С чем взаимодействуют металлы. Общие физические и химические свойства металлов

Химические свойства металлов: взаимодействие с кислородом, галогенами, серой и отношение к воде, кислот, солей.

Химические свойства металлов обусловлены способностью их атомов легко отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительно заряженные ионы. Таким образом в химических реакциях металлы проявляют себя энергичными восстановителями. Это является их главной общей химической свойством.

Способность отдавать электроны у атомов отдельных металлических элементов различна. Чем легче металл отдает свои электроны, тем он активнее, и тем энергичнее реагирует с другими веществами. На основе исследований все металлы были расположены в ряд по уменьшению их активности. Этот ряд впервые предложил выдающийся ученый Н. Н. Бекетов. Такой ряд активности металлов называют еще вытеснительный рядом металлов или электрохимическим рядом напряжений металлов. Он имеет следующий вид:

Li, K, Ва, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2 , Cu, Hg, Ag, Рt, Au

С помощью этого ряда можно обнаружить какой металл является активным другого. В этом ряду присутствует водород, который не является металлом. Его видны свойства приняты для сравнения за своеобразный ноль.

Имея свойства восстановителей, металлы реагируют с различными окислителями, прежде всего с неметаллами. С кислородом металлы реагируют при нормальных условиях или при нагревании с образованием оксидов, например:

2Mg0 + O02 = 2Mg+2O-2

В этой реакции атомы магния окисляются, атомы кислорода восстанавливаются. Благородные металлы, находящиеся в конце ряда, с кислородом реагируют. Активно происходят реакции с галогенами, например, сгорания меди в хлоре:

Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2

Реакции с серой, чаще всего происходят при нагревании, например:

Fe0 + S0 = Fe+2S-2

Активные металлы, находящиеся в ряду активности металлов в Mg, реагируют с водой с образованием щелочей и водорода:

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

Металлы средней активности от Al до H2 реагируют с водой в более жестких условиях и образуют при этом оксиды и водород:

Pb0 + H+2O Химические свойства металов: взаимодействие с кислородом Pb+2O + H02.

Способность металла реагировать с кислотами и солями в растворе зависит также от его положения в вытеснительный ряде металлов. Металлы, стоящие в вытеснительный ряде металлов левее водорода, обычно вытесняют (восстанавливают) водород из разбавленных кислот, а металлы, стоящие правее водорода, его не вытесняют. Так, цинк и магний реагируют с растворами кислот, выделяя водород и образуя соли, а медь не реагирует.

Mg0 + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Атомы металлов в этих реакциях являются восстановителями, а ионы водорода — окислителями.

Металлы реагируют с солями в водных растворах. Активные металлы вытесняют менее активные металлы из состава солей. Определить это можно по ряду активности металлов. Продуктами реакции являются новая соль и новый металл. Так, если железную пластинку погрузить в раствор меди (II) сульфата, через некоторое время на ней выделится медь в виде красного налета:

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0 .

Но если в раствор меди (II) сульфата погрузить серебряную пластину, то никакой реакции не произойдет:

Ag + CuSO4 ≠ .

Для проведения таких реакции нельзя брать слишком активные металлы (от лития до натрия), которые способны реагировать с водой.

Следовательно, металлы способны реагировать с неметаллами, водой, кислотами и солями. Во всех этих случаях металлы окисляются и являются восстановителями. Для прогнозирования течения химических реакций с участием металлов следует использовать вытеснительный ряд металлов.

Уравнения реакций отношения металлов:

  • а) к простым веществам: кислороду, водороду, галогенам, сере, азоту, углероду;
  • б) к сложным веществам: воде, кислотам, щелочам, солям.
  1. К металлам относятся s-элементы I и II групп, все s-элементы, р-элементы III группы (кроме бора), а также олово и свинец (IV группа), висмут (V группа) и полоний (VI группа). Металлы в большинстве своем имеют на внешнем энергетическом уровне 1-3 электрона. У атомов d-элементов внутри периодов слева направо происходит заполнение d-подуровней предвнешнего слоя.
  2. Химические свойства металлов обусловлены характерным строением их внешних электронных оболочек.

В пределах периода с увеличением заряда ядра радиусы атомов при одинаковом числе электронных оболочек уменьшаются. Наибольшими радиусами обладают атомы щелочных металлов. Чем меньше радиус атома, тем больше энергия ионизации, а чем больше радиус атома, тем меньше энергия ионизации. Так как атомы металлов обладают наибольшими радиусами атомов, то для них характерны в основном низкие значения энергии ионизации и сродства к электрону. Свободные металлы проявляют исключительно восстановительные свойства.

3) Металлы образуют оксиды, например:

С водородом реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды:

Металлы реагируют с галогенами, образуя галогениды, с серой - сульфиды, с азотом - нитриды, с углеродом - карбиды.

С увеличением алгебраического значения стандартного электродного потенциала металла Е 0 в ряду напряжений способность металла реагировать с водой уменьшается. Так, железо реагирует с водой только при очень высокой температуре:

Металлы с положительным значением стандартного электродного потенциала, то есть стоящие после водорода в ряду напряжений, не реагируют с водой.

Характерны реакции металлов с кислотами. Металлы с отрицательным значением Е 0 вытесняют водород из растворов НСl, H 2 S0 4 , H 3 P0 4 и т. д.

Металл с меньшим значением Е 0 вытесняет металл с большим значением Е 0 из растворов солей:

Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности, их химические свойства и способы получения.

Оксид кальция СаО называют негашеной известью. Его получают обжигом известняка СаС0 3 --> СаО + СО, при температуре 2000° С. Оксид кальция обладает свойствами основного оксида:

а) реагирует с водой с выделением большого количества теплоты:

СаО + Н 2 0 = Са(ОН) 2 (гашеная известь).

б) реагирует с кислотами, образуя соль и воду:

СаО + 2НСl = СаСl 2 + Н 2 О

СаО + 2Н + = Са 2+ + Н 2 О

в) реагирует с кислотными оксидами с образованием соли:

СаО + С0 2 = СаС0 3

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 применяется в виде гашеной извести, известкового молока и известковой воды.

Известковое молоко - это взвесь, образованная при смешивании избытка гашеной извести с водой.

Известковая вода - прозрачный раствор, полученный при фильтровании известкового молока. Используется в лаборатории для обнаружения оксида углерода (IV).

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О

При длительном пропускании оксида углерода (IV) paствор становится прозрачным, так как образуется кислая соль, растворимая в воде:

СаС0 3 + С0 2 + Н 2 О = Са(НСО 3 ) 2

Если полученный прозрачный раствор гидрокарбоната кальция нагреть, то снова происходит помутнение, так как выпадает осадок СаС0 3 :

Металлы - активные восстановители с положительной степенью окисления. Благодаря химическим свойствам металлы широко используются в промышленности, металлургии, медицине, строительстве.

Активность металлов

В реакциях атомы металлов отдают валентные электроны и окисляются. Чем больше энергетических уровней и меньше электронов имеет атом металла, тем легче ему отдавать электроны и вступать в реакции. Поэтому металлические свойства увеличиваются сверху вниз и справа налево в таблице Менделеева.

Рис. 1. Изменение металлических свойств в таблице Менделеева.

Активность простых веществ показана в электрохимическом ряду напряжений металлов. Слева от водорода находятся активные металлы (активность увеличивается к левому краю), справа - неактивные.

Наибольшую активность проявляют щелочные металлы, находящиеся в I группе периодической таблицы и стоящие левее водорода в электрохимическом ряду напряжений. Они вступают в реакцию со многими веществами уже при комнатной температуре. За ними идут щелочноземельные металлы, входящие во II группу. Они реагируют с большинством веществ при нагревании. Металлы, находящиеся в электрохимическом ряду от алюминия до водорода (средней активности) требуют дополнительных условий для вступления в реакции.

Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

Некоторые металлы проявляют амфотерные свойства или двойственность. Металлы, их оксиды и гидроксиды реагируют с кислотами и основаниями. Большинство металлов реагирует только с некоторыми кислотами, замещая водород и образуя соль. Наиболее ярко выраженные двойственные свойства проявляют:

  • алюминий;
  • свинец;
  • цинк;
  • железо;
  • медь;
  • бериллий;
  • хром.

Каждый металл способен вытеснять стоящий правее него в электрохимическом ряду другой металл из солей. Металлы, находящиеся слева от водорода, вытесняют его из разбавленных кислот.

Свойства

Особенности взаимодействия металлов с разными веществами представлены в таблице химических свойств металлов.

Реакция

Особенности

Уравнение

С кислородом

Большинство металлов образует оксидные плёнки. Щелочные металлы самовоспламеняются в присутствии кислорода. При этом натрий образует пероксид (Na 2 O 2), остальные металлы I группы - надпероксиды (RO 2). При нагревании щелочноземельные металлы самовоспламеняются, металлы средней активности - окисляются. Во взаимодействие с кислородом не вступают золото и платина

4Li + O 2 → 2Li 2 O;

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ;

K + O 2 → KO 2 ;

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 ;

2Cu + O 2 → 2CuO

С водородом

При комнатной температуре реагируют щелочные, при нагревании - щелочноземельные. Бериллий не вступает в реакцию. Магнию дополнительно необходимо высокое давление

Sr + H 2 → SrH 2 ;

2Na + H 2 → 2NaH;

Mg + H 2 → MgH 2

Только активные металлы. Литий вступает в реакцию при комнатной температуре. Остальные металлы - при нагревании

6Li + N 2 → 2Li 3 N;

3Ca + N 2 → Ca 3 N 2

С углеродом

Литий и натрий, остальные - при нагревании

4Al + 3C → Al 3 C4;

2Li+2C → Li 2 C 2

Не взаимодействуют золото и платина

2K + S → K 2 S;

Fe + S → FeS;

Zn + S → ZnS

С фосфором

При нагревании

3Ca + 2P → Ca 3 P 2

С галогенами

Не реагируют только малоактивные металлы, медь - при нагревании

Cu + Cl 2 → CuCl 2

Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы. При нагревании, в условиях кислой или щелочной среды реагируют металлы средней активности

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ;

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ;

Pb + H 2 O → PbO + H 2

С кислотами

Металлы слева от водорода. Медь растворяется в концентрированных кислотах

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + 2H 2 ;

Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 ;

Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O

Со щелочами

Только амфотерные металлы

2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2K + 3H 2

Активные замещают менее активные металлы

3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al

Металлы взаимодействуют между собой и образуют интерметаллические соединения - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

Применение

Общие химические свойства металлов используются для создания сплавов, моющих средств, применяются в каталитических реакциях. Металлы присутствуют в аккумуляторах, электронике, в несущих конструкциях.

Основные отрасли применения указаны в таблице.

Рис. 3. Висмут.

Что мы узнали?

Из урока 9 класса химии узнали об основных химических свойствах металлов. Возможность взаимодействовать с простыми и сложными веществами определяет активность металлов. Чем активнее металл, тем легче он вступает в реакцию при обычных условиях. Активные металлы реагируют с галогенами, неметаллами, водой, кислотами, солями. Амфотерные металлы взаимодействуют со щелочами. Малоактивные металлы не реагируют с водой, галогенами, большинством неметаллов. Кратко рассмотрели отрасли применения. Металлы используются в медицине, промышленности, металлургии, электронике.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 70.

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

  • 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.

    Что еще почитать