С чем реагируют активные металлы. С чем реагируют металлы? − концентрированной серной кислотой

Атомы Кислорода могут образовывать два типа молекул: O 2 - кислород и O 3 - озон.

Явление существования нескольких простых веществ, образованных атомами одного химического элемента, называется алотропією. А простые вещества, образованные одним элементом, называют алотропними модификациями.

Следовательно, озон и кислород - это аллотропные модификации элемента Кислорода.

Свойства	Кислород	Озон
Формула соединения	O 2	O 3
Внешний вид в обычных условиях	Газ	Газ
Цвет	В парах кислород бесцветный. Жидкий - бледно-голубого цвета, а твердый - синего	Пары озона светло-синего цвета. Жидкий - синего цвета, а твердый представляет собой темно-фиолетовые кристаллы
Запах и вкус	Без запаха и вкуса	Резкий характерный запах (в малых концентрациях придает воздуху запах свежести)
Температура плавления	219 °С	192 °С
Температура кипения	183 °С	112 °С
Плотность при н. у.	1,43 г/л	2,14 г/л
Растворимость уводі	4 объемы кислорода в 100 объемах воды	45 объемов озона в 100 объемах воды
Магнитные свойства	Жидкий и твердый кислород - парамагнитные вещества, т.е. втягиваются в магнитное поле	Имеет диамагнитные свойства, то есть не взаимодействует с магнитным полем
Биологическая роль	Необходим для дыхания растений и животных (в смеси с азотом или инертным газом). Вдыхание чистого кислорода приводит к сильному отравлению	В атмосфере образует так называемый озоновый слой, который защищает биосферу от вредного воздействия ультрафиолетового излучения. Ядовитый

Химические свойства кислорода и озона

Взаимодействие кислорода с металлами

Молекулярный кислород - довольно сильный окислитель. Он окисляет практически все металлы (кроме золота и платины). Много металлов медленно окисляются на воздухе, но в атмосфере чистого кислорода сгорают очень быстро, при этом образуется оксид:

Однако некоторые металлы при горении образуют не оксиды, а пероксиды (в таких соединениях степень окисления Кислорода равна -1) или надпероксиди (степень окисления атома Кислорода - дробная). Примером таких металлов могут быть барий, натрий и калий:

Взаимодействие кислорода с неметаллами

Оксиген проявляет степень окисления -2 в соединениях, которые образованы со всеми неметаллами, кроме Фтора, Гелия, Неона и Аргона. Молекулы кислорода при нагревании непосредственно вступают во взаимодействие со всеми неметаллами, кроме галогенов и инертных газов. В атмосфере кислорода фосфор самовоспламеняется и некоторые другие неметаллы:

При взаимодействия кислорода с фтором образуется кислород фторид, а не фтор оксид, поскольку атом Фтора имеет большую электроотрицательности, чем атом Кислорода. Оксиген фторид - это газ бледно-желтого цвета. Его используют как очень сильный окислитель и фторувальний агент. В этой соединении степень окисления Кислорода равна +2.

В избытка фтора может образовываться диоксиген дифторид, в котором степень окисления Кислорода равна +1. По строению такая молекула похожа на молекулу водород пероксида.

Применение кислорода и озона. Значение озонового слоя

Кислород используют все аэробные живые существа для дыхания. В процессе фотосинтеза растения выделяют кислород и поглощают углекислый газ.

Молекулярный кислород применяют для так называемой интенсификации, то есть ускорение окислительных процессов в металлургической промышленности. А еще кислород используют для добывания пламени с высокой температурой. При горении ацетилена (С 2 Н 2) в кислороде температура пламени достигает 3500 °С. В медицине кислород применяют для облегчения дыхания больных. Его также используют в дыхательных аппаратах для работы людей в трудной для дыхания атмосфере. Жидкий кислород применяют как окислитель ракетного топлива.

Озон используют в лабораторной практике как очень сильный окислитель. В промышленности с его помощью дезинфицируют воду, поскольку ему присуща сильная окислительная действие, которая уничтожает различные микроорганизмы.

Пероксиды, надпероксиди и озонидов щелочных металлов применяют для регенерации кислорода в космических кораблях и на подводных лодках, Такое применение основано на реакции этих веществ с углекислым газом СО 2:

В природе озон содержится в высоких слоях атмосферы на высоте около 20-25 км, в так называемом озоновом слое, который защищает Землю от жесткого солнечного излучения. Уменьшение концентрации озона в стратосфере хотя бы на 1 может привести к тяжелым последствиям, таким рост числа онкологических заболеваний кожи в людей и животных, увеличение числа заболеваний, связанных с угнетением иммунной системы человека, замедление роста наземных растений, снижение скорости роста фитопланктона и т.д.

Без озонового слоя жизнь на планете было бы невозможным. Тем временем загрязнение атмосферы различными промышленными выбросами приводят к разрушению озонового слоя. Самыми опасными веществами для озона являются фреоны (их используют как хладагенты в холодильных машинах, а также как наполнители для баллончиков с дезодорантами) и отходы ракетного топлива.

Мировое сообщество очень обеспокоено в связи с образованием дыры в озоновом слое на полюсах нашей планеты, в связи с чем в 1987 г. был принят «Монреальский протокол по веществам, разрушающим озоновый слой», который ограничил использование веществ, вредных для озонового слоя.

Физические свойства веществ, образованных элементом Сульфуром

Атомы Серы, так же, как и Кислорода, могут образовывать различные аллотропные модификации (S ∞ ; S 12 ; S 8 ; S 6 ; S 2 и другие). При комнатной температуре сера находится в виде α -серы (или ромбической серы), что представляет собой желтые хрупкие кристаллы, без запаха, не растворимые в воде. При температуре свыше +96 °С происходит медленный переход α -серы в β -серу (или моноклінну серу), что представляет собой почти белые пластинки. Если расплавленную серу перелить в воду, происходит переохлаждение жидкой серы и образования желто-коричневой резино-подобной пластической серы, которая погодя снова превращается в а-серу. Сера кипит при температуре, равной +445 °С, образуя пары темно-бурого цвета.

Все модификации серы не растворяются в воде, зато достаточно хорошо растворяются в сероуглероде (CS 2 ) и некоторых других неполярных растворителях.

Применение серы

Главный продукт серной промышленности - это сульфатная кислота. На ее производство приходится около 60 % серы, которую добывают. В гумотехнічній промышленности серу используют для превращения каучука в высококачественную резину, то есть для вулканизации каучука. Сера - важнейший компонент любых пиротехнических смесей. Например, в спичечных головках содержится около 5 %, а в намазці на коробке - около 20 % серы по массе. В сельском хозяйстве серу используют для борьбы с вредителями виноградников. В медицине серу применяют при изготовлении различных мазей для лечения кожных заболеваний.

Под металлами подразумевают группу элементов, которая представлена в виде наиболее простых веществ. Они обладают характерными свойствами, а именно высокой электро- и теплопроводностью, положительным температурным коэффициентом сопротивления, высокой пластичностью и металлическим блеском.

Заметим, что из 118 химических элементов, которые были открыты на данный момент, к металлам следует относить:

• среди группы щёлочноземельных металлов 6 элементов;
• среди щелочных металлов 6 элементов;
• среди переходных металлов 38;
• в группе лёгких металлов 11;
• среди полуметаллов 7 элементов,
• 14 среди лантаноидов и лантан,
• 14 в группе актиноидов и актиний,
• Вне определения находятся бериллий и магний.

Исходя из этого, к металлам относятся 96 элементов. Рассмотрим подробней, с чем реагируют металлы. Поскольку на внешнем электронном уровне у большинства металлов находится небольшое количество электронов от 1 до 3-х, то они в большинстве своих реакций могут выступать в качестве восстановителей (то есть они отдают свои электроны другим элементам).

Реакции с наиболее простыми элементами

• Кроме золота и платины, абсолютно все металлы реагируют с кислородом. Заметим также, что реакция при высоких температурах происходит с серебром, однако оксид серебра(II) при нормальных температурах не образуется. В зависимости от свойств металла, в результате реакции с кислородом образовываются оксиды, надпероксиды и пероксиды.

Приведем примеры каждого из химического образования:

1. оксид лития – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
2. надпероксид калия – K+O 2 =KO 2 ;
3. пероксид натрия – 2Na+O 2 =Na 2 O 2 .

Для того, чтобы получить оксид из пероксида, его нужно восстановить тем же металлом. Например, Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. С малоактивными и со средними металлами подобная реакция будет происходить только при нагревании, к примеру: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4 .

• С азотом металлы могут реагировать только с активными металлами, однако при комнатной температуре может взаимодействовать только литий, образуя при этом нитриды – 6Li+N 2 =2Li 3 N, однако при нагревании происходит такая химическая реакция 2Al+N 2 =2AlN, 3Ca+N 2 =Ca 3 N 2 .
• С серой, как и с кислородом, реагируют абсолютно все металлы, при этом исключением являются золото и платина. Заметим, что железо может взаимодействовать только при нагревании с серой, образовывая при этом сульфид: Fe+S=FeS
• Только активные металлы могут реагировать с водородом. К ним относятся металлы группы IA и IIA, кроме берилия. Такие реакции могут осуществляться только при нагревании, образовывая гидриды.

  Так как степень окисления водорода считается?1, то металлы в данном случае выступают как восстановители: 2Na+H 2 =2NaH.

• Реагируют с углеродом также самые активные металлы. В результате этой реакции образовываются ацетилениды или метаниды.

Рассмотрим, какие металлы реагируют с водой и что они дают в результате этой реакции? Ацетилены при взаимодействии с водой будут давать ацетилен, а метан получится в результате реакции воды с метанидами. Приведем примеры данных реакций:

1. Ацетилен – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
2. Метан - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH+C 2 H 2 .

Реакция кислот с металлами

Металлы с кислотами могут также реагировать по-разному. Со всеми кислотами реагируют только те металлы, которые в ряду стоят электрохимической активности металлов до водорода.

Приведем пример реакции замещения, которая показывает, с чем реагируют металлы. По-другому такая реакция называется окислительно-восстановительной: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.

Некоторые кислоты могут также взаимодействовать с металлами, которые стоят после водорода: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.

Заметим, что разбавленная такая кислота может реагировать с металлом по приведенной классической схеме: Mg+H 2 SO 4 =MgSO 4 +H 2 ^.

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

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

По химическим свойствам металлы подразделяют на:

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

По своей химической активности металлы очень сильно различаются. О химической активности металла можно примерно судить по его положению в .

Самые активные металлы расположены в начале этого ряда (слева), самые малоактивные - в конце (справа).
Реакции с простыми веществами. Металлы вступают в реакции с неметаллами с образованием бинарных соединений. Условия протекания реакций, а иногда и их продукты сильно различаются для разных металлов.
Так, например, щелочные металлы активно реагируют с кислородом (в том числе в составе воздуха) при комнатной температуре с образованием оксидов и пероксидов

4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2

Металлы средней активности реагируют с кислородом при нагревании. При этом образуются оксиды:

2Mg + O 2 = t 2MgO.

Малоактивные металлы (например, золото, платина) с кислородом не реагируют и поэтому на воздухе практически не изменяют своего блеска.
Большинство металлов при нагревании с порошком серы образуют соответствующие сульфиды:

Реакции со сложными веществами. С металлами реагируют соединения всех классов - оксиды (в том числе вода), кислоты, основания и соли.
Активные металлы бурно взаимодействуют с водой при комнатной температуре:

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2 ;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2 .

Поверхность таких металлов, как, например, магний и алюминий, защищена плотной пленкой соответствующего оксида. Это препятствует протеканию реакции с водой. Однако если эту пленку удалить или нарушить ее целостность, то эти металлы также активно вступают в реакцию. Например, порошкообразный магний реагирует с горячей водой:

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2 .

При повышенной температуре с водой вступают в реакцию и менее активные металлы: Zn, Fe, Mil и др. При этом образуются соответствующие оксиды. Например, при пропускании водяного пара над раскаленными железными стружками протекает реакция:

3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами (кроме HNO 3) с образованием солей и водорода. Активные металлы (К, Na, Са, Mg) реагируют с растворами кислот очень бурно (с большой скоростью):

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 .

Малоактивные металлы часто практически не растворяются в кислотах. Это обусловлено образованием на их поверхности пленки нерастворимой соли. Например, свинец, стоящий в ряду активности до водорода, практически не растворяется в разбавленной серной и соляной кислотах вследствие образования на его поверхности пленки нерастворимых солей (PbSO 4 и PbCl 2).

Вам необходимо включить JavaScript, чтобы проголосовать