Химические реакции по свойствам металлов. Взаимодействие металлов с неметаллами

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

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 :

вытесняет водород из кислот :

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

Строение атомов металлов определяет не только характерные физические свойства простых веществ – металлов, но и общие их химические свойства.

При большом многообразии все химические реакции металлов относятся к окислительно-восстановительным и могут быть только двух типов: соединения и замещения. Металлы способны при химических реакциях отдавать электроны, то есть быть восстановителями, проявлять в образовавшихся соединениях только положительную степень окисления.

В общем виде это можно выразить схемой:
Ме 0 – ne → Me +n ,
где Ме – металл – простое вещество, а Ме 0+n – металл химический элемент в соединении.

Металлы способны отдавать свои валентные электроны атомам неметаллов, ионам водорода, ионам других металлов, а поэтому будут реагировать с неметаллами – простыми веществами, водой, кислотами, солями. Однако восстановительная способность металлов различна. Состав продуктов реакции металлов с различными веществами зависит и от окислительной способности веществ и условий, при которых протекает реакция.

При высоких температурах большинство металлов сгорает в кислороде:

2Mg + O 2 = 2MgO

Не окисляются в этих условиях только золото, серебро, платина и некоторые другие металлы.

С галогенами многие металлы реагируют без нагревания. Например, порошок алюминия при смешивании с бромом загорается:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

При взаимодействии металлов с водой в некоторых случаях образуются гидроксиды. Очень активно при обычных условиях взаимодействуют с водой щелочные металлы, а также кальций, стронций, барий. Схема этой реакции в общем виде выглядит так:

Ме + HOH → Me(OH) n + H 2

Другие металлы реагируют с водой при нагревании: магний при её кипении, железо в парах воды при красном кипении. В этих случаях получаются оксиды металлов.

Если металл реагирует с кислотой, то он входит в состав образующейся соли. Когда металл взаимодействует с растворами кислоты, он может окисляться ионами водорода, имеющимися в этом растворе. Сокращённое ионное уравнение в общем виде можно записать так:

Me + nH + → Me n + + H 2

Более сильными окислительными свойствами, чем ионы водорода, обладают анионы таких кислородосодержащих кислот, как например, концентрированная серная и азотная. Поэтому с этими кислотами реагируют те металлы, которые не способны окисляться ионами водорода, например, медь и серебро.

При взаимодействии металлов с солями происходит реакция замещения: электроны от атомов замещающего – более активного металла переходят к ионам замещаемого – менее активного металла. То сеть происходит замещение металла металлом в солях. Данные реакции не обратимы: если металл А вытесняет металл В из раствора солей, то металл В не будет вытеснять металл А из раствора солей.

В порядке убывания химической активности, проявляемой в реакциях вытеснения металлов друг друга из водных растворов их солей, металлы располагаются в электрохимическом ряду напряжений (активности) металлов:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na→ Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd→ Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Металлы, расположенные в этом ряду левее, более активны и способны вытеснять следующие за ними металлы из растворов солей.

В электрохимический ряд напряжений металлов включён водород, как единственный неметалл, разделяющий с металлами общее свойство - образовывать положительно заряженные ионы. Поэтому водород замещает некоторые металлы в их солях и сам может замещаться многими металлами в кислотах, например:

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют его из растворов многих кислот (соляной, серной и др.), а все следующие за ним, например, медь не вытесняют.

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Общие свойства металлов.

Наличие слабо связанных с ядром валентных электронов обуславливает общие химические свойства металлов. В химических реакциях они всегда выступают в роли восстановителя, простые вещества металлы никогда не проявляют окислительных свойств.

Получение металлов:
- восстановление из оксидов углеродом (С), угарным газом (СО), водородом (Н2) или более активным металлом (Al, Ca, Mg);
- восстановление из растворов солей более активным металлом;
- электролиз растворов или расплавов соединений металлов - восстановление наиболее активных металлов (щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия) с помощью электрического тока.

В природе металлы встречаются преимущественно в виде соединений, только малоактивные металлы встречаются в виде простых веществ (самородные металлы).

Химические свойства металлов.
1. Взаимодействие с простыми веществами неметаллами:
Большинство металлов могут быть окислены такими неметаллами как галогены, кислород, сера, азот. Но для начала большинства таких реакций требуется предварительное нагревание. В дальнейшем реакция может идти с выделением большого количества тепла, что приводит к воспламенению металла.
При комнатной температуре возможны реакции только между самыми активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и самыми активными неметаллами (галогенами, кислородом). Щелочные металлы (Na, K) в реакции с кислородом образуют пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2).

а) взаимодействие металлов с водой.
При комнатной температуре с водой взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. В результате реакции замещения образуются щёлочь (растворимое основание) и водород: Металл + Н2О = Ме(ОН) + Н2
При нагревании с водой взаимодействуют остальные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода. Магний реагирует с кипящей водой, алюминий - после специальной обработки поверхности, в результате образуются нерастворимые основания - гидроксид магния или гидроксид алюминия - и выделяется водород. Металлы, находящиеся в ряду активности от цинка (включительно) до свинца (включительно) взаимодействуют с парами воды (т.е. выше 100 С), при этом образуются оксиды соответствующих металлов и водород.
Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с водой не взаимодействуют.
б) взаимодействие с оксидами:
активные металлы взаимодействуют по реакции замещения с оксидами других металлов или неметаллов, восстанавливая их до простых веществ.
в) взаимодействие с кислотами:
Металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, вступают в реакцию с кислотами с выделением водорода и образованием соответствующей соли. Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с растворами кислот не взаимодействуют.
Особое место занимают реакции металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Все металлы, кроме благородных (золото, платина), могут быть окислены этими кислотами-окислителями. В результате этих реакций всегда будут образовываться соответствующие соли, вода и продукт восстановления азота или серы соответственно.
г) с щелочами
Металлы, образующие амфотерные соединения (алюминий, бериллий, цинк), способны реагировать с расплавами (при этом образуются средние соли алюминаты, бериллаты или цинкаты) или растворами щелочей (при этом образуются соответствующие комплексные соли). Во всех реакциях будет выделяться водород.
д) В соответствии с положением металла в ряду активности возможны реакции восстановления (вытеснения) менее активного металла из раствора его соли другим более активным металлом. В результате реакции образуется соль более активного и простое вещество - менее активный металл.

Общие свойства неметаллов.

Неметаллов намного меньше, чем металлов (22 элемента). Однако химия неметаллов гораздо сложнее за счёт большей заполненности внешнего энергетического уровня их атомов.
Физические свойства неметаллов более разнообразны: среди них есть газообразные (фтор, хлор, кислород, азот, водород), жидкости (бром) и твёрдые вещества, сильно отличающиеся друг от друга по температуре плавления. Большинство неметаллов не проводят электрический ток, но кремний, графит, германий обладают полупроводниковыми свойствами.
Газообразные, жидкие и некоторые твёрдые неметаллы (йод) имеют молекулярное строение кристаллической решётки, остальные неметаллы обладают атомной кристаллической решёткой.
Фтор, хлор, бром, йод, кислород, азот и водород в обычных условиях существуют в виде двухатомных молекул.
Многие элементы-неметаллы образуют несколько аллотропных модификаций простых веществ. Так кислород имеет две аллотропные модификации - кислород О2 и озон О3, сера имеет три аллотропные модификации - ромбическую, пластическую и моноклинную серу, фосфор имеет три аллотропные модификации - красный, белый и чёрный фосфор, углерод - шесть аллотропных модификаций - сажа, графит, алмаз, карбин, фуллерен, графен.

В отличие от металлов, проявляющих только восстановительные свойства, неметаллы в реакциях с простыми и сложными веществами могут выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя. Согласно своей активности неметаллы занимают определённое место в ряду электроотрицательности. Самым активным неметаллом считается фтор. Он проявляет только окислительные свойства. На втором месте по активности - кислород, на третьем - азот, далее галогены и остальные неметаллы. Наименьшей электроотрицательностью среди неметаллов обладает водород.

Химические свойства неметаллов.

1. Взаимодействие с простыми веществами:
Неметаллы взаимодействуют с металлами. В таких реакция металлы выступают в роли восстановителя, неметаллы - в роли окислителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения - оксиды, пероксиды, нитриды, гидриды, соли бескислородных кислот.
В реакциях неметаллов между собой более электроотрицательный неметалл проявляет свойства окислителя, менее электроотрицательный - свойства восстановителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения. Необходимо помнить, что неметаллы могут проявлять переменные степени окисления в своих соединениях.
2. Взаимодействие со сложными веществами:
а) с водой:
В обычных условиях с водой взаимодействуют только галогены.
б) с оксидами металлов и неметаллов:
Многие неметаллы могут реагировать при высоких температурах с оксидами других неметаллов, восстанавливая их до простых веществ. Неметаллы, стоящие в ряду электроотрицательности левее серы, могут взаимодействовать и с оксидами металлов, восстанавливая металлы до простых веществ.
в) с кислотами:
Некоторые неметаллы могут быть окислены концентрированными серной или азотной кислотами.
г) со щелочами:
Под действием щелочей некоторые неметаллы могут подвергаться дисмутации, являясь одновременно и окислителем и восстановителем.
Например в реакции галогенов с растворами щелочей без нагревания: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O или при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) с солями:
При взаимодействии, являющимися сильными окислителями, проявляют восстановительные свойства.
Галогены (кроме фтора) вступают в реакции замещения с растворами солей галогеноводородных кислот: более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный галоген.

1. Металлы реагируют с неметаллами.

2 Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2. Металлы, стоящие до водорода, реагируют с кислотами (кроме азотной и серной конц.) с выделением водорода

Me + HCl → соль + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Активные металлы реагируют с водой с образованием щелочи и выделением водорода.

2Me + 2n H 2 O → 2Me(OH) n + n H 2

Продуктом окисления металла является его гидроксид – Me(OH) n (где n-степень окисления металла).

Например:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Металлы средней активности реагируют с водой при нагревании, образуя оксид металла и водород.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Продукт окисления в таких реакциях – оксид металла Me 2 O n (где n-степень окисления металла).

3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 ·FeO + 4H 2

5. Металлы, стоящие после водорода, с водой и растворами кислот (кроме азотной и серной конц.) не реагируют

6. Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Активные металлы ‑ цинк и железо заместили медь в сульфате и образовали соли. Цинк и железо окислились, а медь восстановилась.

7. Галогены реагируют с водой и раствором щелочи.

Фтор в отличие от других галогенов воду окисляет:

2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2 .

на холоде: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O образуется хлорид и гипохлорит

при нагревании: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O образуется лорид и хлорат

8 Активные галогены (кроме фтора) вытесняют менее активные галогены из растворов их солей.

9. Галогены не реагируют с кислородом.

10. Амфотерные металлы (Al, Be, Zn) реагируют с растворами щелочей и кислот.

3Zn+4H2SO4=3 ZnSO4+S+4H2O

11. Магний реагирует с углекислым газом и оксидом кремния.

2Мg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Щелочные металлы (кроме лития) с кислородом образуют пероксиды.

2Na + O 2 = Na 2 O 2

3. Классификация неорганических соединений

Простые вещества – вещества, молекулы которых состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения) – вещества, молекулы которых состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

Простые вещества разбиваются на две большие группы: металлы и неметаллы.

Металлы – группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами: твёрдые вещества (исключение составляет ртуть) имеют металлический блеск, являются хорошими проводниками теплоты и электричества, ковкие (железо (Fe), медь (Cu), алюминий (Al), ртуть (Hg), золото (Au), серебро (Ag) и др.).

Неметаллы – группа элементов: твёрдые, жидкие (бром) и газообразные веществ, которые не обладают металлическим блеском, являются изоляторы, хрупкие.

А сложные вещества в свою очередь подразделятся на четыре группы, или класса: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода и какого – нибудь другого вещества.

Основания – это сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания – сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид – анионы OH-.

Кислоты – это сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла.

Соли – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и кислотных остатков. Соль представляет собой продукт частичного или полного замещения атомов водорода кислоты металлом.

Восстановительные свойства - это главные химические свойства, характерные для всех металлов. Они проявляются во взаимодействии с самыми разнообразными окислителями, в том числе с окислителями из окружающей среды. В общем виде взаимодействие металла с окислителями можно выразить схемой:

Ме + Окислитель " Me (+Х),

Где (+Х) - это положительная степень окисления Ме.

Примеры окисления металлов.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Ряд активности металлов

Восстановительные свойства металлов отличаются друг от друга. В качестве количественной характеристики восстановительных свойств металлов используют электродные потенциалы Е.

Чем активнее металл, тем отрицательнее его стандартный электродный потенциал Е о.

Металлы, расположенные в ряд по мере убывания окислительной активности, образуют ряд активности.

Ряд активности металлов

Me

Li

K

Ca

Na

Mg

Al

Mn

Zn

Cr

Fe

Ni

Sn

Pb

H 2

Cu

Ag

Au

Me z+

Li +

K +

Ca 2+

Na +

Mg 2+

Al 3+

Mn 2+

Zn 2+

Cr 3+

Fe 2+

Ni 2+

Sn 2+

Pb 2+

H +

Cu 2+

Ag +

Au 3+

E o ,B

-3,0

-2,9

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-1,18

-0,76

-0,74

-0,44

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+1,50

Металл, с более отрицательным значением Ео, способен восстановить катион металла с более положительным электродным потенциалом.

Восстановление металла из раствора его соли с другим металлом с более высокой восстановительной активностью называется цементацией . Цементацию используют в металлургических технологиях.

В частности, Cd получают, восстанавливая его из раствора его соли цинком.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Взаимодействие металлов с кислородом

Кислород - это сильный окислитель. Он может окислить подавляющее большинство металлов, кроме Au и Pt . Металлы, находящиеся на воздухе, контактируют с кислородом, поэтому при изучении химии металлов всегда обращают внимание на особенности взаимодействия металла с кислородом.

Всем известно, что железо во влажном воздухе покрывается ржавчиной - гидратировааным оксидом железа. Но многие металлы в компактном состоянии при не слишком высокой температуре проявляют устойчивость к окислению, так как образуют на своей поверхности тонкие защитные пленки. Эти пленки из продуктов окисления не позволяют окислителю контактировать с металлом. Явление образования на поверхности металла защитных слоев, препятствующих окислению металла, называется - пассивацией металла.

Повышение температуры способствует окислению металлов кислородом . Активность металлов повышается в мелкораздробленном состоянии. Большинство металлов в виде порошка сгорает в кислороде.

s-металлы

Наибольшую восстановительную активность проявляют s -металлы. Металлы Na, K, Rb Cs способны воспламеняться на воздухе, и их хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина. Be и Mg при невысоких температурах на воздухе пассивируются. Но при поджигании лента из Mg сгорает с ослепительным пламенем.

Металлы II А-подгруппы и Li при взаимодействии с кислородом образуют оксиды .

2Ca + O 2 = 2CaO

4 Li + O 2 = 2Li 2 O

Щелочные металлы, кроме Li , при взаимодействии с кислородом образуют не оксиды, а пероксиды Me 2 O 2 и надпероксиды MeO 2 .

2Na + O 2 = Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

р-металлы

Металлы, принадлежащие p -блоку на воздухе пассивируются.

При горении в кислороде

• металлы IIIА-подгруппы образуют оксиды типа Ме 2 О 3 ,
• Sn окисляется до SnO 2 , а Pb - до PbO
• Bi переходит в Bi 2 O 3 .

d-металлы

Все d -металлы 4 периода окисляются кислородом . Легче всего окисляются Sc, Mn , Fe. Особенно устойчивы к коррозии Ti, V, Cr.

При сгорании в кислороде из всех d

При сгорании в кислороде из всех d -элементов 4 периода только скандий, титан и ванадий образуют оксиды, в которых Ме находится в высшей степени окисления, равной № группы. Остальные d-металлы 4 периода при сгорании в кислороде образуют оксиды, в которых Ме находится в промежуточных, но устойчивых степенях окисления.

Типы оксидов, образуемых d-металлами 4 периода при горении в кислороде:

• МеО образуют Zn, Cu, Ni, Co. (при Т>1000оС Cu образует Cu 2 O),
• Ме 2 О 3 , образуют Cr, Fe и Sc,
• МеО 2 - Mn, и Ti,
• V образует высший оксид -V 2 O 5 .

d -металлы 5 и 6 периодов, кроме Y, La, более всех других металлов устойчивы к окислению. Не реагируют с кислородом Au, Pt.

При сгорании в кислороде d -металлов 5и 6 периодов, как правило, образуют высшие оксиды , исключение составляют металлы Ag, Pd, Rh, Ru.

Типы оксидов, образуемых d-металлами 5и 6 периодов при горении в кислороде:

• Ме 2 О 3 - образуют Y, La; Rh;
• МеО 2 - Zr, Hf; Ir:
• Me 2 O 5 - Nb, Ta;
• MeO 3 - Mo, W
• Me 2 O 7 - Tc, Re
• МеО 4 - Os
• MeO - Cd, Hg, Pd;
• Me 2 O - Ag;

Взаимодействие металлов с кислотами

В растворах кислот катион водорода является окислителем . Катионом Н + могут быть окислены металлы, стоящие в ряду активности до водорода , т.е. имеющие отрицательные электродные потенциалы.

Многие металлы, окисляясь, в кислых водных растворах многие переходят в катионы Me z + .

Анионы ряда кислот способны проявлять окислительные свойства, более сильные, чем Н + . К таким окислителям относятся анионы и самых распространенных кислот H 2 SO 4 и HNO 3 .

Анионы NO 3 - проявляют окислительные свойства при любой их концентрации в растворе, но продукты восстановления зависят от концентрации кислоты и природы окисляемого металла.

Анионы SO 4 2- проявляют окислительные свойства лишь в концентрированной H 2 SO 4 .

Продукты восстановления окислителей: H + , NO 3 - , SO 4 2 -

2Н + + 2е - = Н 2

SO 4 2- из концентрированной H 2 SO 4 SO 4 2- + 2e - + 4 H + = SO 2 + 2 H 2 O

(возможно также образование S, H 2 S)

NO 3 - из концентрированной HNO 3 NO 3 - + e - + 2H + = NO 2 + H 2 O
NO 3 - из разбавленной HNO 3 NO 3 - + 3e - + 4H + = NO + 2H 2 O

(возможно также образование N 2 O, N 2 , NH 4 +)

Примеры реакций взаимодействия металлов с кислотами

Zn + H 2 SO 4 (разб.) " ZnSO 4 + H 2

8Al + 15H 2 SO 4 (к.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

3Ni + 8HNO 3 (разб.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 4HNO 3 (к.) " Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Продукты окисления металлов в кислых растворах

Щелочные металлы образуют катион типа Ме + , s-металлы второй группы образуют катионы Ме 2+ .

Металлы р-блока при растворении в кислотах образуют катионы, указанные в таблице.

Металлы Pb и Bi растворяют только в азотной кислоте.

Me	Al	Ga	In	Tl	Sn	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Ga 3+	In 3+	Tl +	Sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo,B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Все d-металлы 4 периода, кроме Cu, могут быть окислены ионами Н + в кислых растворах.

Типы катионов, образуемых d-металлами 4 периода:

• Ме 2+ (образуют d-металлы начиная от Mn до Cu)
• Ме 3+ (образуют Sc, Ti , V , Cr и Fe в азотной кислоте).
• Ti и V образуют также катионы МеО 2+

d -элементы 5 и 6 периодов более устойчивы к окислению, чем 4 d - металлы.

В кислых растворах Н + может окислить: Y, La, Сd.

В HNO 3 могут растворяться: Cd, Hg, Ag. В горячей HNO 3 растворяются Pd, Tc, Re.

В горячей H 2 SO 4 растворяются: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Металлы: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W обычно растворяют в смеси HNO 3 + HF.

В царской водке (смеси HNO 3 + HCl) можно растворить Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au и Os с трудом). Причиной растворения металлов в царской водке или в смеси HNO 3 + HF является образование комплексных соединений.

Пример. Растворение золота в царской водке становится возможным из-за образования комплекса -

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Взаимодействие металлов с водой

Окислительные свойства воды обусловлены Н(+1).

2Н 2 О + 2е - " Н 2 + 2ОН -

Так как концентрация Н + в воде мала, окислительные свойства ее невысоки. В воде способны растворяться металлы с Е < - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Все s -металлы, кроме Be и Mg легко растворяются в воде.

2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 OH -

Na энергично взаимодействует с водой с выделением тепла. Выделяющийся Н 2 может воспламениться.

2H 2 +O 2 =2H 2 O

Mg растворяется только в кипящей воде, Ве защищен от окисления инертным нерастворимым оксидом

Металлы р-блока - менее сильные восстановители, чем s .

Среди р-металлов восстановительная активность выше у металлов IIIА-подгруппы, Sn и Pb - слабые восстановители, Bi имеет Ео > 0 .

р-металлы при обычных условиях в воде не растворяются . При растворении защитного оксида с поверхности в щелочных растворах водой окисляются Al, Ga и Sn.

Среди d-металлов водой окисляются при нагревании Sc и Mn, La, Y. Железо реагирует с водяным паром.

Взаимодействие металлов с растворами щелочей

В щелочных растворах окислителем выступает вода .

2Н 2 О + 2е - = Н 2 + 2ОН - Ео = - 0,826 B (рН =14)

Окислительные свойства воды с ростом рН понижаются, из-за уменьшения концентрации Н + . Тем не менее, некоторые металлы, не растворяющиеся в воде, растворяются в растворах щелочей, например, Al, Zn и некоторые другие. Главная причина растворения таких металлов в щелочных растворах заключается в том, что оксиды и гидроксиды этих металлов проявляют амфотерность, растворяются в щелочи, устраняя барьер между окислителем и восстановителем.

Пример. Растворение Al в растворе NaOH.

2Al + 3H 2 O +2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2