2. Химические свойства.

Основным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать свои валентные электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Типичные металлы никогда не присоединяют электронов; их ионы всегда заряжены положительно.

Легко отдавая при химических реакциях свои валентные электроны, типичные металлы являются энергичными восстановителями.

Способность к отдаче электронов проявляется у отдельных металлов далеко не в одинаковой степени. Чем легче металл отдает свои электроны, тем он активнее, тем энергичнее вступает во взаимодействие с другими веществами.

Опустим кусочек цинка в раствор какой-нибудь свинцовой соли. Цинк начинает растворяться, а из раствора выделяется свинец. Реакция выражается уравнением:

Zn + Pb (NO ₃ ) ₂ = Pb + Zn (NO ₃ ) ₂

Из уравнения следует, что эта реакция является типичной реакцией окисления-восстановления. Сущность ее сводится к тому, что атомы цинка отдают свои валентные электроны ионам двухвалентного свинца, тем самым превращаясь в ионы цинка, а ионы свинца восстанавливаются и выделяются в виде металлического свинца. Если поступить наоборот, то есть погрузить кусочек свинца в раствор цинковой соли, то никакой реакции не произойдет. Это показывает, что цинк более активен, чем свинец, что его атомы легче отдают, а ионы труднее присоединяют электроны, чем атомы и ионы свинца.

Вытеснение одних металлов из их соединений другими металлами впервые было подробно изучено русским ученым Бекетовым, расположившим металлы по их убывающей химической активности в так называемый “вытеснительный ряд”. В настоящее время вытеснительный ряд Бекетова носит название ряда напряжений.

В таблице №2 представлены значения стандартных электродных потенциалов некоторых металлов. Символом Me ⁺ /Me обозначен металл Me, погруженный в раствор его соли. Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-”, а знаком “+” отмечены стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.

Таблица №2

Стандартные электродные потенциалы металлов.

Электрод	Е 0 ,В	Электрод	Е 0 ,В
Li + /Li	-3,02	Co 2+ /Co	-0,28
Rb + /Rb	-2,99	Ni 2+ /Ni	-0,25
K + /K	-2,92	Sn 2+ /Sn	-0,14
Ba 2+ /Ba	-2,90	Pb 2+ /Pb	-0,13
Sr 2+ /Sr	-2,89	H + / 1 / 2 H 2	0,00
Ca 2+ /Ca	-2,87	Sb 3+ /Sb	+0,20
Na + /Na	-2,71	Bi 3+ /Bi	+0,23
La 3+ /La	-2,37	Cu 2+ /Cu	+0,34
Mg 2+ /Mg	-2,34	Cu + /Cu	+0,52
Al 3+ /Al	-1,67	Ag + /Ag	+0,80
Mn 2+ /Mn	-1,05	Pd 2+ /Pd	+0,83
Zn 2+ /Zn	-0,76	Hg 2+ /Hg	+0,86
Cr 3+ /Cr	-0,71	Pt 2+ /Pt	+1,20
Fe 2+ /Fe	-0,44	Au 3+ /Au	+1,42
Cd 2+ /Cd	-0,40

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, и образуют электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

Чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него.

Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, то есть находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

Необходимо отметить, что представленный ряд характеризует поведение металлов и их солей только в водных растворах и при комнатной температуре. Кроме того, нужно иметь ввиду, что высокая электрохимическая активность металлов не всегда означает его высокую химическую активность. Например, ряд напряжений начинается литием, тогда как более активные в химическом отношении рубидий и калий находятся правее лития. Это связано с исключительно высокой энергией процесса гидратации ионов лития по сравнению с ионами других щелочных металлов.

Коррозионная стойкость — свойство металлов противостоять (не разрушаться) действию агрессивных сред.

Растворимость — способность металлов растворяться в кислотах, электролитах и других агрессивных средах.