Химия металлов

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ 

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ  
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ  
«НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «МИСиС» 

 

 
 
 

 

 

 

 
 

 

№ 2235 

Кафедра общей и неорганической химии

М.Н. Тер-Акопян 
Ю.В. Соколова 
О.А. Брагазина 

Химия металлов

 

Учебно-методическое пособие 

Под редакцией профессора В.И. Деляна 

Допущено учебно-методическим объединением 
по образованию в области металлургии в качестве учебного 
пособия для студентов высших учебных заведений, 
обучающихся по направлению Металлургия 

Москва 2015 

УДК 546.3 
 
Т35 

Р е ц е н з е н т  
проф. Н.Н. Ракова 

Тер-Акопян М.Н. 
Т35  
Химия металлов : учеб.-метод. пособие / М.Н. Тер-Акопян, 
Ю.В. Соколова, О.А. Брагазина; под ред. В.И. Деляна. – М. : 
Изд. Дом МИСиС, 2015. – 148 с. 
ISBN 978-5-87623-866-5 

Пособие содержит систематическое изложение химических свойств dметаллов и их соединений. Две первые главы посвящены направлению окислительно-восстановительных процессов и изучению комплексных соединений. Пособие включает варианты тестов для контроля знаний, примеры решения задач, пояснения к лабораторным опытам. Соответствует программе 
курса «Химия металлов». 
Предназначено для студентов всех специальностей бакалавриата НИТУ 
«МИСиС». Может быть использовано студентами других вузов, обучающихся по направлению «Металлургия». 

УДК 546.3 

 
ISBN 978-5-87623-866-5 
© М.Н. Тер-Акопян, 
Ю.В. Соколова, 
О.А. Брагазина, 2015 

ОГЛАВЛЕНИЕ 

Предисловие..............................................................................................5 
Условные обозначения.........................................................................6 
1. Направление окислительно-восстановительных реакций ................7 
1.1. Электродные потенциалы окислительно-восстановительных 
систем и определение возможности протекания реакции................7 
1.2. Вариант программированного контроля по теме 
«Направление окислительно-восстановительных реакций» ..........29 
2. Комплексные соединения..................................................................33 
2.1. Строение и свойства комплексных соединений.......................33 
2.2. Пояснения к лабораторной работе 
«Изучение комплексных соединений».............................................49 
2.3. Вариант программированного контроля 
по теме «Комплексные соединения» ................................................51 
2.4. Примеры вопросов к защите лабораторной работы.................52 
3. Металлы подгруппы цинка................................................................54 
3.1. Общая характеристика элементов IIB подгруппы. 
Получение и применение цинка, кадмия и ртути............................54 
3.2. Свойства простых веществ и соединений 
элементов IIB подгруппы...................................................................56 
3.3. Пояснения к лабораторной работе 
«Изучение свойств металлов подгруппы цинка» ............................62 
3.4. Вариант программированного контроля 
по теме «Цинк, кадмий, ртуть» .........................................................63 
3.5. Примеры вопросов к защите лабораторной работы.................65 
4. Металлы подгруппы меди .................................................................66 
4.1. Общая характеристика элементов IB подгруппы. 
Получение и применение меди, серебра и золота ...........................66 
4.2. Свойства простых веществ и соединений 
элементов IB подгруппы....................................................................70 
5. Металлы семейства железа................................................................78 
5.1. Общая характеристика элементов VIIIB подгруппы. 
Получение и применение железа, кобальта и никеля .....................78 
5.2. Свойства простых веществ и соединений элементов 
семейства железа ................................................................................83 
5.3. Пояснения к лабораторной работе 
«Изучение свойств металлов семейства железа» ............................92 
5.4. Вариант программированного контроля 
по теме «Железо, кобальт, никель»...................................................93 

5.5. Примеры вопросов к защите лабораторной работы.................95 
6. Металлы подгруппы марганца ..........................................................96 
6.1. Общая характеристика элементов VIIB подгруппы. 
Получение и применение марганца, технеция и рения...................96 
6.2. Свойства простых веществ и соединений 
элементов VIIB подгруппы................................................................98 
6.3. Пояснения к лабораторной работе 
«Изучение свойств металлов подгруппы марганца».....................103 
6.4. Вариант программированного контроля по теме 
«Элементы VIIB подгруппы»..........................................................104 
6.5. Примеры вопросов к защите лабораторной работы...............106 
7. Металлы подгруппы хрома..............................................................107 
7.1. Общая характеристика элементов VIB подгруппы. 
Получение и применение хрома, молибдена и вольфрама...........107 
7.2. Свойства простых веществ и соединений 
элементов VIB подгруппы...............................................................109 
7.3. Пояснения к лабораторной работе 
«Изучение свойств металлов подгруппы хрома»..........................115 
7.4. Вариант программированного контроля 
по теме «Элементы VIB подгруппы» .............................................116 
7.5. Примеры вопросов к защите лабораторной работы...............118 
8. Элементы подгрупп ванадия и титана............................................119 
8.1. Общая характеристика элементов VB подгруппы. 
Получение и применение ванадия, ниобия и тантала...................119 
8.2. Свойства простых веществ и соединений 
элементов VB подгруппы ................................................................121 
8.3. Общая характеристика элементов IVB подгруппы. 
Получение и применение титана, циркония и гафния..................125 
8.4. Свойства простых веществ и соединений 
элементов IVB подгруппы...............................................................127 
8.5. Пояснения к лабораторной работе 
«Изучение свойств металлов подгрупп ванадия и титана»..........131 
8.6. Вариант программированного контроля 
по теме «Элементы VB и IVB подгрупп» ......................................132 
8.7. Примеры вопросов к защите лабораторной работы...............134 
Ответы и пояснения к некоторым вопросам к защите 
лабораторных работ .............................................................................135 
Библиографический список.................................................................137 
Приложения ..........................................................................................139 

Предисловие 

В пособии рассмотрены химические свойства переходных металлов и их соединений, затронуты вопросы промышленного получения 
и применения металлов. 
Умение теоретически оценивать окислительно-восстановительные 
свойства металлов и их соединений способствует систематическому 
изучению химии переходных металлов. Это изучение невозможно 
без представления о комплексных соединениях, играющих огромную 
роль в химии и технологии этих металлов. Поэтому в настоящем пособии последовательному рассмотрению свойств переходных металлов, относящихся к различным группам Периодической системы, 
предшествует главы, посвященные определению возможности протекания окислительно-восстановительных реакций и изучению комплексных соединений. 
При подготовке пособия кроме литературы по общей и неорганической химии [1–9], использовались справочные издания [10–15], а 
также учебники по электрохимии [16, 17], химии комплексных соединений [18, 19], металлургии [20, 21] и аналитической химии [22, 23].  
Данное учебно-методическое пособие соответствует программе 
курса «Химия металлов», который студенты НИТУ «МИСиС» изучают непосредственно после курса «Общая химия», и построено по 
тем же принципам, что и изданное раннее учебно-методическое пособие по общей химии [24]. Помимо теоретического материала оно 
содержит пояснения к выполняемым по курсу «Химия металлов» 
лабораторным работам, примеры вопросов к защите лабораторных 
работ, демонстрационные варианты программированного контроля 
по каждой теме, примеры решения задач.  
Главы 1, 2 и 4 написаны канд. хим. наук М.Н. Тер-Акопян, гл. 3 и 
5 – канд. техн. наук О.А. Брагазиной, гл. 6–8 – докт. техн. наук, проф. 
Ю.В. Соколовой.  
 

Условные обозначения 

Восстановленная форма окислительно-восстановительной 
системы 
Red 
Изотонический коэффициент Вант-Гоффа  
i 
Ионное произведение воды  
Kв 
Количество вещества  
n  
Количество вещества эквивалента  
nэкв 
Константа диссоциации  
Kд 
Константа нестойкости комплекса  
Kн 
Масса 
m 
Массовая доля вещества 
w 
Моляльность раствора 
cm 
Молярная концентрация 
c  
Молярная масса 
M  
Молярная масса эквивалента вещества  
Mэкв  
Молярный объем газа 
Vm  
Нормальность раствора 
N  
Объем 
V  
Объем газа при нормальных условиях 
V0  
Окисленная форма окислительно-восстановительной системы 
Ox  
Плотность  
ρ 
Произведение растворимости малорастворимого электролита  
ПР  
Равновесная молярная концентрация вещества A 
[A]  
Стандартная электродвижущая сила (ЭДС) гальванического 
элемента, реакции  
E°  
Стандартный электродный потенциал  
ϕ°  
Стандартная энтальпия реакции или процесса  
ΔH°  
Стандартная энтальпия образования вещества  
ΔfH°  
Степень диссоциации  
α  
Температура кипения  
tкип  
Температура плавления  
tпл  
Эквивалентное число  
z  
Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента, 
реакции  
E  
Электродный потенциал  
ϕ  

1. НАПРАВЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ 

Нужно знать. Критерий протекания окислительно-восстановительной реакции в заданном направлении. Определение понятия «электродный потенциал». Схему гальванического элемента. Причины 
возникновения ЭДС гальванического элемента. Потенциал стандартного водородного электрода. Уравнение Нернста.  
Следует уметь. Используя таблицу стандартных электродных 
потенциалов, вычислять ЭДС окислительно-восстановительной реакции и определять возможность ее протекания. Применять уравнение Нернста для расчета электродного потенциала окислительновосстановительных систем в нестандартных условиях. Вычислять 
ЭДС гальванического элемента. Составлять уравнения электродных 
процессов и суммарной окислительно-восстановительной реакции, 
протекающих при работе гальванического элемента. 

Определение направления самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций является важным условием 
успешного проведения новейших разработок в химии и химической 
технологии в целом и в химии переходных металлов, являющейся 
предметом нашего курса, в частности.  
Имеющийся в настоящее время справочный материал позволяет, 
не проводя экспериментов, определять возможность протекания той 
или иной окислительно-восстановительной реакции, подбирать подходящий окислитель или восстановитель, проводить сравнение 
свойств различных металлов и их соединений.  

1.1. Электродные потенциалы окислительновосстановительных систем и определение 
возможности протекания реакции 

Окислительно-восстановительной системой будем называть 
окислительно-восстановительную полуреакцию, протекание которой 
рассматривается как в прямом, так и в обратном направлении, например:  

Cu2+ 
+ 2e Cu 

Ox 
 
 
 
Red 

В некоторых реакциях окислителем будет ион Cu2+, переходящий 
в Cu; в ряде других реакций осуществляется обратный переход. Ион 
Cu2+ – окисленная форма окислительно-восстановительной системы – 
обозначается Ox (oxidation – окисление), а Cu – восстановленная 
форма – обозначается Red (reduction – восстановление). 
В общем виде окислительно-восстановительную полуреакцию записывают в сторону восстановления:  
 
Ox + ze Red, 

где z – число электронов, переходящих в полуреакции. 
Окислительно-восстановительные свойства системы количественно оцениваются с помощью значения электродного потенциала 
ϕ Ox/Red, измеряемого в вольтах (В).  

Чем выше значение ϕ Ox/Red, тем сильнее выражены окислитель
ные свойства системы, и наоборот, чем ниже значение ϕ Ox/Red , тем 
сильнее ее восстановительные свойства.  
Электродный потенциал окислительно-восстановительной системы зависит от концентраций веществ в растворе, от температуры и 
давления, но не зависит от направления протекания полуреакции. 
Электродный потенциал, измеренный в стандартных условиях, 
обозначается ϕ° Ox/Red  и называется стандартным электродным потенциалом. Стандартные условия: концентрации веществ равны 
1 моль/л; температура 25 °С и давление 101 кПа. 
Стандартные электродные потенциалы определены для многих 
окислительно-восстановительных систем, и их значения можно найти в справочниках [10, 11, 13, 14]; некоторые значения ϕ
Ox/Red
°
 приведены в приложении 1. 
Каждая окислительно-восстановительная реакция представляет 
собой сочетание двух окислительно-восстановительных систем. Покажем это на примере следующих реакций: 

CuSO4 
+ Zn 
Cu 
+ ZnSO4; 
(1.1) 
Ox 
 
Red 
Red 
 
Ox 
 
 
 

CuCl2 
+ 
2FeCl2 
Cu 
+ 
2FeCl3. 
(1.2) 

Ox 
 
Red 
 
Red 
 
Ox 
 
 

И в левой, и правой частях уравнения есть Ox и Red. При протекании 
реакции окисленная форма одной системы переходит в свою восста

новленную форму, а восстановленная форма другой системы – в 
окисленную. В левой части уравнения Ox и Red соответствуют окислителю и восстановителю прямой реакции, а в правой – окислителю 
и восстановителю обратной реакции. 
С этой точки зрения каждая из приведенных реакций может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.  
Критерием протекания реакции в прямом направлении1 является 
значение ЭДС – электродвижущей силы реакции, равное разности 
между потенциалами окислителя и восстановителя прямой реакции: 

 
ЭДС = ϕок – ϕвосст, 

где ϕок равен потенциалу ϕ Ox/Red  окислительно-восстановительной 
системы, в которой Ox – окислитель прямой реакции; 
ϕвосст равен потенциалу ϕ Ox/Red  окислительно-восстановительной 
системы, в которой Red – восстановитель прямой реакции.  

Положительное значение ЭДС означает, что протекает прямая 
реакция, отрицательное – что прямая реакция не идет и возможна 
обратная реакция; нулевое значение ЭДС означает, что при данных 
условиях имеет место равновесие.  
ЭДС реакции обозначим E, стандартную ЭДС, соответствующую 
стандартным условиям, обозначим E°. 
Используя данный критерий, выясним возможность протекания 
реакций (1.1) и (1.2) в прямом направлении при стандартных условиях. Определим электродные потенциалы составляющих каждую из 
этих реакций окислительно-восстановительных систем, используя 
приложение 1. Окислительно-восстановительная система Cu2+/Cu 
входит в обе рассматриваемые реакции: 

 
Cu2+ + 2e Cu, ϕ
2
Cu
/ u
0,34 В
C
+
°
= +
; 

 
Zn2+ + 2e Zn, ϕ
2
Zn
/Zn
0,76 В
+
°
= −
; 

 
Fe3+ + 2e Fe2+, ϕ
3
2
Fe
/Fe
0,77 В
+
+
°
= +
. 

Значение стандартной ЭДС для реакции (1.1)  

 E° = ϕок – ϕвосст = ϕ
2
Cu
/Cu
+
°
−  ϕ
2
Zn
/Zn
0,34
( 0,76)
1,10 В
+
°
=
− −
=
  

__________ 
1 Критерий протекания окислительно-восстановительной реакции строго обосновывается в химической термодинамике, изучаемой в курсе физической химии. 

положительно, следовательно, реакция протекает в прямом направлении, ионы Cu2+ окисляют Zn. 
Отрицательное значение стандартной ЭДС для реакции (1.2)  

 
E° = ϕок – ϕвосст = ϕ
2
Cu
/Cu
+
°
− ϕ
3
2
Fe
/Fe
0,34
0,77
0,43 В
+
+
°
=
−
= −
  

означает, что при стандартных условиях эта реакция протекает в обратном направлении, ионы Fe3+ окисляют Cu. 
Во всех случаях из двух составляющих каждую реакцию окислительно-восстановительных систем окислителем является система с 
большим значением ϕ, и, соответственно, с более сильными окислительными свойствами. 
Теперь постараемся объяснить, как определяются значения потенциалов окислительно-восстановительных систем и каким образом 
химической реакции соответствует величина ЭДС. 

Окислительно-восстановительные полурекции на границе металл–
раствор 
Любую окислительно-восстановительную полуреакцию можно 
осуществить на границе металл–раствор, и на этой границе возникает 
скачок потенциала.  
Процессы, протекающие при прохождении электрического тока 
через растворы электролитов и свойства границы электрод–раствор 
изучает электрохимия. При этом понятие «электрод» может употребляться, как в узком смысле слова (металлическая пластинка или стержень), так и в широком смысле, когда под электродом понимается не 
только металл, но и контактирующий с ним раствор и протекающая 
на границе металл–раствор окислительно-восстановительная полуреакция [16, 17]. В зависимости от типа полуреакции электроды делятся на металлические, газовые и редокс–электроды. 
Металлические электроды. На металлическом электроде осуществляется полуреакция перехода иона металла в металл: Мz+ + ze М. 
Металлический электрод представляет собой металлическую пластинку, опущенную в раствор соли этого металла (рис. 1.1, а). Под 
влиянием молекул воды атомы металла переходят в раствор в виде 
гидратированных ионов, электроны при этом остаются в металле. 
Одновременно происходит обратный процесс: ионы металла из раствора подходят к поверхности металла и встраиваются в его кристаллическую решетку, приобретая электроны. Между этими процессами 
устанавливается равновесие, при котором поверхность металла может быть заряжена как отрицательно, так и положительно.  

Чем сильнее проявляются восстановительные свойства металла, т.е. чем 
больше равновесие Мz+ + ze М 
смещено влево, тем более отрицательный заряд приобретает поверхность 
металла. Из раствора к поверхности 
металла притягиваются ионы с противоположным знаком. Образуется своеобразный конденсатор, включающий 
два слоя зарядов – двойной электрический слой (рис. 1.1, б).  
Распределение потенциала на границе металл–раствор при равновесии показано на рис. 1.1, в. Образование двойного 
электрического слоя приводит к появлению на этой границе скачка потенциала. 
Величина скачка потенциала характеризует 
окислительно-восстановительные 
свойства системы Мz+ + ze М.  
Для 
обозначения 
металлического 
электрода используют следующую схему: 
Мz+│М. Вертикальной чертой обозначена 
граница раздела фаз металл–раствор. 
Металлический электрод называют 
расходуемым, так как материал электрода принимает участие в полуреакции.  
Газовые электроды. Полуреакции 
с участием газообразных веществ осуществляются на газовых электродах. Например, полуреакция восстановления ионов водорода 2H+ 
+ 2e H2 идет на водородном электроде. 
Водородный электрод представляет собой пластинку из химически неактивного металла платины, опущенную в раствор кислоты 
(рис. 1.2). С целью увеличения площади поверхности платины ее 
предварительно покрывают платиновой чернью – слоем высокодисперсной платины. Через раствор непрерывно пропускают газообразный водород, часть которого адсорбируется на платине. 
Процесс окисления адсорбированного водорода и обратный ему 
процесс восстановления ионов водорода из раствора происходят на 
поверхности платины. 

Рис. 1.1. Металлический 
электрод (а), двойной 
электрический слой (б) 
и распределение потенциала (в) 

Рис. 1.2. Водородный электрод 

Платина играет роль своеобразного «банка электронов», она непосредственно не участвует в полуреакции. Поэтому водородный электрод относится к нерасходуемым электродам. Схема водородного 
электрода: H+│H2, Pt. 
Примерами двух других газовых электродов могут служить хлорный 
и кислородный электроды, на которых осуществляются полуреакции 
Cl2 + 2e 2Cl– и O2 + 2H2O + 4e 4OH–, соответственно. Конструкции этих электродов аналогичны конструкции водородного электрода и 
включают пластинки из платины. В хлорном электроде раствор содержит ионы хлора, и через раствор пропускают газообразный хлор. В кислородном электроде газообразный кислород пропускают через раствор 
щелочи. Схемы этих электродов: Cl–│Cl2, Pt и OH–│O2, Pt.  
Редокс-электроды. 
Буквально 
это 
означает 
окислительновосстановительные электроды, что в принципе относится ко всем 
электродам. Но это название закрепилось за электродами в тех случаях, когда в полуреакциях не принимают участия металлы и газы. 
Рассмотрим редокс-электрод, на котором идет полуреакция 
Fe3+ + e Fe2+ (рис. 1.3). Платиновая пластинка опущена в раствор, 
содержащий и ионы Fe3+, и ионы Fe2+. 

 

Рис. 1.3. Редокс-электрод