Какие металлы не окисляются кислородом

Химические свойства металлов Общие представления о химической устойчивости металлов. Металлы и их сплавы – важнейшие конструкционные материалы. Чтобы иметь представление о химической

4 типа металлов устойчивые к коррозии или нержавеющие

Мы обычно думаем о ржавчине как о оранжево-коричневых хлопьях, которые образуются на открытой стальной поверхности, когда молекулы железа в металле реагируют с кислородом в присутствии воды с образованием оксидов железа. Металлы также могут реагировать в присутствии кислот или агрессивных промышленных химикатов. Если ничто не остановит коррозию, чешуйки ржавчины будут продолжать отламываться, подвергая металл дальнейшей коррозии, пока он не распадется.

Не все металлы содержат железо, но они могут коррозировать или потускнеть в других окислительных реакциях. Чтобы предотвратить окисление и разрушение металлических изделий, таких как поручни, резервуары, приборы, кровля или сайдинг, вы можете выбирать металлы, которые «устойчивы к ржавчине» или, точнее, «устойчивы к коррозии». В эту категорию попадают четыре основных типа металлов:

• Нержавеющая сталь
• Алюминиевый металл
• Медь, бронза или латунь
• Оцинкованная сталь

Нержавеющая сталь

Типы нержавеющей стали такие, как 304 или 316, представляют собой смесь элементов и большинство из них содержат некоторое количество железа, которое легко окисляется с образованием ржавчины. Но многие сплавы нержавеющей стали также содержат высокий процент хрома (не менее 18%), который даже более активен, чем железо. Хром быстро окисляется, образуя защитный слой оксида хрома на поверхности металла. Этот оксидный слой противостоит коррозии и в то же время предотвращает попадание кислорода на нижележащую сталь. Другие элементы сплава, такие как никель и молибден, повышают его устойчивость к ржавчине.

Коррозия металла. Химия – Просто

Рекомендуем эффективный удалитель ржавчины с металлических поверхностей — «РжавоМед-У»

Алюминиевый металл

Многие самолеты сделаны из алюминия, как и детали автомобилей и мотоциклов. Это связано с его небольшим весом, а также с устойчивостью к коррозии. Алюминиевые сплавы почти не содержат железа, а без железа металл не может ржаветь, но окисляется. Когда сплав подвергается воздействию воды, на поверхности быстро образуется пленка оксида алюминия. Слой твердого оксида довольно устойчив к дальнейшей коррозии и защищает лежащий под ним металл.

Медь, бронза и латунь

Эти три металла содержат мало железа или вовсе его не содержат, поэтому не ржавеют, но могут вступать в реакцию с кислородом. Медь со временем окисляется, образуя зеленую патину, которая фактически защищает металл от дальнейшей коррозии. Бронза представляет собой смесь меди и олова, а также небольшого количества других элементов, и, естественно, гораздо более устойчива к коррозии, чем медь. Латунь – это сплав меди, цинка и других элементов, которая также устойчива к коррозии.

Оцинкованная сталь

Оцинкованная сталь долго ржавеет, но со временем она ржавеет. Это углеродистая сталь, оцинкованная или покрытая тонким слоем цинка. Цинк действует как барьер, не позволяющий кислороду и воде достигать стали, поэтому она защищена от коррозии. Даже если цинковое покрытие поцарапано, оно продолжает защищать близлежащие участки лежащей под ним стали за счет катодной защиты, а также путем формирования защитного покрытия из оксида цинка. Как и алюминий, цинк очень реактивен по отношению к кислороду в присутствии влаги, а покрытие предотвращает дальнейшее окисление железа в стали.

Кислород — самый активный неметалл после фтора, он окисляет большинство простых веществ, образуются, как правило, оксиды (исключения ниже), в которых кислород имеет степень окисления -2. Взаимодействие сложных веществ с кислородом см. здесь. Взаимодействие веществ с озоном O 3 см. здесь. Взаимодействие металлов с кислородом. ⇊. Металлы реагируют с кислородом с образованием основных или амфотерных оксидов (исключение: барий и щелочные металлы кроме лития, см. ниже). Особенности реакции взаимодействия кислорода с металлом зависят от активности металла, сродства металла к кислороду, ниже приведены эти особенности. Щелочные металлы. Li.

Химические свойства металлов

Общие представления о химической устойчивости металлов. Металлы и их сплавы – важнейшие конструкционные материалы. Чтобы иметь представление о химической устойчивости этих материалов, необходимо знать свойства металлов, их поведение в различных средах. Химические свойства металлов объясняются следующими особенностями.

Все металлы – восстановители, что обусловлено строением их атомов. Внешние электроны в атомах металлов находятся на значительном удалении от ядра и связаны с ним сравнительно слабо – атомы металлов характеризуются низкими энергиями ионизации и близким к нулю или отрицательным сродством к электрону. Именно поэтому металлы легко отдают валентные электроны, выступая в качестве восстановителей и превращаясь в положительные ионы и, как правило, не способны присоединять электроны – проявлять окислительные свойства.

Все металлы по восстановительным свойствам разделены на три группы:

1) активные металлы (в «Ряду напряжений» находятся от Li до Al включительно);

2) металлы средней активности (в ряду напряжений находятся от Al до H2);

3) малоактивные металлы (в ряду напряжений стоят после водорода).

Будучи восстановителями, металлы могут взаимодействовать с окислителями. Важнейшим окислителем, входящим в состав воздуха, является кислород. С кислородом взаимодействуют почти все металлы, кроме Ag, Au, Hg и платиновых металлов, причём щелочные и щелочноземельные взаимодействуют очень активно, так что уже при обычной температуре рубидий и цезий самовозгораются:

Хотя процессы взаимодействия других металлов с кислородом протекают менее активно, их окисление всегда термодинамически выгодно, т.к. сопровождается уменьшением свободной энергии Гиббса. Образующиеся при этом оксиды во многих случаях придают химическую устойчивость изделиям из металла.

Термодинамическая возможность реакции металла с тем или иным окислителем определяется условием или ЭДС реакции (Е = jо — jв ) положительна. Сравнение ряда потенциалов окислителей:

F2/2F	Cl2/2Cl	Br2/2Br	O2/OH	H2O, H/H2
+2,87	+1,356	+1,087	+1,23 (рН=0)	0,0 (рН=0)
+0,82 (рН=7)	-0,41 (рН=7)

с электродными потенциалами металлов позволяет сделать следующие выводы. Все металлы окисляются фтором и могут окисляться хлором. Большинство металлов (кроме платины и золота) могут окисляться бромом и кислородом в кислой среде. В нейтральной среде кислород не может окислять золото, платиновые металлы, ртуть, серебро. Ионы водорода в кислой среде могут окислять многие металлы, кроме платиновых, ртути, золота, серебра, меди, рения, сурьмы и висмута. Реальная возможность окисления того или иного металла определяется не только термодинамикой, но и кинетикой процесса. Взаимодействие многих металлов с окислителями тормозится пассивными пленками на поверхности металлов.

Взаимодействие металлов с водой. Окислителем в этом случае является катион водорода (ион гидроксония Н3О+), присутствующий в результате равновесной реакции Н2О D Н+ + ОН.

Для того чтобы выяснить, какие металлы окисляются катионами водорода, концентрация которых обусловлена диссоциацией молекул воды, необходимо определить окислительно-востановительный потенциал водородного электрода в воде. При 25 о С и рН = 7, Е =. ЭДС реакции будет положительна (Е > 0), если < — 0,41В. Значит, все металлы, имеющие стандартный электродный потенциал меньший, чем – 0,41В (в «Ряду напряжений» стоят до кадмия включительно), могут окисляться катионами водорода, т.е. восстанавливать водород из воды.

Чтобы процесс мог протекать до конца, необходимо, чтобы образующиеся гидроксиды Me(OH)n были растворимы в воде. В противном случае, вследствие образования малорастворимых оснований, покрывающих металл, реакция практически прекращается.

2Na + 2H2O ® 2 Na + + H2 + 2OH.

Процесс термодинамически возможен, т.к. < — 0,41B, но из-за образования малорастворимого Zn(OH)2, предохраняющего цинк от воздействия воды, практически не идёт.

Процесс термодинамически не возможен, т.к. > — 0,41B.

Приведённые выше расчёты указывают лишь на возможность осуществления процесса, а не на обязательное его протекание. В действительности существуют ограничения, которые препятствуют реализации такой возможности, а иногда полностью её исключают. Например, пассивацию поверхности металла малорастворимым соединением, в частности основанием, мы уже рассмотрели. На возможность реального осуществления реакции влияет реальное состояние поверхности (наличие оксидных плёнок). Так, в соответствии с электродными потенциалами металлы Be, Mg, Al, Ti и др. должны взаимодействовать с водой (восстанавливать катионы водорода из воды). Однако оксидные поверхностные слои, не растворимые в воде, исключают возможность такого взаимодействия. Нерастворимость TiO2 ни в воде, ни в разбавленных растворах кислот и щелочей обусловливает высокую химическую пассивность титана.

Взаимодействие металлов с растворами щелочей. Только амфотерные металлы Be, Al, Zn, Pb, Sn могут взаимодействовать с растворами щелочей по ионно-молекулярной схеме:

где n, m – степень окисления металла и заряд комплексного иона, соответственно.

В качестве примера рассмотрим взаимодействие бериллия с раствором гидроксида натрия. Схема процесса:

в-ль ок-ль продукт продукт

Схемы полуреакций и ионно-молекулярное уравнение:

1 Be + 4OH– 2eˉ = [Be(OH)4] 2-

Для определения металлов, восстанавливающих водород из щелочных растворов, т.е. для расчёта ЭДС реакции нельзя пользоваться потенциалами окислительно-восстановительных систем, т.к. металл, окисляясь, переходит в значительно более сложный ион – [Me(OH)n] m -. В подобных случаях надо рассматривать потенциал системы [Me(OH)n] m — /Ме.

Кроме того, концентрация [H + ] в щелочном растворе зависит от концентрации щелочи. Например, для 1М раствора NaOH [OH] = 1 моль/л; при 25 0 С [H + ] = = 10 -14 моль/л. Отсюда .

Взаимодействие металлов с растворами кислот.Минеральные кислоты HCl, H3PO4, H2SO4 разбавленная и др., за исключением HNO3 любой концентрации и H2SO4 концентрированной, являются окислителями металлов за счёт катионов водорода.

Для перечисленных кислот взаимодействие с металлами идёт по схеме:

Ме + 2Н + ® Ме n + + H2

Определим ЭДС данной ОВР в общем виде в стандартных условиях:

Чтобы металл мог восстанавливать катионы Н + до Н2 при взаимодействии с перечисленными минеральными кислотами, необходимо, чтобы его стандартный электродный потенциал был меньше нуля вольт и образующаяся соль была растворимой в воде (реакция будет идти до конца; в противном случае поверхность металла запассивируется).

, процесс термодинамически возможен.

1 Zn – 2eˉ = Zn 2+

Zn + 2H + = Zn 2+ + H2

, процесс возможен, но образующаяся в начальный момент малорастворимая соль PbSO4 покрывает металл пассивирующей солевой плёнкой и реакция практически прекращается.

Особенности взаимодействия металлов с растворами азотной кислоты. В азотной кислоте сильным окислителем является нитрат- ион NO, поэтому при её взаимодействии с металлами водород Н2 не выделяется, а протекает восстановление NO. Каким будет продукт восстановления — зависит от концентрации кислоты и активности металла.

Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем в большей степени восстанавливается азот (понижается его степень окисления). Азотная кислота как сильный окислитель окисляет металлы до высоких степеней окисления, взаимодействует со всеми металлами, стоящими в «Ряду напряжений», по серебро включительно.

В зависимости от концентрации кислоты и активности металла получаются следующие продукты:

Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства. В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы ( кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.). Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Взаимодействие металлов с кислородом. Быстро окисляются при обычной температуре. Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании. Не окисляются.

Химические свойства металлов

Характерным химическим свойством металлов является их восстановительная активность, т.е. способность переходить в состояние положительно заряженного иона, теряя при этом электроны:

Количественно восстановительная активность металлов определяется: величиной Еи атома металла (для реакций, протекающих в газовой фазе); величиной стандартного электродного потенциала металла j°iCn/мс (для реакций, протекающих в растворах). При этом следует иметь в виду тот факт, что величина j? Ме п+/ Me изменяется в зависимости от условий процесса, т.к. образовавшиеся ионыМе п+ могут участвовать в процессе комплексообразования.

Восстановительная активность металлов проявляется при взаимодействии их с окислителями.

Отношение металлов к окислителям — простым веществам

Металлы чаще всего реагируют со следующими окислителями — простыми веществами: кислородом, галогенами, серой, азотом, водородом.

Отношение металлов к кислороду.

Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, но при различных условиях:

По отношению к кислороду все металлы принято подразделять на 4 группы:

Металлы, активно окисляющиеся кислородом воздуха при обычных условиях. К ним относят: элементы 1А, ПА (кроме бериллий, магний), ШБ (кроме скандия) групп. При взаимодействии указанных металлов с кислородом могут образовываться различные продукты:

Z N ci + U — N cV2 О 2

пероксид натрия — Ѕ

Металлы, окисляющиеся только с поверхности (с образованием плотной оксидной пленки, предохраняющей металл от дальнейшего окисления). К этой группе металлов относят берилий, магний, скандий, алюминий, цинк, хром, свинец. Например, при окислении алюминия образуется оксидная пленка толщиной менее 30 нм, которая защищает металл от дальнейшего окисления.

Металлы, не окисляющиеся при обычных условиях кислородом воздуха (кобальт, никель медь, теллур, рений, висмут и др.) окисляются при нагревании. Поверхностный слой (преимущественно оксидного характера) при этом металл не защищает.

Металлы, для которых устойчивы высшие степени окисления, в частности, элементы У1Б-группы, окисляются с образованием высших оксидов.

Металлы не окисляющиеся кислородом в отсутствие других реагентов: золото, серебро, палладий, иридий, платина. Для оксидов этих металлов величина D) G° (298 К) > 0, следовательно, образующиеся оксиды этих металлов должны распадаться в момент образования.

В некоторых случаях металлы, не взаимодействующие с кислородом, окисляются им в присутствии других соединений. Например, молекулы аммиака, способствующие комплексообразованию, облегчают процесс окисления меди кислородом.

Медные изделия на воздухе покрываются зеленоватым налетом — патиной, состоящей преимущественно из основного карбоната меди.

Серебряные предметы на воздухе темнеют из-за образования на поверхности металла сульфида серебра.

Медь, серебро и золото растворяются в цианидах (в присутствии кислорода).

Аллотропная модификация кислорода — озон (02) также является достаточно сильным окислителем, взаимодействующим даже с малоактивными металлами.

Отношение металлов к галогенам.

Практически все металлы при нагревании окисляются галогенами (F2, СЬ, Вг2,12) с образованием соответствующих галидов (при обычных условиях с галогенами взаимодействуют только элементы 1А-группы).

Большинство металлов взаимодействуют с галогенами при нагревании.

Отношение металлов к сере.

Ртуть с серой взаимодействует при стандартных условиях.

Все остальные металлы (за исключением золота, платины, палладия) взаимодействуют с серой при нагревании.

Отношение металлов к азоту.

При обычных условиях с азотом взаимодействует только литий. Натрий, калий, рубидий, цезий — взаимодействуют с азотом в электрическом разряде. Алюминий, марганец, магний, а также элементы ШБ, IVB, VB, VIB — групп взаимодействуют с азотом при нагревании.

Не взаимодействуют с азотом элементы IB, ПБ, VIПБ — групп, а также — олово, свинец, висмут, технеций, рений.

Отношение металлов к водороду.

При нагревании с водородом взаимодействуют металлы 1А и ПА — групп. Окислителем в данных реакциях является водород.

С остальными металлами водород непосредственно не реагирует, но образует со многими из них твердые растворы. Это приводит к повышению хрупкости и снижению пластичности металла.

Способность некоторых металлов (алюминий, элементы УБ, VIB, УШБ — групп) поглощать (адсорбировать) своей поверхностью значительные объемы водорода широко используют в катализе. Так, один объем палладия при 80°С может поглотить до 900 объемов водорода, что позволяет использовать его (как и некоторые другие металлы, например, никель) в качестве катализатора в реакциях гидрирования (восстановления водородом).

Отношение металлов к окислителям — сложным веществам.

В качестве окислителей сложного состава, с которыми чаще всего контактируют металлы, обычно рассматривают воду, водные растворы щелочей и кислот.

По химической активности в водных средах все металлы условно делят на: активные — стоящие в ряду напряжений от лития по алюминий (включительно), средней активности — стоящие в ряду напряжений от алюминия до водорода, малоактивные — стоящие в ряду напряжений после водорода.

Следует отметить, что восстановительная активность металлов может существенно изменяться в зависимости от условий протекания реакции. В частности, при комплексообразовании величина электродного потенциала металла значительно уменьшается.

Аналогичный характер изменения величины электродного потенциала металла наблюдают, если в процессе реакции образуются малорастворимые соединения.

Отношение металлов к воде.

В реакциях данного типа роль окислителя играют ионы водорода, образующиеся при диссоциации молекул воды. При pH = 7 jAm m = "0.41 В, следовательно, с водой теоретически могут реагировать все металлы, имеющие величину j° меньше — 0,41 В. Реально же наблюдается следующее:

а) активные металлы интенсивно взаимодействуют с водой, вытесняя при этом водород.

Аналогичная реакция с магнием протекает при нагревании, исключения составляют: — берилий, алюминий и скандий, поверхность которых покрыта прочными оксидными пленками, нерастворимыми в воде; магний, образующийся гидроксид которого — Mg (OH) 2, малорастворим;

б) металлы средней активности при стандартных условиях с водой практически не реагируют, т.к. они или покрыты оксидными пленками, или образуют труднорастворимые гидроксиды (хром, никель, цинк) на поверхности металлов. Данные металлы могут разлагать воду при достаточно высоких температурах (до 1000°С).

в) малоактивные металлы с водой при обычных условиях не взаимодействуют, поскольку величина их стандартного электродного потенциала значительно больше потенциала окислителя (-0,41 В) и термодинамически данная реакция невозможна.

Отношение металлов к водным растворам щелочей.

С водными растворами щелочей взаимодействуют металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода и образующие амфотерные гидроксиды: берилий, алюминий, цинк, хром, олово, свинец. Взаимодействие часто обусловлено сдвигом величины электродного потенциала металла в сторону отрицательных значений за счет процесса образования гидроксокомплексов. Тем не менее, данный процесс возможен. Его можно представить в виде двух более простых:

1) взаимодействие металла с водой.

2) растворение образующегося амфотерного гидроксида в избытке щелочи с образованием гидроксокомплекса.

Отношение металлов к кислотам.

По окислительной активности кислоты условно делят на 2 группы:

1) кислоты — слабые окислители. В растворах этих кислот окислителем является ион водорода.

2) кислоты — сильные окислители. Окислителями в растворах этих кислот являются кислородсодержащие анионы.

Отношение металлов к кислотам — слабым окислителям.

Величина стандартного электродного потенциала окислителя (Н+) при pH = 0 равна j°2ii+л 12 = О В. Следовательно, металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (j°MCn — мс < 0), должны вытеснять его из растворов этих кислот. Исключение составляют металлы, которые при взаимодействии с данными кислотами образуют труднорастворимые соединения.

Некоторые малоактивные металлы, не взаимодействующие с разбавленными растворами кислот — слабых окислителей, взаимодействуют с концентрированными растворами этих же кислот. В частности, медь не взаимодействует с разбавленными растворами соляной кислоты, но растворяется в ее концентрированных растворах за счет процесса комплексообразования.

Ряд металлов, для которых характерны устойчивые соединения в высшей степени окисления образуют анионные комплексы.

Отношение металлов к кислотам — сильным окислителям.

а). Отношение металлов к концентрированной серной кислоте.

Окислителем в концентрированных растворах серной кислоты является сера в ионах HSCV, SO4 2 ‘. В зависимости от активности металла он может восстанавливаться до H2S, S или до S02. Кроме этих соединений, во всех трех случаях основными продуктами реакции также являются соответствующая соль (сульфат или гидросульфат) и вода.

Некоторые металлы взаимодействуют с концентрированными и разбавленными растворами серной кислоты неодинаково. Так, олово с разбавленной серной кислотой образует соль катионного типа, повышая свою степень окисления до (+2), а с концентрированной серной кислотой образует соль, в которой олово находится в высшей степени окисления (+4).

В концентрированных растворах серной кислоты пассивируются на холоду алюминий, хром, железо, кобальт, никель, титан, цирконий, гафний, молибден, вольфрам и др.

Не взаимодействуют с серной кислотой: платина, золото, рутений, родий, иридий, и др.

б). Отношение металлов к разбавленной азотной кислоте.

Окислителем в растворах азотной кислоты является нитрат-ион: N0/.

Как и в предыдущем случае, состав основных продуктов реакции определяется активностью металла, участвующего во взаимодействии.

Пассивация — торможение (или полное прекращение) химического процесса за счет продуктов взаимодействия (образование труднорастворимых оксидных, гидроксидных, солевых и иных пленок на поверхности металла). Пассивируются в разбавленных растворах азотной кислоты (на холоду) алюминий, молибден, вольфрам и др. Не взаимодействуют: платина, золото, рутений, родий, иридий.

в). Отношение металлов к концентрированной азотной кислоте.

В отличие от взаимодействия металлов с разбавленной HN03 в данном случае состав продуктов реакции менее разнообразен. В большинстве случаев нитрат-ион восстанавливается до N02. Часто процесс протекает при нагревании. Ряд элементов, имеющих высокие (+4 и более) степени окисления при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образует гидроксиды (оксиды) в данной степени окисления.

Пассивируются в концентрированных растворах азотной кислоты (на холоду) бериллий, алюминий, хром, железо, кобальт, никель, титан, цирконий, гафний, свинец, висмут но при нагревании ряд металлов начинает активно взаимодействовать с азотной кислотой. Не взаимодействуют: платина, золото, иридий, рутений, родий, ниобий, тантал.

г). Отношение металлов к смесям кислот.

Ряд малоактивных металлов (золото, рутений, смий) не растворяется (или очень плохо) в перечисленных выше кислотах — сильных окислителях. Однако, в смесях кислот, в частности, HN03 + ЗНС1 ("царская водка”) эти металлы растворяются. Вместо соляной кислоты при растворении ряда металлов предпочтительнее использовать HF (плавиковая кислота).

Отношение металлов к смесям окислителей.

Для решения ряда технологических вопросов, связанных с получением или обработкой некоторых металлов, иногда приходится использовать в качестве окислителей различные смеси сложных веществ. Можно привести процессы окисления ряда металлов в щелочной среде:

1.- Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях. 2.- Окисление, окислительный процесс, в узком смысле слова — реакция соединения какого-либо вещества с кислородом. В более широком смысле — всякая химическая реакция, сущность которой состоит в отнятии электронов от атомов или ионов. Окисляться могут многие вещества неметаллы. Например органические. Водород