MnO  H 2 O 
4) MnO  NaOH 
3) MnCl 2  NaOH 
5) ни по одной из указанных
5. В каком соединении валентность комплексообразователя является наименьшей?
Ответы:
1) Na 3 Cr(OH) 6 
2) K 4 Fe(CN) 6 
3) KAg(CN) 2 
5) Na TiF6 
48
4) KVF 6 
Билет № 2
1. По распределению валентных электронов 6d 2 7s 2 определите элемент. Составьте электронную конфигурацию его атома и укажите заряд ядра.
Ответы:
1) 9
2) 73
3) 82
4) 104
5) ни одного из указанных
2. Укажите соединения, которые может образовывать молибден?
Ответы:
1) K 2 MoO 3
2) Mo(SO 4 ) 3
3) Mo(OH) 6
4) H 2 MoO 4
5) ни одно из указанных
3. С какими из указанных веществ будет реагировать
Fe(OH ) 2 ?
Ответы:
2) NaOH
1) O 2
3) H 2 SO 4
4) H 2 O
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования HVO 3 ?
Ответы:
1) V2 O 5  H 2 O 
2) V  HVO 3 
3) NaVO 3  NH 4 Cl 
4) V2 O 5  NaOH 
5) ни по одной из указанных
5. В каком соединении валентность комплексообразователя
является наибольшей?
Ответы:
1) Cr(H 2 O) 5 Cl Cl 2
2) Na 2 TaF6 
3) K 3 Fe (CN) 6 
5) K 4 Fe (CN) 6 
4) H 2 PtF6 
49
Билет № 3
1. Какие из нижеприведенных ионов являются изоэлектронными: Fe 2 , Fe 3 , Co 2 , Co 3 , Cr 3 , Ni 2 ?
Ответы:
1) Fe 2  , Ni 2 
2) Co 3 , Cr 3
3
2
3) Fe , Co
4) Fe 2 , Co 3
5) ни один из указанных
2. Укажите соединения, которые может образовывать
вольфрам?
Ответы:
1) WCl 2
2) WO 2
3) CaWO 4
4) WS 3
5) ни одно из указанных
3. С каким из указанных веществ будет реагировать TiO 2 ?
Ответы:
1) H 2 O
2) BaCO 3
4) HCl разб
  
3) KOH сплавление
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Fe (OH) 3 ?
Ответы:
1) FeCl 3  NaOH 
2) Fe 2 O 3  H 2 O 
3) FeCl 3  H 2 O 
4) Fe  H 2 O 
5) ни по одной из указанных
5. Определить координационное число и степень окисления комплексообразователя в комплексном соединении
Co(NH 3 )Cl Cl 2 ?
Ответы:
Степень окисления
Координационное число
1) 3+
1) 5
2) 0
2) 2
3) 5+
3) 3
4) 2+
4) 6
5) ни одна из указанных 5) ни одно из указанных
50
Билет № 4
1. Какова структура уровня n = 4 атома молибдена?
Ответы:
1) 4s 2 4 p 4 4d 7
2) 4s 2 4 p 6 4d 4
3) 4s 2 4 p 6 4d 5
4) 4s 2 4 p 6 4d 6
5) 4s 2 4 p 6 4d 3
2. Укажите соединение, которое может образовывать марганец?
Ответы:
1) H 2 Mn 2 O 4
2) MnSO 4
3) K 2 MnO 4
4) Mn(OH ) 6
5) ни одно из указанных
3. С какими из указанных веществ будет реагировать
Ta 2 O 5 ?
Ответы:
1) HCl
2) NaOH
3) HF
4) H 2 O
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Cr(OH ) 3 ?
Ответы:
1) Cr  H 2 O 
2) Cr 2 O 3  H 2 O 
3) CrCl 3  NaOH 
4) CrCl 3  Na 2 S  H 2 O 
5) ни одного из указанных
5. Какая из указанных комплексных частиц является неэлектролитом?
Ответы:
1) Co(NH) 5 Cl 
2) Cr(OH ) 6 
3) Co(NH 3 ) 3 (NO 2 ) 3 
4) Ni(NH 3 ) 5 Cl 
5) ни одна из указанных
51
Билет № 5
1. Ион какого элемента имеет на предпоследнем энергетическом уровне 4s 2 4 p 6 4d 4 -электроны?
Ответы:
1) Nb
2) Ru
3) Zr
4) Mo
5) Tc
2. Укажите соединения, которые не может образовать железо.
Ответы:
1) FeCl 3
2) H 2 FeO 4
3) Fe(OH) 6
4) Fe 2 O 3
5) ни одно из указанных
3. С каким из указанных веществ будет реагировать MO 3 ?
Ответы:
1) NaOH
2) H 2 O
4) HF
3) HNO 3
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Ti(OH) 4 ?
Ответы:
1) Ti  H 2 O 
2) TiCl 4  NaOH 
3) TiCl 4  H 2 O 
4) TiO 2  NaOH 
5) ни по одной из указанных
5. В каком соединении координационное число комплексообразователя является наименьшим?
Ответы:
1) Co(NH 3 ) 5 NO 2 Cl 2
2) Cr(NH 3 ) 4 Cl 2 Cl
3) Pt(NH 3 ) 4 Cl 2
5) K 3 Fe(CN) 6 
52
4) Cr(NH 3 ) 3 H 2 OCl 2 
Билет № 6
1. По распределению валентных электронов 6d 3 7s 2 определите элемент.
Составьте электронную конфигурацию его атома и укажите
заряд ядра.
Ответы:
1) 23
2) 44
3) 73
4) 105
5) ни один из указанных
2. Укажите соединения, которые может образовывать титан.
Ответы:
1) TiO
2) BaTiO 3
3) Ti(OH) 2
4) TiCl 4
5) ни одного из указанных
3. С каким из указанных веществ будет реагировать CoO ?
Ответы:
1) H 2 SO 4
2) H 2 O
3) KOH
4) O 2
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования HReO 4 ?
Ответы:
1) Re  HNO 3 
2) Re  H 2 O 
3) Re 2 O 7  H 2 O 
4) ReO 3  NaOH 
5) ни по одной из указанных
5. Какой из указанных комплексных ионов, образованных
хромом (III), имеет наибольший заряд?
Ответы:
1) CrCl(H 2 O) 5 
2) Cr(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 
3) CrCl 2 (H 2 O) 4 
5) Cr(C 2 O 4 ) 2 (OH) 2 
4) Cr(NH 3 ) 6 
53
Билет № 7
1. Какие из нижеприведенных ионов являются изоэлектронными: Cu  , Cu 2 , Zn 2 , Co 2 , Co 3 , Mn 2 , Mn 4 ?
Ответы:
2

, Cu
1) Cu
2
2
3) Zn , Mn
5) ни одни из указанных
2) Cu  , Zn 2
4) Co 2  , Mn 4 
2. Укажите соединения, которые может образовывать ванадий?
Ответы:
1) HVO 3
2) V2 O 3
3) NaVO 3
4) VSO 4
5) ни одно из указанных
3. С какими из указанных веществ будет реагировать ZnO ?
Ответы:
1) NaOH
2) H 2 O
3) H 2
4) HVO 3
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Cu(OH) 2 ?
Ответы:
1) CuCl 2  H 2 O 
2) CuO  H 2 O 
3) CuSO 4  NaOH 
4) Cu  H 2 O 
5) ни по одной из указанных
5. В каком соединении степень окисления комплексообразователя является наименьшей?
Ответы:
1) Cr(H 2 O) 6 Cl 3
2) Na 2 PtBr 4 
3) Cr(H 2 O) 2 (C 2 O 4 ) 2 
5) KCo(NH 3 ) 2 (NO 2 ) 4 
54
4) K 3 Fe(CN) 6 
Билет № 8
1. Какова структура уровня n = 4 атома рутения?
Ответы:
1) 4s 2 4 p 6 4d 6
2) 4s 2 4 p 6 4d 7
3) 4s 2 4 p 6 4d 10
4) 4s 2 4 p 6 4d 8
5) 4s 2 4 p 4 4d 6
2. Укажите соединения, которые может образовывать
кобальт.
Ответы:
2) CoO
1) Co 2 (SO 4 ) 3
4) CoS
3) Co(OH) 3
5) ни одно из указанных
3. С какими из указанных веществ будет реагировать CuO ?
Ответы:
1) HCl
2) KOH
3) NaCl
4) H 2 O
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Zn(OH) 2 ?
Ответы:
2) Zn  NaOH 
1) ZnSO 4  H 2 O 
3) ZnCl 2  NaOH 
4) Zn  H 2 O 
5) ни по одной из указанных
5. Определите координационное число и степень окисления комплексообразователя в комплексном соединении
Cr(NH 3 ) 3 (H 2 O) 3 Cl 3 .
Ответы:
Степень окисления
1) 0
2) 3+
3) 6+
4) 2+
5) ни одна из указанных
Координационное число
1) 3
2) 6
3) 4
4) 7
5) ни одно из указанных
55
Билет № 9
1. Ион какого соединения имеет на предпоследнем энергетическом уровне 5s 2 5 p 6 5d 4 -электроны?
Ответы:
2) Hf
1) Re
3) Ir
4) W
5) ни один из указанных
2. Укажите соединения, которые может образовывать скандий?
Ответы:
1) Sc(OH ) 2
2) Sc 2 O 3
3) Sc 2 (CO 3 ) 3
4) Sc(OH ) 3
5) ни одно из указанных
3. С какими из указанных веществ будет реагировать Fe 2 O 3 ?
Ответы:
2) NaOH
1) H 2 O
3) H 2 SO 4
4) Na 2 CO 3
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Ni(OH ) 2 ?
Ответы:
1) NiO  H 2 O 
2) NiSO 4  NaOH 
4) Ni  NaOH 
3) Ni  H 2 O 
5) ни по одной из указанных
5. В каком соединении степень окисления комплексообразователя является наибольшей?
Ответы:
1) Ni(NH 3 ) 6 SO 4
2) Co(NH 3 ) 5 Cl Cl
3) K 2 PtCl(OH)
5

5) Cr(NH 3 ) 4 CO 3 Cl
56
4) Pt(NH 3 ) 3 Cl 3  Br
Билет № 10
1. По распределению валентных электронов 5d 5 6s 2 определите элемент. Составьте электронную конфигурацию его атома и укажите заряд ядра.
Ответы:
1) 7
2) 25
3) 43
4) 75
5) ни одно из указанных
2. Укажите соединения, которые может образовывать никель.
Ответы:
1) NiAsS
2) Ni(CO ) 4
3) Ni(OH) 2
4) Ni 2 (SO 4 ) 3
5) ни одно из указанных
3. С какими из указанных веществ будет реагировать MnO 2 ?
Ответы:
1) HCl
2) H 2 SO 4
4) NaOH
3) H 2 O
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Zr(OH ) 4 ?
Ответы:
1) ZrCl 4  NaOH 
2) ZrO 2  NaOH 
3) Na 4 ZrO 4  H 2 O 
4) ZrO 2  H 2 O
5) ни по одной из указанных
5. Какие из указанных комплексных частиц являются катионами?
Ответы:
1) Cr(H 2 O) 4 Cl 2 
2) PtCl(OH) 5 
3) Pt(NH 3 ) 3 Cl 3 
5) Mn(SCN) 6 
4) Co(NH 3 ) 2 (NO 2 ) 4 
57
Билет № 11
1. Какие из нижеприведенных ионов являются изоэлектронными: Cr 3 , Ni 2 , Fe 2 , Fe 3 , Co 2 , Co 3 , Mn 2 , Mn 4 ?
Ответы:
1) Cr 3 , Co 3
2) Mn 2 , Fe 3
3) Ni 2 , Fe 3
4) Mn 4 , Cr 3
5) ни один из указанных
2. Укажите соединения, которые может образовывать рений?
Ответы:
1) ReO
2) ReCl 2
4) Re(OH) 3
3) HReO 4
5) ни одно из указанных
3. С какими из указанных веществ будет реагировать VO ?
Ответы:
2) NaOH
1) SO 3
3) HCl
4) H 2 O
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Co(OH) 3 ?
Ответы:
1) Co 2 O 3  H 2 O 
2) Co(OH) 2  H 2 O 2 
3) Co  H 2 O 
4) CoCl 2  NaOH 
5) ни по одной из указанных
5. Какие из указанных комплексных частиц являются анионами?
Ответы:
1) Pt(NH 3 ) 5 Cl 
2) Ni(NH 3 ) 5 Cl 
3) Cd(CN) 4 
5) Pd(SCN) 4 
58
4) Cr(H 2 O) 4 Cl 2 
Билет № 12
1. Какова структура уровня n = 3 атома хрома?
Ответы:
1) 3s 2 3 p 6 3d 5
2) 3s 2 3 p 6 3d 2
3) 3s 2 3 p 6 3d 10
5) ни одна из указанных
4) 3s 2 3 p 6 3d 6
2. Укажите соединения, которые может образовывать ниобий.
Ответы:
1) NbF5
2) Nb 2 O 5
3) Nb 2 (SO 4 ) 3
4) Nb(OH) 3
5) ни один из указанных
3. С какими из указанных веществ будет реагировать PdO ?
Ответы:
2) NaOH
1) HNO 3
4) HCl
3) H 2 O
5) ни с одним из указанных
4. По какой из указанных схем может пойти реакция образования Mn(OH ) 2 ?
Ответы:
1) MnO  H 2 O 
2) MnCl 2  NaOH 
4) MnO  NaOH 
3) Mn  H 2 O 
5) ни по одной из указанных
5. В каком соединении координационное число комплексообразователя является наибольшим?
Ответы:
1) Pt(NH 3 ) 4 Cl 2
2) Co(NH 3 ) 6 Cl 3
3) K 2 TaF7 
5) Cr(NH 3 ) 4 PO 4 
4) Pt(NH 3 ) 4 SO 4  Br 2
59
Задание № 1. Изучение взаимодействия меди
с разбавленными и концентрированными кислотами
В три пробирки поместить по кусочку меди и прибавить по
5-6 капель 2 н. растворов кислот: в первую – хлороводородной,
во вторую – серной, в третью – азотной. Окрасился ли раствор
в пробирках в сине-голубой цвет, характерный для иона Cu2+?
Проделать аналогичный опыт с концентрированными кислотами – хлороводородной (плотность 1,19 г/см3), серной (плотность 1,84 г/см3), азотной (плотность 1,4 г/см3) без нагревания и
при нагревании (осторожно!). С какими кислотами взаимодействует медь?
При написании уравнения реакции взаимодействия меди
с разбавленной азотной кислотой, считать, что азотная кислота
восстанавливается до NO. Почему медь не взаимодействует
с хлороводородной кислотой и с разбавленной серной кислотой?
Написать уравнения реакции взаимодействия меди с концентрированными кислотами, считая, что концентрированная
азотная кислота восстанавливается медью до диоксида азота,
а серная – до диоксида серы.
Задание № 2. Получение аммиачного комплекса меди (II)
В пробирку с раствором сульфата меди (II) 2-3 капли прибавить по каплям 2 н раствор аммиака до полного растворения
осадка основной соли (CuOH)2SO4, выпавшего при добавлении
первых капель раствора аммиака.
Отметить окраску исходного раствора сульфата меди и раствора, получившегося после растворения осадка.
Написать уравнения реакций:
а) взаимодействия сульфата меди (II) с раствором аммиака
с образованием основного сульфата меди (II);
б) растворения основного сульфата меди (II) в избытке аммиака с одновременным образованием комплексной соли и комплексного основания меди (II), учитывая, что координационное
число Cu2+ равно 4;
в) диссоциации полученных комплексных соединений меди.
60
Какое основание сильнее: гидроксид меди (II) или гидроксид тетраамминмеди (II)?
Какие ионы обусловливают окраску раствора, содержащего
аминокомплексы меди?
Задание № 3. Изучение реакций обнаружения ионов Fe2+ и Fe3+
А. Действие на соли железа (II) гексацианоферрата (III) калия.
Приготовить в пробирке раствор соли Мора и добавить
1 каплю раствора гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]). Отметить цвет образовавшегося осадка
(турнбулева синь), указать химическое название и формулу полученного вещества. Данная реакция является характерной на
ион Fe2+.
Написать молекулярное и ионное уравнение реакции.
Б. Действие на соли железа (III) роданида аммония (или калия).
Поместить в пробирку 5-6 капель раствора хлорид железа
(III) и добавить 1 каплю 0,01 н раствора роданида аммония (или
калия). Такой же опыт проделать с раствором соли Мора. Перенести 1 каплю полученного в первой пробирке раствора в другую пробирку и добавить 8–10 капель воды.
Написать уравнение реакции с получением Fe(SCN)3, сообщающего раствору ярко-красную окраску. Отметить, что
окраска характерна только для соли железа (III). Чем объясняется ослабление окраски при разбавлении?
Задание № 4. Изучение взаимодействия железа с кислотами
В три пробирки внести по 5 капель 2 н растворов кислот:
в первую – хлороводородной, во вторую – серную, в третью –
азотной. В четвертую пробирку поместить 3 капли концентрированной серной кислоты (плотность 1,84 г/см3). В каждую пробирку поместить немного железных опилок или кусочек железной стружки, после чего пробирку с концентрированной серной
кислотой осторожно нагреть. Наблюдать происходящие процессы. Затем в каждую пробирку прибавить по 1 капле 0,01 н рас61
твора роданида калия или аммония, которые с ионами Fe3+ дают
характерную красную окраску соединения Fe(SCN)3.
Убедиться в том, что в хлороводородной и разбавленной
серной кислоте образуются ионы Fe2+, а в азотной кислоте
и концентрированной серной кислоте – Fe3+. Наблюдать за появлением окраски следует внимательно, так как через некоторое
время (1–2 мин) в кислой среде Fe(SCN)3 разлагается.
Написать уравнения проведенных реакций. Какие ионы являются окислителем в каждой из этих реакций? Чем объяснить,
что при взаимодействии железа с серной кислотой различной
концентрации образуются соли железа с различной степенью
его окисления?
62
ЛИТЕРАТУРА
1. Харин, А. Н. Курс химии: учеб. пособие для нехимических специальностей вузов / А. Н. Харин и др. – М.:
Высш. шк., 1975. – 416 с.: ил.
2. Гельфман, М. И. Химия: учебник для вузов /
М. И. Гельфман, В. П. Юстратов. – СПб.: Изд-во «Лань»,
2000. – 480 с.
3. Гаршин, А. П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях: учебник
для вузов / А. П. Гаршин. – 2-е изд., испр. и доп. – СПб.:
Изд-во «Лань», 2000. – 288 с.
4. Глинка, Н. Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов /
Н. Л. Глинка; под ред. А. И. Ермакова. –30-е изд., испр. –
М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 728 с.
5. Слейбо, У. Общая химия / У. Слейбо, Т. Персонс; пер.
с англ. Е. Л. Розенберг. – М.: Изд-во «Мир», 1979. – 550 с.
6. Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии:
учеб. пособ. для вузов / Н. Л. Глинка; под ред. В. А. Рабиновича, Х. М. Рубиной. – 24-е изд., испр. – Л.: Химия,
1986. – 272 с.: ил.
63
Оглавление
Введение .......................................................................................... 3
1. Общая характеристика металлов ............................................... 4
2. Распространенность и состояние металлов в природе ......... 13
3. Физические свойства металлов ........................................... 15
4. Химические свойства металлов .......................................... 21
5. Коррозия металлов ............................................................. 31
6. Получение металлов из руд ................................................ 39
7. Сплавы ............................................................................... 41
8. Примеры решения типовых задач ....................................... 44
9. Контрольные вопросы и задания......................................... 48
Литература ............................................................................. 63
64
Т. А. Донская, М. А. Варданян,
С. Ф. Лапина, Н. П. Космачевская
МЕТАЛЛЫ
Учебное пособие
Компьютерная верстка М. В. Неватус
Подписано в печать 08.08.2007
Формат 60 × 84 1/16
Печать трафаретная
Уч.-изд. л. 4,1. Усл. печ. л. 4,1
Тираж 150 экз. Заказ
Отпечатано в издательстве БрГУ в авторской редакции
665709, Братск, ул. Макаренко, 40
65