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.
Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы. Поэтому металлы являются восстановителями. Металлы взаимодействуют с простыми веществами: Са + С12 - СаС12, Активные металлы реагируют с водой: 2Na + 2Н20 = 2NaOH + H2f. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, взаимодействуют с разбавленными растворами кислот (кроме HN03) с выделением водорода: Zn + 2НС1 = ZnCl2 + H2f. Металлы реагируют с водными растворами солей менее активных металлов: Ni + CuS04 = NiS04 + Си J. Металлы реагируют с кислотами-окислителями: С. Способы получения металлов Современная металлургия получает более 75 металлов и многочисленные сплавы на их основе. В зависимости от способов получения металлов различают пирогидро- и электрометаллургию. ГГ) Пирометаллургия охватывает способы получения металлов из руд с помощью реакций восстановления, проводимых при высоких температурах. В качестве восстановителей применяют уголь, активные металлы, оксид углерода (II), водород, метан. Cu20 + С - 2Си + СО, t° Cu20 + СО - 2Cu + С02, t° Сг203 + 2А1 - 2Сг + А1203, (алюмотермия) t° TiCl2 + 2Mg - Ti + 2MgCl2, (магнийтермия) t° W03 + 3H2 = W + 3H20. (водородотермия) |Ц Гидрометаллургия - это получение металлов из растворов их солей. Например, при обработке разбавленной серной кислотой медной руды, содержащей оксид меди (И), медь переходит в раствор в виде сульфата: CuO + H2S04 = CuS04 + Н20. Затем медь извлекают из раствора либо электролизом, либо вытеснением с помощью порошка железа: CuS04 + Fe = FeS04 + Си. [з] Электрометаллургия - это способы получения металлов из их расплавленных оксидов или солей с помощью электролиза: электролиз 2NaCl - 2Na + Cl2. Вопросы и задачи для самостоятельного решения 1. Укажите положение металлов в периодической системе Д. И. Менделеева. 2. Покажите физические и химические свойства металлов. 3. Объясните причину общности свойств металлов. 4. Покажите изменение химической активности металлов главных подгрупп I и II групп периодической системы. 5. Каким образом изменяются металлические свойства у элементов II и III периодов? Назовите самый тугоплавкий и самый легкоплавкий металлы. 7. Укажите, какие металлы встречаются в природе в самородном состоянии и какие - только в виде соединений. Чем это можно объяснить? 8. Какова природа сплавов? Как состав сплава влияет на его свойства. Покажите на конкретных примерах. Укажите важнейшие способы получения металлов из руд. 10l Назовите разновидности пирометаллургии. Какие восстановители используют в каждом конкретном способе? Почему? 11. Назовите металлы, которые получают с помощью гидрометаллургии. В чем сущность и каковы преимущества данного метода перед другими? 12. Приведите примеры получения металлов с помощью электрометаллургии. В каком случае используют этот способ? 13. Каковы современные способы получения металлов высокой степени чистоты? 14. Что такое «электродный потенциал»? Какой из металлов имеет наибольший и какой - наименьший электродные потенциалы в водном растворе? 15. Охарактеризуйте ряд стандартных электродных потенциалов? 16. Можно ли вытеснить металлическое железо из водного раствора его сульфата с помощью металлического цинка, никеля, натрия? Почему? 17. Каков принцип работы гальванических элементов? Какие металлы могут в них использоваться? 18. Какие процессы относятся к коррозионным? Какие виды коррозии вам известны? 19. Что называется электрохимической коррозией? Какие способы защиты от нее вам известны? 20. Как влияет на коррозию железа его контакт с другими металлами? Какой металл будет разрушаться первым на поврежденной поверхности луженого, оцинкованного и никелированного железа? 21. Какой процесс называют электролизом? Напишите реакции, отражающие процессы, происходящие на катоде и аноде при электролизе расплава хлорида натрия, водных растворов хлорида натрия, сульфата меди, сульфата натрия, серной кислоты. 22. Какую роль играет материал электродов при протекании процессов электролиза? Приведите примеры процессов электролиза, протекающих с растворимыми и нерастворимыми электродами. 23. Сплав, идущий на приготовление медных монет, содержит 95 % меди. Определите второй металл, входящий в сплав, если при обработке однокопеечной монеты избытком соляной кислоты выделилось 62,2 мл водорода (н. у.). алюминий. 24. Навеска карбида металла массой 6 г сожжена в кислороде. При этом образовалось 2,24 л оксида углерода (IV) (н. у.). Определите, какой металл входил в состав карбида. 25. Покажите, какие продукты выделятся при электролизе водного раствора сульфата никеля, если процесс протекает: а) с угольными; б) с никелевыми электродами? 26. При электролизе водного раствора медного купороса на аноде выделилось 2,8 л газа (н. у.). Какой это газ? Что и в каком количестве выделилось на катоде? 27. Составьте схему электролиза водного раствора нитрата калия, протекающего на электродах. Чему равно количество пропущенного электричества, если на аноде выделилось 280 мл газа (н. у.)? Что и в каком количестве выделилось на катоде?
Цель работы: практически ознакомиться с характерными химическими свойствами металлов различной активности и их соединений; изучить особенности металлов с амфотерными свойствами. окислительно-восстановительные реакции уравнять методом электронно-ионного баланса.
Теоретическая часть
Физические свойства металлов. Вобычных условиях все металлы, кроме ртути, - твердые вещества, резко отличающиеся по степени твердости. Металлы, являясь проводниками первого рода, обладают высокой электропроводностью и теплопроводностью. Эти свойства связаны со строением кристаллической решетки, в узлах которой находятся ионы металлов, между которыми перемещаются свободные электроны. Перенос электричества и тепла происходит за счет движения этих электронов.
Химические свойства металлов . Все металлы являются восстановителями, т.е. при химических реакциях они теряют электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Вследствие этого большинство металлов реагирует с типичными окислителями, например, кислородом, образуя оксиды, которые в большинстве случаев покрывают плотным слоем поверхность металлов.
Mg° +O 2 °=2Mg +2 O- 2
Mg-2=Mg +2
О
2
+4
=2О
-2
Восстановительная активность металлов в растворах зависит от положения металла в ряду напряжений или от величины электродного потенциала металла (табл.) Чем меньшей величиной электродного потенциала обладает данный металл, тем более активным восстановителем он является. Все металлы можно разделить на 3 группы :
Активные металлы – от начала ряда напряжений (т.е. от Li) до Mg;
Металлы средней активности от Mg до H;
Малоактивные металлы – от Н до конца ряда напряжений (до Au).
С водой взаимодействуют металлы 1 группы (сюда относятся преимущественно щелочные и щелочноземельные металлы); продуктами реакции являются гидроксиды соответствующих металлов и водород, например:
2К°+2Н 2 О=2КОН+Н 2 О
К°-
=К
+
| 2
2Н
+
+2
=Н
2
0
| 1
Взаимодействие металлов с кислотами
Все бескислородные кислоты (соляная HCl, бромистоводородная HBr и т.п.), а также некоторые кислородсодержащие кислоты (разбавленная серная кислота H 2 SO 4 , фосфорная H 3 PO 4 , уксусная СН 3 СООН и т.п.) реагируют с металлами 1 и 2 групп, стоящими в ряду напряжений до водорода. При этом образуется соответствующая соль и выделяется водород:
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Zn
0
-2
=
Zn
2+
| 1
2Н
+
+2
=Н
2
°
| 1
Концентрированная серная кислота окисляет металлы 1, 2 и частично 3-ей группы (до Ag включительно) восстанавливаясь при этом до SO 2 - бесцветного газа с резковатым запахом, свободной серы, выпадающей в виде белого осадка или сероводорода H 2 S - газа с запахом тухлых яиц. Чем более активным является металл, тем сильнее восстанавливается сера, например:
|
1
|
8
Азотная кислота любой концентрации окисляет практически все металлы, при этом образуются нитрат соответствующего металла, вода и продукт восстановления N +5 (NO 2 - бурый газ с резким запахом, NO - бесцветный газ с резким запахом, N 2 O - газ с наркотическим запахом, N 2 -газ без запаха, NH 4 NO 3 - бесцветный раствор). Чем более активным является металл и чем более разбавленной является кислота, тем сильнее восстанавливается азот в азотной кислоте.
Со щелочами взаимодействуют амфотерные металлы, относящиеся в основном ко 2 группе (Zn, Be, Al, Sn, Pb и др.). Реакция протекает сплавлением металлов со щелочью:
Pb +2 NaOH = Na 2 PbO 2 +Н 2
Pb
0
-2
=
Pb
2+
| 1
2Н
+
+2
=Н
2
°
| 1
или при взаимодействии с крепким раствором щелочи:
Be + 2NaOH + 2H 2 О = Na 2 + H 2
Ве°-2
=Ве
+2
| 1
Амфотерные металлы образуют амфотерные оксиды и, соответственно, амфотерные гидроксиды (взаимодействующие с кислотами и щелочами с образованием соли и воды), например:
или в ионной форме:
или в ионной форме:
Практическая часть
Опыт№ 1. Взаимодействие металлов с водой .
Возьмите небольшой кусочек щелочного или щелочноземельного металла (натрий, калий, литий, кальций), который хранится в банке с керосином, тщательно осушите его фильтровальной бумагой, внесите в фарфоровую чашку, заполненную водой. По окончании опыта добавьте несколько капель фенолфталеина и определите среду образовавшегося раствора.
При взаимодействии магния с водой реакционную пробирку подогрейте некоторое время на спиртовке.
Опыт№2. Взаимодействие металлов с разбавленными кислотами .
В три пробирки налейте по 20 - 25 капель 2Н раствора соляной, серной и азотной кислот. В каждую пробирку опустите металлы в виде проволоки, кусочков или стружки. Наблюдайте происходящие явления. Пробирки, в которых ничего не происходит, подогрейте на спиртовке до начала реакции. Пробирку с азотной кислотой осторожно понюхайте для определения выделяющегося газа.
Опыт №3. Взаимодействие металлов с концентрированными кислотами .
В две пробирки налейте по 20 - 25 капель концентрированной азотной и серной (осторожно!) кислот, опустите в них металл, наблюдайте происходящее. В случае необходимости пробирки можно подогреть на спиртовке до начала реакции. Для определения выделяющихся газов пробирки осторожно понюхайте.
Опыт№4. Взаимодействие металлов со щелочами .
В пробирку налейте 20 - 30 капель концентрированного раствора щелочи (КОН или NaOH), внесите металл. Пробирку слегка подогрейте. Наблюдайте происходящее.
Опыт №5. Получение и свойства гидроксидов металлов.
В пробирку налейте 15-20 капель соли соответствующего металла, добавьте щелочь до выпадения осадка. Осадок разделите на две части. К одной части прилейте раствор соляной кислоты, а к другой - раствор щелочи. Отметьте наблюдения, напишите уравнения в молекулярной, полной ионной и краткой ионной формах, сделайте вывод о характере полученного гидроксида.
Оформление работы и выводы
К окислительно-восстановительным реакциям напишите уравнения электронно-ионного баланса, ионообменные реакции напишите в молекулярной и ионно-молекулярных формах.
В выводах напишите, к какой группе активности (1, 2 или 3-ей) относится изученный вами металл и какие свойства – основные или амфотерные – проявляет его гидроксид. Выводы обоснуйте.
Лабораторная работа № 11
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