Реакция соединения с металлами. С чем реагируют металлы

Благодаря наличию свободных электронов (“электронного газа”) в кристаллической решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:

1) Пластичность – способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы.

2) Металлический блеск и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл светом.

3) Электропроводность . Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение “электронного газа”.

4) Теплопроводность. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность – у висмута и ртути.

5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус атома. Самый легкий – литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие плотность менее 5 г/см3 считаются “легкими металлами”.

7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me 0 – nē → Me n +

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

1. Реакции металлов с неметаллами

1) С кислородом:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) С серой:
Hg + S → HgS

3) С галогенами:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) С азотом:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) С фосфором:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

2. Реакции металлов с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2 ­

2) С кислотами-окислителями:

При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами водород никогда не выделяется!

Zn + 2H 2 SO 4(К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(К) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4(К) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4(к) + Сu → Сu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (к) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3. Взаимодействие металлов с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание (щелочь) и водород:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2 ­

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) – не реагируют.

4. Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси - сплавы , в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком (латунь ) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем – дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) – это широко известные чугун и сталь.

Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой , в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.

Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание. Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается. Рыхлая оксидная пленка (ржавчина ), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.

Под действием концентрированных кислот на металлах образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией . Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Мg и Nb, а в концентрированной азотной кислоте – металлы А1, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ, Тh и U.

При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (Nа + , Са 2+ ,А1 3+ ,Fе 2+ и Fе 3+)

Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Сu, Аg и Нg – только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи – «царской водкой».

Коррозия металлов

Нежелательным химическим свойством металлов является их коррозия, т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.

Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО 2 и SО 2 ; создается кислотная среда, и катионы Н + вытесняются активными металлами в виде водорода Н 2 (водородная коррозия ).

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (контактная коррозия). Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Сu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к менее активному металлу (Sn, Сu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении ; так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь ), имеют высокую коррозионную стойкость.

Характерные химические свойства простых веществ – металлов

Большинство химических элементов относят к металлам - 92 из 114 известных элементов. Металлы - это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а некоторые - и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Это свойство атомов металлов определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от 1 до 3 на внешнем слое). Исключение составляют лишь 6 металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют 4 электрона, атомы сурьмы и висмута - 5, атомы полония - 6. Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от 0,7 до 1,9) и исключительно восстановительные свойства , т. е. способность отдавать электроны. В Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор - астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов.

Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор - астат (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственными свойствами : в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других - проявляют свойства неметаллов. В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.

Сравните активность известных вам металлов I группы побочной подгруппы: Cu, Ag, Au; II группы побочной подгруппы: Zn, Cd, Hg - и вы убедитесь в этом сами. Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов данных металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.

Простые вещества, образованные химическими элементами - металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено 76 элементов, и из них только 14 не являются металлами.

В организме человека некоторые элементы металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т. е. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, т. е. это микроэлементы. Если человек весит 70 кг, то в его организме содержится (в граммах): кальция - 1700, калия - 250, натрия - 70, магния - 42, железа - 5, цинка - 3. Все металлы чрезвычайно важны, проблемы со здоровьем возникают и при их недостатке, и при избытке.

Например, ионы натрия регулируют содержание воды в организме, передачу нервных импульсов. Его недостаток приводит к головной боли, слабости, слабой памяти, потере аппетита, а избыток - к повышению артериального давле­ния, гипертонии, заболеваниям сердца.

Простые вещества - металлы

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век). Начавшаяся примерно 100 лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до 3000 °С; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы - алюминий и магний. Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов, и сплавов - все зависит от поставленной цели, необходимых для ее достижения свойств материала. На рисунке изображена схема кристаллической решетки металлического натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 , где 3s, 3p, 3d - валентные орбитали .

Единственный валент­ный электрон атома натрия 3s 1 может занимать любую из девяти свободных орбиталей - 3s (одна), 3р (три) и 3d (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристалличе­ская решетка, валентные орбитали соседних ато­мов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на дру­гую, осуществляя связь между всеми атомами кри­сталла металла. Такую химическую связь называют металлической.

Металлическую связь обра­зуют элементы, атомы кото­рых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла. Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь - это связь в металлах и сплавах между атом-ионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами. Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ - существовать в нескольких кристаллических модификациях - называют полиморфизмом. Полиморфизм простых веществ известен под названием аллотропии. Например, железо имеет четыре кристалличес­кие модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

α - устойчива до 768 °С, ферромагнитная;

β - устойчива от 768 до 910 °С, неферромагнит­ная, т. е. парамагнитная;

γ - устойчива от 910 до 1390 °С, неферромаг­нитная, т. е. парамагнитная;

δ - устойчива от 1390 до 1539 °С (£° пл железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модифика­ции:

α - устойчива ниже 13,2 °С (р = 5,75 г/см 3). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решет­ку типа алмаза (атомную);

β - устойчива выше 13,2 °С (р = 6,55 г/см 3). Это белое олово.

Белое олово - серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже 13,2 °С он рассы­пается в серый порошок, т. к. при переходе значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны опре­делять и объяснять их физические свойства. Каковы же они? Это ме­таллический блеск, пластич­ность, высокая электрическая проводимость и теплопровод­ность, рост электрического сопротивления при повыше­нии температуры, а также та­кие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства. Механическое воздействие на кристалл с метал­лической кристаллической решеткой вызывает сме­щение слоев ион-атомов друг относительно друга (рис. 17), а так как электроны переме­щаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов харак­терна большая пластичность. Аналогичное воздействие на твердое вещество с кова­лентными свя зями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалент­ных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ио­нов. Поэтому вещества с атом­ными и ионными кристаллическими решетками хрупкие. Наиболее пластичные металлы - это Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Они легко вытягиваются в проволо­ку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить зо­лотую фольгу толщиной 0,003 мм, а из 0,5 г этого металла можно вытянуть нить длиной 1 км. Даже ртуть, которая при комнатной температу­ре жидкая, при низких температурах в твердом со­стоянии становится ковкой, как свинец. Не обла­дают пластичностью лишь Bi и Mn, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное про­странство, отражают световые лучи (а не пропу­скают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой ча­сти спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в боль­шей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и «медный» цвета. Хотя на практике металл не всегда нам кажет­ся «светлым телом». Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому само­родная медь выглядит зеленоватым камнем. А во- вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листки серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид - они имеют голубовато-зеле­ный цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными. Наибольшую отражательную способность име­ют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожек­торах.

Почему металлы имеют высокую электриче­скую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды ко­лебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет переме­щение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах ко­лебательное движение, наоборот, сильно умень­шается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля со­противление у металлов практически отсутству­ет, у большинства металлов появляется сверх­проводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать. Наибольшую электрическую проводимость име­ют серебро, медь, а также золото, алюминий, наи­меньшую - марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется тепло­проводность металлов. Она обусловлена большой подвижностью свобод­ных электронов, которые, сталкиваясь с колеблю­щимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температу­ра плавления у металлов очень сильно отличаются . Причем с увеличением числа электронов, связы­вающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы (Li, K, Na, Rb, Cs), атомы которых имеют один валентный электрон , мягкие (режутся ножом), с небольшой плотностью (литий - самый легкий металл с р = 0,53 г/см 3) и плавятся при невысоких температурах (напри­мер, температура плавления цезия 29 °С). Един­ственный металл, жидкий при обычных усло­виях, - ртуть - имеет температуру плавления, равную -38,9 °С. Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре (842 °С). Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона. Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления на­блюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для ме­таллов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осущест­вляемой электронами внешнего слоя с s-орбиталей.

Самый тяжелый металл - это осмий (Os) с р = 22,5 г/см 3 (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл - это вольфрам W с t = 3420 °С (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл - это хром Cr (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изго­тавливают металлорежущий инструмент, тормоз­ные колодки тяжелых машин и др. Металлы поразному взаимодействуют с магнит­ным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способно­стью сильно намагничиваться. Их называют фер­ромагнетиками. Большинство металлов (щелоч­ные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничивают­ся и не сохраняют это состояние вне магнитного поля - это парамагнетики. Металлы, выталкива­емые магнитным полем, - диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

При рассмотрении электронного строения ме­таллов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп (s- и p-элементы) и металлы побочных под­групп (переходные d- и f-элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

1. Плотность - легкие (р < 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. Температуре плавления - легкоплавкие и ту­гоплавкие.

Существуют классификации металлов по хими­ческим свойствам. Металлы с низкой химической активностью на­зывают благородными (серебро, золото, платина и ее аналоги - осмий, иридий, рутений, палладий, родий). По близости химических свойств выделяют ще­лочные (металлы главной подгруппы I группы), щелочноземельные (кальций, стронций, барий, ра­дий), а также редкоземельные металлы (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актино­иды).

Общие химические свойства металлов

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положитель­но заряженные ионы, то есть окисляются. В этом заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ - металлов. Металлы в химических реакциях всегда восстано­вители. Восстановительная способность атомов простых веществ - металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периоди­ческой системы Д. И. Менделеева, изменяется за­кономерно.

Восстановительную активность металла в хи­мических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сде­лать следующие важные заключения о химиче­ской активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стан­дартных условиях (t = 25 °С, р = 1 атм).

· Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более силь­ным восстановителем он яв­ляется.

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

· Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе

· Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземель­ные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Восстановительная активность металла, опре­деленная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в периодической си­стеме. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитыва­ют не только энергию отрыва электронов от от­дельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов. Например, литий более активен в водных раство­рах, чем натрий (хотя по положению в периодиче­ской системе Na - более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов Li + значительно больше, чем энергия гидратации Na + , поэтому первый процесс является энергетически более выгодным. Рассмотрев общие положения, характеризую­щие восстановительные свойства металлов, пере­йдем к конкретным химическим реакциям.

Взаимодействие металлов с неметаллами

· С кислородом большинство металлов образу­ют оксиды - основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хро­ма (VI) CrO g или оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 , не образуются при прямом окислении металла кисло­родом. Их получают косвенным путем.

Щелочные металлы Na, K активно реагируют с кислородом воздуха , образуя пероксиды:

Оксид натрия получают косвенным путем, при прокаливании пероксидов с соответствующими ме­таллами:

Литий и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, образуя основные оксиды:

Другие металлы, кроме золота и платиновых металлов, которые вообще не окисляются кислоро­дом воздуха, взаимодействуют с ним менее актив­но или при нагревании:

· С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот , например:

· С водородом самые активные металлы образуют гидриды - ионные солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1, например:

Многие переходные металлы образуют с водо­родом гидриды особого типа - происходит как бы растворение или внедрение водорода в кристаллическую решетку металлов между ато­мами и ионами, при этом ме­талл сохраняет свой внешний вид, но увеличивается в объ­еме. Поглощенный водород находится в металле, повидимому, в атомарном виде.

Существуют и гидриды металлов промежуточ­ного характера.

· С серые металлы образуют соли - сульфиды , например:

· С азотом металлы реагируют несколько труд­нее , т. к. химичес кая связь в молекуле азота N 2 очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:

Взаимодействие металлов со сложными веществами

· С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания - щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водо­рода, тоже могут при опреде­ленных условиях вытеснять водород из воды. Но алюми­ний бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т. к. протекает реакция:

Железо взаимодействует с водой только в рас­каленном виде:

· С кислотами в растворе (HCl, H 2 SO 4 ), CH 3 COOH и др., кроме HNO 3 ) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

А вот свинец (и некоторые другие металлы), не­смотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т. к. образующийся сульфат свин­ца PbSO 4 нерастворим и создает на поверхности ме­талла защитную пленку.

· С солями менее активных металлов в рас­творе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее актив­ный металл в свободном виде.

Нужно помнить, что реакция идет в тех случа­ях, когда образующаяся соль растворима. Вытесне­ние металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучал Н. Н. Бекетов - великий русский ученый в области физической химии. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ря­да напряжений металлов.

· С органическими веществами. Взаимодей­ствие с органическими кислотами аналогично ре­акциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

Аналогично реагирует и фенол:

Металлы участвуют в реакциях с галогеналка­нами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых про­исходит усложнение углеродного скелета молеку­лы (реакция А. Вюрца):

· Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны. Например:

· Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

Cu 3 Au, LaNi 5 , Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Металлы главных подгрупп I-III групп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева

Общая характеристика

Это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы - сильные восстановители . Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т. е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами - окислителями . В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи). Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона . Они являются сильнейшими восстановителями, имеют степень окисления +2. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Главную подгруппу III группы составляют эле­менты бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Все элементы относятся к p-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три (s 2 p 1 ) элек­трона , чем объясняется сходство свойств. Степень окисления +3. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор - эле­мент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют окси­ды и гидроксиды.

Большинство металлов находится в подгруппах Пе­риодической системы. В от­личие от элементов главных подгрупп, где происходит по­степенное заполнение элек­тронами внешнего уровня атомных орбиталей, у элементов побочных подгрупп заполняются d-орбитали предпоследнего энергетического уровня и s-орбитали последнего. Число электронов соответ­ствует номеру группы. Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером. Все элементы подгрупп - металлы.

Простые вещества, образованные металлами подгрупп, имеют прочные кристаллические решет­ки, устойчивые к нагреванию. Эти металлы самые прочные и тугоплавкие среди других металлов. У d-элементов ярко проявляется переход с увели­чением их валентности от основных свойств через амфотерные к кислотным.

Щелочные металлы (Na, K)

На внешнем энергетическом уровне атомы щелоч­ных металлов элементов содержат по одному элек­трону , находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления +1. Их восстановительные свойства с ростом ради­уса атомов усиливаются от Li к Cs . Все они типич­ные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами :

Все щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение Li) образуют перокси­ды. В свободном виде щелочные металлы не встре­чаются из-за их высокой химической активности.

Оксиды - твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Гидроксиды NaOH, KOH - твердые белые веще­ства, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: Na 2 CO 3 - карбонат натрия; Na 2 CO 3 10H 2 O - кристаллическая сода; NaHCO 3 - гидрокарбонат натрия, пищевая сода; K 2 CO 3 - карбо­нат калия, поташ; Na 2 SO 4 10H 2 O - глауберова соль; NaCl - хлорид натрия, пищевая соль.

Элементы I группы в таблицах

Щелочноземельные металлы (Ca, Mg)

Кальций (Ca) является пред­ставителем щелочноземельных металлов , которыми называют­ся элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щело­чи. Кальций на внешнем энергетическом уровне содержит два электрона , степень окисления +2.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний (Mg) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также +2. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает химическую актив­ность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. MgO и Mg(OH) 2 проявляют основные свойства. Хотя Mg(OH) 2 и малорастворим, но окра­шивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Mg + O 2 = MgO 2

Оксиды MO - твердые белые тугоплавкие веще­ства. В технике CaO называют негашеной известью, а MgO - жженой магнезией, эти оксиды используют в про­изводстве строительных ма­териалов. Реакция оксида кальция с водой сопровождается выде­лением теплоты и называется гашением извести, а образу­ющийся Ca(OH) 2 - гашеной известью. Прозрачный рас­твор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь Ca(OH) 2 в воде - известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодей­ствием их с кислотами.

CaCO 3 - карбонат кальция, мел, мрамор, из­вестняк. Применяется в строительстве. MgCO 3 - карбонат магния - применяется в металлургии для освобождения от шлаков.

CaSO 4 2H 2 O - гипс. MgSO 4 - сульфат магния - называют горькой, или английской, со­лью, содержится в морской воде. BaSO 4 - сульфат ба­рия - благодаря нераство­римости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая ка­ша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится 1,5 % массы тела человека, 98 % кальция содержится в костях. Маг­ний является биоэлементом, его в теле человека около 40 г, он участвует в образовании белковых молекул.

Щелочноземельные металлы в таблицах

Алюминий (Al) - элемент главной подгруппы III группы периодической системы Д. И. Менделеева. Атом алюминия содержит на внешнем энергетическом уровне три электрона , которые он легко отдает при химических взаимодействиях. У родоначальника подгруппы и верхнего соседа алюминия - бора - радиус атома меньше (у бора он равен 0,080 нм, у алюминия - 0,143 нм). Кроме того, у атома алюминия появляется один промежуточный восьмиэлектронный слой (2е; 8е; 3е), который препятствует протяжению внешних электронов к ядру. Поэтому у атомов алюминия восстановительные свойства выражены достаточно сильно.

Почти во всех своих соединениях алюминий имеет степень окисления +3 .

Алюминий простое вещество

Серебристо-белый легкий металл. Плавится при 660 °С. Очень пластичен, легко вытя­гивается в проволоку и прока­тывается в фольгу толщиной до 0,01 мм. Обладает очень большой электрической проводимостью и теплопро­водностью. Образуют с другими металлами легкие и прочные сплавы. Алюминий - очень активный металл. Если порошок алюминия или тонкую алюминиевую фольгу сильно нагреть, то они воспламеняются и сгорают ослепительным пламенем :

Эту реакцию можно наблюдать при горении бен­гальских огней и фейерверков. Алюминий, как и все металлы, легко реагирует с неметаллами , особенно в порошкообразном состо­янии. Для того чтобы началась реакция, необхо­димо первоначальное нагревание, за исключением реакций с галогенами - хлором и бромом, зато потом все реакции алюминия с неметаллами идут очень бурно и сопровождаются выделением боль­шого количества теплоты:

Алюминий хорошо растворяется в разбавлен­ных серной и соляной кислотах :

А вот концентрированные серная и азотная кис­лоты пассивируют алюминий , образуя на поверх­ности металла плотную прочную оксидную пленку , которая препятствует дальнейшему протеканию ре­акции. Поэтому эти кислоты перевозят в алюмини­евых цистернах.

Оксид и гидроксид алюминия обладают амфо­терными свойствами , поэтому алюминий растворя­ется в водных растворах щелочей, образуя соли - алюминаты:

Алюминий широко используется в металлур­гии для получения металлов - хрома, марганца, ванадия, титана, циркония из их оксидов. Этот способ носит название алюмотермия. На практике часто применяют термит - смесь Fe 3 O 4 с порош­ком алюминия. Если эту смесь поджечь, например, с помощью магниевой ленты, то происходит энер­гичная реакция с выделением большого количества теплоты:

Выделяющейся теплоты вполне достаточно для полного расплавления образующегося железа, по­этому этот процесс используют для сварки сталь­ных изделий.

Алюминий можно получить электролизом - разложением расплава его оксида Al 2 O 3 на состав­ные части с помощью электрического тока. Но температура плавления оксида алюминия около 2050 °С, поэтому для проведения электролиза не­обходимы большие затраты энергии.

Соединения алюминия

Алюмосиликаты . Эти соединения можно рас­сматривать как соли, образованные оксидом алю­миния, кремния, щелочных и щелочноземельных металлов. Они и составляют основную массу земной коры. В частности, алюмосиликаты входят в состав полевых шпатов - наиболее распространенных ми­нералов и глин.

Боксит - горная порода, из которой получают алюминий. Она содержит оксид алюминия Al 2 O 3 .

Корунд - минерал состава Al 2 O 3 , обладает очень высокой твердостью, его мелкозернистая разновид­ность, содержащая примеси, - наждак, применя­ется как абразивный (шлифовочный) материал. Эту же формулу имеет и другое природное со­единение - глинозем.

Хорошо известны прозрачные, окрашенные примесями, кристаллы корунда: красные - руби­ны и синие - сапфиры, которые используют как драгоценные камни. В настоящее время их получа­ют искусственно и применяют не только для укра­шений, но и для технических целей, например, для изготовления деталей часов и других точных при­боров. Кристаллы рубинов применяются в лазерах.

Оксид алюминия Al 2 O 3 - белое вещество с очень высокой температурой плавления. Может быть по­лучен разложением при нагревании гидроксида алюминия:

Гидроксид алюминия Al(OH) 3 выпадает в виде студенистого осадка при действии щелочей на рас­творы солей алюминия:

Как амфотерный гидроксид он легко растворяется в кислотах и растворах щелочей:

Алюминатами называют соли неустойчивых алюминиевых кислот - ортоалюминиевой H 2 AlO 3 , метаалюминиевой HAlO 2 (ее можно рассматривать как ортоалюминиевую кислоту, от молекулы кото­рой отняли молекулу воды). К природным алюми­натам относится благородная шпинель и драгоцен­ный хризоберилл. Соли алюминия, кроме фосфатов, хорошо растворимы в воде. Некоторые соли (сульфиды, суль­фиты) разлагаются водой. Хлорид алюминия AlCl 3 применяют в качестве катализатора в производстве очень многих органи­ческих веществ.

Элементы III группы в таблицах

Характеристика переходных элементов - меди, цинка, хрома, железа

Медь (Cu) - элемент побоч­ной подгруппы первой груп­пы. Электронная формула: (…3d 10 4s 1). Десятый d-электрон у нее подвижный, т. к. он пере­местился с 4S-подуровня. Медь в соединениях про­являет степени окисления +1 (Cu 2 O) и +2 (CuO). Медь - металл светло-розового цвета, тягучий, вязкий, отличный проводник электричества. Тем­пература плавления 1083 °С.

Как и другие металлы подгруппы I группы пе­риодической системы, медь стоит в ряду активно­сти правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета - гидроксида меди (II), который при нагревании разла­гается на основный оксид CuO черного цвета и воду:

Химические свойства меди в таблицах

Цинк (Zn) - элемент по­бочной подгруппы II группы. Его электронная формула сле­дующая: (…3d 10 4s 2). Так как в атомах цинка предпоследний d-подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления +2.

Цинк - металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки. Цинк - один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами :

Цинк как и другие металлы вытесняет менее активные металлы из их солей :

Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2

Гидроксид цинка амфотерен , т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (аналогично происходит и с алюминием):

Химические свойства цинка в таблицах

На примере хрома (Cr) можно показать, что свойства переходных элементов меняются вдоль периода не принципиально : происходит количественное изменение, связанное с изменением числа электронов на валентных орбиталях. Максимальная степень окисления хрома +6. Металл в ряду активности стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

При добавлении раствора щелочи к такому рас­твору образуется осадок Me(OH) 2 , который быстро окисляется кислородом воздуха:

Ему соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 . Ок­сид и гидроксид хрома (в высшей степени окисле­ния) проявляют свойства кислотных оксидов и кис­лот соответственно. Соли хромовой кислоты (H 2 Cr O 4 ) в кислой среде превращаются в дихроматы - соли дихромовой кислоты (H 2 Cr 2 O 7). Соединения хрома обладают высокой окислительной способностью.

Химические свойства хрома в таблицах

Железо Fe - элемент побочной подгруппы VIII группы и 4-го периода периодической системы Д. И. Менделеева. Атомы железа устроены несколько отлично от атомов элементов главных подгрупп. Как и положено элементу 4-го периода, атомы железа имеют четыре энергетических уровня, но заполняется из них не последний, а предпоследний, третий от ядра, уровень. На последнем же уровне атомы железа содержат два электрона. На предпоследнем уровне, который может вместить 18 электронов, у атома железа находятся 14 элекронов. Следовательно, распределение электронов по уровням в атомах железа таково: 2е; 8e ; 14е; 2е. Подобно всем металлам, атомы железа проявляют вос­становительные свойства , от­давая при химических вза­имодействиях не только два электрона с последнего уровня, и приобретая степень окисления +2, но и электрон с предпоследнего уровня, при этом степень окисления атома повышается до +3.

Железо простое вещество

Это серебристо-белый бле­стящий металл с температу­рой плавления 1539 °С. Очень пластичный, поэтому легко обрабатывается, куется, про­катывается, штампуется. Же­лезо обладает способностью намагничиваться и размагни­чиваться. Ему можно придать большую прочность и твер­дость методами термического и механического воздействия. Различают технически чистое и химически чистое железо. Технически чистое железо, по сути, представляет собой низкоуглеродис­тую сталь, оно содержит 0,02-0,04 % углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора - еще меньше. Химически чистое железо содержит менее 0,01 % примесей. Из технически чистого железа сделаны, например, канцелярские скрепки и кнопки. Такое железо легко корродирует, в то время как химичес­ки чистое железо почти не подвергается коррозии. В настоящее время железо - это основа совре­менной техники и сельскохозяйственного машино­строения, транспорта и средств связи, космических кораблей и вообще всей современной цивилизации. Большинство изделий, начиная от швейной иглы, и заканчивая космическими аппаратами, не может быть изготовлено без применения железа.

Химические свойства железа

Железо может проявлять степени окисления +2 и +3 , соответственно, железо дает два ряда соеди­нений. Число электронов, которое атом железа от­дает при химических реакциях, зависит от окисли­тельной способности реагирующих с ним веществ.

Например, с галогенами железо образует галоге­ниды, в которых оно имеет степень окисления +3:

а с серой - сульфид железа (II):

Раскаленное железо сгорает в кислороде с об­разованием железной окалины:

При высокой температуре (700-900 °С) железо реагирует с парами воды :

В соответствии с положением железа в электро­химическом ряду напряжений оно может вытес­нить металлы, стоящие правее него, из водных растворов их солей , например:

В разбавленных соляной и серной кислотах же­лезо растворяется , т. е. окисляется ионами водорода:

Растворяется железо и в разбавленной азотной кислоте , при этом образуется нитрат железа (III), вода и продукты восстановления азотной кисло­ты - N 2 , NO или NH 3 (NH 4 NO 3) в зависимости от концентрации кислоты.

Соединения железа

В природе железо образует ряд минералов. Это магнитный железняк (магнетит) Fe 3 O 4 , красный железняк (гематит) Fe 2 O 3 , бурый железняк (лимо­нит) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Еще одно природное соединение железа - же­лезный, или серный, колчедан (пирит) FeS 2 , не служит железной рудой для получения металла, но применяется для производства серной кислоты.

Для железа характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III). Оксид железа (II) FeO и соответствующий ему гидроксид железа (II) Fe(OH) 2 получают косвенно, в частности, по следующей цепи превращений:

Оба соединения имеют ярко выраженные основ­ные свойства.

Катионы железа (II) Fe 2 + легко окисляются кис­лородом воздуха до катионов железа (III) Fe 3 + . По­этому белый осадок гидроксида железа (II) приоб­ретает зеленую окраску, а затем становится бурым, превращаясь в гидроксид железа (III):

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 и соответствующий ему гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 также получают косвенно, например, по цепочке:

Из солей железа наибольшее техническое зна­чение имеют сульфаты и хлориды.

Кристаллогидрат сульфата железа (II) FeSO 4 7H 2 O, известный под названием железный ку­порос, применяют для борьбы с вредителями рас­тений, для приготовления минеральных красок и в других целях. Хлорид железа (III) FeCl 3 ис­пользуют в качестве протравы при крашении тка­ней. Сульфат железа (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O применя­ется для очистки воды и в других целях.

Физические и химические свойства железа и его соединений обобщены в таблице:

Химические свойства железа в таблицах

Качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+

Для распознавания соединений железа (II) и (III) проводят качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+ . Качественной реакцией на ионы Fe 2+ служит реакция солей железа (II) с соединением K 3 , называемым красной кровяной солью. Это особая группа солей, которые называются ком­плексными, с ними вы познакомитесь в дальней­шем. Пока же нужно усвоить, как диссоциируют такие соли:

Реактивом на ионы Fe 3+ является другое ком­плексное соединение - желтая кровяная соль - K 4 , которая в растворе диссоциирует ана­логично:

Если в растворы, содержащие ионы Fe 2+ и Fe 3+ , добавить, соответственно, растворы красной кро­вяной соли (реактив на Fe 2+) и желтой кровяной соли (реактив на Fe 3+), то в обоих случаях выпада­ет одинаковый синий осадок:

Для обнаружения ионов Fe 3+ еще используют взаимодействие солей железа (III) с роданидом ка­лия KNCS или аммония NH 4 NCS. При этом образу­ется ярко окрашенный ион FeNCNS 2+ , в результате чего весь раствор приобретает интенсивно красный цвет:

Таблица растворимости

Металлы занимают в Периодической таблице левый нижний угол. Металлы относятся к семействам s-элементов, d-элементов, f-элементов и частично - р-элементов.

Самым типичным свойством металлов является их способность отдавать электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Причём металлы могут проявлять только положительную степень окисления.

Ме - ne = Me n +

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

а) Взаимодействие металлов с водородом .

С водородом непосредственно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды .

Например :

Ca + H 2 = CaH 2

Образуются нестехиометрические соединения с ионной кристаллической структурой.

б) Взаимодействие металлов с кислородом.

Все металлы за исключением Au, Ag, Pt окисляются кислородом воздуха.

Пример:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (пероксид)

4K + O 2 = 2K 2 O

2Mg + O 2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

в) Взаимодействие металлов с галогенами .

Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов.

Пример:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

В основном это ионные соединения: MeHal n

г) Взаимодействие металлов с азотом .

С азотом взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы.

Пример :

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2

Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - нитрид.

д) Взаимодействие металлов с углеродом .

Соединения металлов и углерода - карбиды. Они образуются при взаимодействии расплавов с углеродом. Активные металлы образуют с углеродом стехиометрические соединения:

4Al + 3C = Al 4 C 3

Металлы - d-элементы образуют соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC - используются для получения сверхтвёрдых сталей.

2. Взаимодействие металлов с водой.

С водой реагируют металлы, имеющие более отрицательный потенциал, чем окислительно-восстановительный потенциал воды.

Активные металлы более активно реагируют с водой, разлагая воду с выделением водорода.

Na + 2H 2 O = H 2 + 2NaOH

Менее активные металлы медленно разлагают воду и процесс тормозится из-за образования нерастворимых веществ.

3. Взаимодействие металлов с растворами солей.

Такая реакция возможна, если реагирующий металл активнее, чем находящийся в соли:

Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 B., = + 0,34 B.

Металл, обладающий более отрицательным или менее положительным стандартным электродным потенциалом, вытесняет другой металл из раствора его соли.

4. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

Со щелочами могут взаимодействовать металлы, дающие амфотерные гидрооксиды или обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей. При взаимодействии металлов с растворами щелочей, окислителем является вода.

Пример :

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- окисление

Zn 0 - восстановитель

1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - восстановление

H 2 O - окислитель

Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2

Металлы, обладающие высокими степенями окисления, могут взаимодействовать со щелочами при сплавлении:

4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O

5. Взаимодействие металлов с кислотами.

Это сложные реакции, продукты взаимодействия зависят от активности металла, от вида и концентрации кислоты и от температуры.

По активности металлы условно делятся на активные, средней активности и малоактивные.

Кислоты условно делятся на 2 группы:

I группа - кислоты, обладающие невысокой окислительной способностью: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4(разб.) , H 3 PO 4 , H 2 S, окислитель здесь H + . При взаимодействии с металлами выделяется кислород (H 2 ). С кислотами первой группы реагируют металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом.

II группа - кислоты, обладающие высокой окислительной способностью: H 2 SO 4(конц.) , HNO 3(разб.) , HNO 3(конц.) . В этих кислотах окислителями являются анионы кислоты: . Продукты восстановления аниона могут быть самыми разнообразными и зависят от активности металла.

H 2 S - c активными металлами

H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - с металлами средней активности

SO 2 - c малоактивными металлами

NH 3 (NH 4 NO 3)- c активными металлами

HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - с металлами средней активности

NO - c малоактивными металлами

HNO 3(конц.) - NO 2 - c металлами любой активности.

Если металлы обладают переменной валентностью, то с кислотами I группы металлы приобретают низшую положительную степень окисления: Fe → Fe 2+ , Cr → Cr 2+ . При взаимодействии с кислотами II группы - степень окисления +3: Fe → Fe 3+ , Cr → Cr 3+ , при этом никогда не выделяется водород.

Некоторые металлы (Fe, Cr, Al, Ti, Ni и др.) в растворах сильных кислот, окисляясь, покрываются плотной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего растворения (пассивация), но при нагревании оксидная плёнка растворяется, и реакция идёт.

Малорастворимые металлы, обладающие положительным электродным потенциалом, могут растворяться в кислотах I группы, в присутствии сильных окислителей.

Известно, что все простые вещества условно можно разделить на простые вещества-металлы и простые вещества-неметаллы.

МЕТАЛЛЫ, по определению М. В. Ломоносова - это «светлые тела, которые ковать можно». Обычно это ковкие блестящие материалы, обладающие высокой тепло- и электропроводностью. Эти физические и многие химические свойства металлов связаны со способностью их атомов ОТДАВАТЬ электроны.

НЕМЕТАЛЛЫ, напротив, способны ПРИСОЕДИНЯТЬ электроны в химических процессах. Большинство неметаллов проявляют противоположные металлам свойства: не блестят, не проводят электрический ток, не куются. Являясь противоположными по свойствам, металлы и неметаллы легко реагируют друг с другом.

Эта часть Самоучителя посвящена краткому освещению свойств металлов и неметаллов. Описывая свойства элементов, желательно придерживаться следующей логической схемы:

1. Вначале описать строение атома (указать распределение валентных электронов), сделать вывод о принадлежности данного элемента к металлам или неметаллам, определить его валентные состояния (степени окисления) - см. урок 3;

2. Затем описать свойства простого вещества, составив уравнения реакций

• с кислородом;
• с водородом;
• с металлами (для неметаллов) или с неметаллами (для металлов);
• с водой;
• с кислотами или со щелочами (там, где это возможно);
• с растворами солей;

3. Затем нужно описать свойства важнейших соединений (водородных соединений, оксидов, гидроксидов, солей). При этом вначале следует определить характер (кислотный или основной) данного соединения, а затем, вспомнив свойства соединений этого класса, составить необходимые уравнения реакций;

4. И наконец нужно описать качественные реакции на катионы (анионы), содержащие этот элемент, способы получения простого вещества и важнейших соединений этого химического элемента, указать практическое применение изучаемых веществ этого элемента.

Так, если вы определите, что оксид кислотный, то он будет реагировать с водой, основными оксидами, основаниями (см. урок 2.1) и ему будет соответствовать кислотный гидроксид (кислота). При описании свойств этой кислоты также полезно заглядывать в соответствующий раздел: урок 2.2.

Металлы - это простые вещества, атомы которых могут только отдавать электроны. Такая особенность металлов связана с тем, что на внешнем уровне этих атомов мало электронов (чаще всего от 1 до 3) или внешние электроны расположены далеко от ядра . Чем меньше электронов на внешнем уровне атома и чем дальше они расположены от ядра, - тем активнее металл (ярче выражены его металлические свойства).

Задание 8.1. Какой металл активнее:

Назовите химические элементы А, Б, В, Г.

Металлы и неметаллы в Периодической системе химических элементов Менделеева (ПСМ) разделяет линия, проведённая от бора к астату. Выше этой линии в главных подгруппах находятся неметаллы (см. урок 3). Остальные химические элементы - металлы.

Задание 8.2. Какие из следующих элементов относятся к металлам: кремний, свинец, сурьма, мышьяк, селен, хром, полоний?

Вопрос. Как можно объяснить тот факт, что кремний - неметалл, а свинец - металл, хотя число внешних электронов у них одинаково?

Существенной особенностью атомов металлов является их большой радиус и наличие слабо связанных с ядром валентных электронов. Для таких атомов величина энергии ионизации* невелика.

* ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ равна работе, затрачиваемой на удаление одного внешнего электрона из атома (на ионизацию атома), находящегося в основном энергетическом состоянии.

Часть валентных электронов металлов, отрываясь от атомов, становятся «свободными». «Свободные» электроны легко перемещаются между атомами и ионами металлов в кристалле, образуя «электронный газ» (рис. 28).

В последующий момент времени любой из «свободных» электронов может притянуться любым катионом, а любой атом металла может отдать электрон и превратиться в ион (эти процессы показаны на рис. 28 пунктирами).

Таким образом, внутреннее строение металла похоже на слоёный пирог, где положительно заряженные «слои» атомов и ионов металла чередуются с электронными «прослойками» и притягиваются к ним. Наилучшей моделью внутреннего строения металла является стопка стеклянных пластинок, смоченных водой: оторвать одну пластинку от другой очень трудно (металлы прочные), а сдвинуть одну пластинку относительно другой очень легко (металлы пластичные) (рис. 29).

Задание 8.3. Сделайте такую «модель» металла и убедитесь в этих свойствах.

Химическая связь, осуществляемая за счёт «свободных» электронов, называется металлической связью .

«Свободные» электроны обеспечивают также такие физические свойства металлов, как электро- и теплопроводность, пластичность (ковкость), а также металлический блеск.

Задание 8.4. Найдите дома металлические предметы.

Выполняя это задание, вы легко найдёте на кухне металлическую посуду: кастрюли, сковородки, вилки, ложки. Из металлов и их сплавов делают станки, самолёты, автомобили, тепловозы, инструменты. Без металлов невозможна современная цивилизация, так как электрические провода также делают из металлов - Cu и Al. Только металлы годятся для получения антенн для радио- и телеприёмников, из металлов делают и лучшие зеркала. При этом чаще используют не чистые металлы, а их смеси (твёрдые растворы) - СПЛАВЫ.

Сплавы

Металлы легко образуют сплавы - материалы, имеющие металлические свойства и состоящие из двух или большего числа химических элементов (простых веществ), из которых хотя бы один является металлом. Многие металлические сплавы имеют один металл в качестве основы с малыми добавками других компонентов. В принципе, чёткую границу между металлами и сплавами трудно провести, так как даже в самых чистых металлах имеются «следовые» примеси других химических элементов.

Все перечисленные выше предметы - станки, самолёты, автомобили, сковородки, вилки, ложки, ювелирные изделия - делают из сплавов. Металлы-примеси (легирующие компоненты) очень часто изменяют свойства основного металла в лучшую, с точки зрения человека, сторону. Например, и железо и алюминий - довольно мягкие металлы. Но, соединяясь друг с другом или с другими компонентами, они превращаются в сталь, дуралюмин и другие прочные конструкционные материалы. Рассмотрим свойства самых распространённых сплавов.

Сталь - это сплавы железа с углеродом , содержащие последнего до 2 %. В состав легированных сталей входят и другие химические элементы - хром, ванадий, никель. Сталей производится гораздо больше, чем каких-либо других металлов и сплавов, и все виды их возможных применений трудно перечислить. Малоуглеродистая сталь (менее 0,25 % углерода) в больших количествах потребляется в качестве конструкционного материала, а сталь с более высоким содержанием углерода (более 0,55 %) идет на изготовление режущих инструментов: бритвенные лезвия, сверла и др.

Железо составляет основу чугуна . Чугуном называется сплав железа с 2–4 % углерода. Важным компонентом чугуна является также кремний. Из чугуна можно отливать самые разнообразные и очень полезные изделия, например крышки для люков, трубопроводную арматуру, блоки цилиндров двигателей и др.

Бронза - сплав меди , обычно с оловом как основным легирующим компонентом, а также с алюминием, кремнием, бериллием, свинцом и другими элементами, за исключением цинка. Оловянные бронзы знали и широко использовали ещё в древности. Большинство античных изделий из бронзы содержат 75–90 % меди и 25–10 % олова, что делает их внешне похожими на золотые, однако они более тугоплавкие. Это очень прочный сплав. Из него делали оружие до тех пор, пока не научились получать железные сплавы. С применением бронзы связана целая эпоха в истории человечества: Бронзовый век.

Латунь - это сплавы меди с Zn, Al, Mg . Это цветные сплавы с невысокой температурой плавления, их легко обрабатывать: резать, сваривать и паять.

Мельхиор - является сплавом меди с никелем , иногда с добавками железа и марганца. По внешним характеристикам мельхиор похож на серебро, но обладает большей механической прочностью. Сплав широко применяют для изготовления посуды и недорогих ювелирных изделий. Большинство современных монет серебристого цвета изготавливают из мельхиора (обычно 75 % меди и 25 % никеля с незначительными добавками марганца).

Дюралюминий , или дюраль - это сплав на основе алюминия с добавлением легирующих элементов - медь, марганец, магний и железо. Он характеризуется своей стальной прочностью и устойчивостью к возможным перегрузкам. Это основной конструкционный материал в авиации и космонавтике.

Химические свойства металлов

Металлы легко отдают электроны, т. е. являются восстановителями . Поэтому они легко реагируют с окислителями.

Вопросы

1. Какие атомы являются окислителями?
2. Как называются простые вещества, состоящие из атомов, которые способны принимать электроны?

Таким образом, металлы реагируют с неметаллами. В таких реакциях неметаллы, принимая электроны, приобретают обычно НИЗШУЮ степень окисления.

Рассмотрим пример. Пусть алюминий реагирует с серой:

Вопрос. Какой из этих химических элементов способен только отдавать электроны? Сколько электронов?

Алюминий - металл , имеющий на внешнем уровне 3 электрона (III группа!), поэтому он отдаёт 3 электрона:

Поскольку атом алюминия отдает электроны, атом серы принимает их.

Вопрос. Сколько электронов может принять атом серы до завершения внешнего уровня? Почему?

У атома серы на внешнем уровне 6 электронов (VI группа!), следовательно, этот атом принимает 2 электрона:

Таким образом, полученное соединение имеет состав:

В результате получаем уравнение реакции:

Задание 8.5. Составьте, рассуждая аналогично, уравнения реакций:

• кальций + хлор (Cl 2);
• магний + азот (N 2).

Составляя уравнения реакций, помните, что атом металла отдаёт все внешние электроны, а атом неметалла принимает столько электронов, сколько их не хватает до восьми.

Названия полученных в таких реакциях соединений всегда содержат суффикс ИД :

Корень слова в названии происходит от латинского названия неметалла (см. урок 2.4).

Металлы реагируют с растворами кислот (см. урок 2.2). При составлении уравнений подобных реакций и при определении возможности такой реакции следует пользоваться рядом напряжений (рядом активности) металлов:

Металлы, стоящие в этом ряду до водорода , способны вытеснять водород из растворов кислот:

Задание 8.6. Составьте уравнения возможных реакций:

• магний + серная кислота;
• никель + соляная кислота;
• ртуть + соляная кислота.

Все эти металлы в полученных соединениях двухвалентны.

Реакция металла с кислотой возможна, если в результате её получается растворимая соль. Например, магний практически не реагирует с фосфорной кислотой, поскольку его поверхность быстро покрывается слоем нерастворимого фосфата:

Металлы, стоящие после водорода, могут реагировать с некоторыми кислотами, но водород в этих реакциях не выделяется :

Задание 8.7. Какой из металлов - Ва, Mg, Fе, Рb, Сu - может реагировать с раствором серной кислоты? Почему? Составьте уравнения возможных реакций.

Металлы реагируют с водой , если они активнее железа (железо также может реагировать с водой). При этом очень активные металлы (Li – Al ) реагируют с водой при нормальных условиях или при небольшом нагревании по схеме:

где х - валентность металла.

Задание 8.8. Составьте уравнения реакций по этой схеме для К, Nа, Са . Какие ещё металлы могут реагировать с водой подобным образом?

Возникает вопрос: почему алюминий практически не реагирует с водой? Действительно, мы кипятим воду в алюминиевой посуде, - и… ничего! Дело, в том, что поверхность алюминия защищена оксидной пленкой (условно - Al 2 O 3). Если её разрушить, то начнётся реакция алюминия с водой, причём довольно активная. Полезно знать, что эту плёнку разрушают ионы хлора Cl – . А поскольку ионы алюминия небезопасны для здоровья, следует выполнять правило: в алюминиевой посуде нельзя хранить сильно солёные продукты!

Вопрос. Можно ли хранить в алюминиевой посуде кислые щи, компот?

Менее активные металлы, которые стоят в ряду напряжений после алюминия, реагируют с водой в сильно измельчённом состоянии и при сильном нагревании (выше 100 °C) по схеме:

Металлы, менее активные, чем железо, с водой не реагируют!

Металлы реагируют с растворами солей . При этом более активные металлы вытесняют менее активный металл из раствора его соли:

Задание 8.9. Какие из следующих реакций возможны и почему:

1. серебро + нитрат меди II;
2. никель + нитрат свинца II;
3. медь + нитрат ртути II;
4. цинк + нитрат никеля II.

Составьте уравнения возможных реакций. Для невозможных поясните, почему они невозможны.

Следует отметить (!), что очень активные металлы , которые при нормальных условиях реагируют с водой , не вытесняют другие металлы из растворов их солей, поскольку они реагируют с водой, а не с солью:

А затем полученная щёлочь реагирует с солью:

Поэтому реакция между сульфатом железа и натрием НЕ сопровождается вытеснением менее активного металла:

Коррозия металлов

Коррозия - самопроизвольный процесс окисления металла под действием факторов окружающей среды.

В природе практически не встречается металлов в свободном виде. Исключение составляют только «благородные», самые неактивные металлы, например золото, платина. Все остальные активно окисляются под действием кислорода, воды, кислот и др. Например, ржавчина образуется на любом незащищённом железном изделии именно в присутствии кислорода или воды. При этом окисляется железо:

а восстанавливаются компоненты атмосферной влаги:

В результате образуется гидроксид железа (II ), который, окисляясь, превращается в ржавчину:

Подвергаться коррозии могут и другие металлы, правда, ржавчина на их поверхности не образуется. Так, нет на Земле металла алюминия - самого распространённого металла на планете. Но зато основу многих горных пород и почвы составляет глинозём Al 2 O 3 . Дело в том, что алюминий мгновенно окисляется на воздухе. Коррозия металлов наносит колоссальный ущерб, разрушая различные металлические конструкции.

Чтобы уменьшить потери от коррозии, следует устранить причины, которые её вызывают. В первую очередь, металлические предметы следует изолировать от влаги. Это можно сделать разными способами, например, хранить изделие в сухом месте, что далеко не всегда возможно. Кроме того, можно поверхность предмета покрасить, смазать водоотталкивающим составом, создать искусственную оксидную плёнку. В последнем случае в состав сплава вводят хром, который «любезно» распространяет собственную оксидную плёнку на поверхность всего металла. Сталь становится нержавеющей.

Изделия из нержавеющей стали дороги. Поэтому для защиты от коррозии используют тот факт, что менее активный металл не изменяется, т. е. не участвует в процессе . Поэтому если к сохраняемому изделию приварить более активный металл, то, пока он не разрушится, изделие корродировать не будет. Этот способ защиты называется протекторной защитой.

Выводы

Металлы - это простые вещества, которые всегда являются восстановителями. Восстановительная активность металла убывает в ряду напряжений от лития к золоту. По положению металла в ряду напряжений можно определить, как металл реагирует с растворами кислот, с водой, с растворами солей.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

1 )Активные (щелочные и щелчноземельные металлы, Mg, Al, Zn и др.)

2) Металлы средней активности (Fe, Cr, Mn и др.) ;

3 )Малоактивные (Cu, Ag)

4) Благородные металлы – Au, Pt, Pd и др.

В реакциях - только восстановители. Атомы металлов легко отдают электроны внешнего (а некоторые – и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Возможные степени окисления Ме Низшая 0,+1,+2,+3 Высшая +4,+5,+6,+7,+8

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ

1. С ВОДОРОДОМ

Реагируют при нагревании металлы IA и IIA группы, кроме бериллия. Образуются твёрдые нестойкие вещества гидриды, остальные металлы не реагируют.

2K + H₂ = 2KH (гидрид калия)

Ca + H₂ = CaH₂

2.С КИСЛОРОДОМ

Реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. Щелочные металлы при нормальных условиях образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды (литий – оксид, натрий – пероксид, калий, цезий, рубидий – надпероксид

4Li + O2 = 2Li2O (оксид)

2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)

K+O2=KO2 (надпероксид)

Остальные металлы главных подрупп при нормальных условиях образуют оксиды со степенью окисления, равной номеру группы 2Сa+O2=2СaO

2Сa+O2=2СaO

Металлы побочных подрупп образуют оксиды при нормальных условиях и при нагревании оксиды разной степени окисления, а железо железную окалину Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)

3Fe + 2O2 = Fe3O4

4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (красный) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чѐрный);

2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3

3. С ГАЛОГЕНАМИ

галогениды (фториды, хлориды, бромиды, иодиды). Щелочные при нормальных условиях с F, Cl , Br воспламеняются:

2Na + Cl2 = 2NaCl (хлорид)

Щелочноземельные и алюминий реагируют при нормальных условиях:

С a+Cl2= С aCl2

2Al+3Cl2 = 2AlCl3

Металлы побочных подгрупп при повышенных температурах

Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂

2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид железа (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3

2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (не бывает йодида меди (+2)!)

4. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СЕРОЙ

при нагревании даже у щелочных металлов, с ртутью при нормальных условиях. Реагируют все металлы, кроме золота и платины

с серой – сульфиды : 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S ( сульфид )

С a+S= С aS( сульфид ) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (чѐрный )

Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S

5. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ФОСФОРОМ И АЗОТОМ

протекает при нагревании (исключение: литий с азотом при нормальных условиях) :

с фосфором – фосфиды: 3 Ca + 2 P =Са3 P 2,

С азотом – нитриды 6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития) (н.у.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³

6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С УГЛЕРОДОМ И КРЕМНИЕМ

протекает при нагревании:

С углеродом образуются карбиды С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. Из щелочных металлов карбиды образуют литий и натрий, калий, рубидий, цезий не взаимодействуют с углеродом:

2Li + 2C = Li2C2, Са + 2С = СаС2

Металлы – d-элементы образуют с углеродом соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей.

с кремнием – силициды: 4Cs + Si = Cs4Si,

7. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ:

С водой реагируют металлы, стоящие до водорода в электрохимическом ряду напряжений Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой без нагревания, образуя растворимые гидроксиды(щелочи) и водород, алюминий (после разрушения оксидной пленки - амальгирование), магний при нагревании, образуют нерастворимые основания и водород.

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
С a + 2HOH = Ca(OH)2 + H2

2Аl + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2

Остальные металлы реагируют с водой только в раскаленном состоянии, образуя оксиды (железо – железную окалину)

Zn + Н2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂

8 С КИСЛОРОДОМ И ВОДОЙ

На воздухе железо и хром легко окисляется в присутствии влаги (ржавление)

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3

9. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ОКСИДАМИ

Металлы (Al, Mg,Са), восстанавливают при высокой температуре неметаллы или менее активные металлы из их оксидов → неметалл или малоактивный металл и оксид (кальцийтермия, магнийтермия, алюминотермия)

2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (термит) 2Mg + CО2 = 2MgO + С Mg + N2O = MgO + N2 Zn + CО2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SО2 = ZnS + 2ZnO

10. С ОКСИДАМИ

Металлы железо и хром реагируют со оксидами, уменьшая степень окисления

Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O

11. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ СО ЩЕЛОЧАМИ

Со щелочами взаимодействуют только те металлы, оксиды и гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами ((Zn, Al, Cr(III), Fe(III) и др. РАСПЛАВ → соль металла + водород.

2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (цинкат натрия)

2Al + 2(NaOH · H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
РАСТВОР → комплексная соль металла + водород.

2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (тетрагидроксоцинкат натрия) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2

12. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ (КРОМЕ HNO3 и Н2SО4 (конц.)

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, вытесняют его из разбавленных кислот → соль и водород

Запомни! Азотная кислота никогда не выделяет водород при взаимодействии с металлами.

Мg + 2НС1 = МgСl2 + Н2
Al + 2НС1 = Al⁺³Сl₃ + Н2

13. РЕАКЦИИ С СОЛЯМИ

Активные металлы вытесняют из солей менее активные. Восстановление из растворов:

CuSO4 + Zn = Zn SO4 + Cu

FeSO4 + Cu = РЕАКЦИИ НЕТ

Mg + CuCl2(pp) = MgCl2 + С u

Восстановление металлов из расплавов их солей

3Na+ AlCl₃ = 3NaCl + Al

TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti

Металлы групп В реагируют с солями, понижая степень окислениЯ

2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2

Главная » Электрика » Реакция соединения с металлами. С чем реагируют металлы