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 .

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

    • ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С НЕМЕТАЛЛАМИ

    Неметаллы проявляют окислительные свойства в реакциях с металлами, принимая от них электроны и восстанавливаясь.

    Взаимодействие с галогенами

    Галогены (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ) являются сильными окислителями, поэтому с ними взаимодействуют все металлы при обычных условиях:

    2 Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

    Продуктом такой реакции является соль – галогенид металла (MeF n -фторид, MeCl n -хлорид, MeBr n -бромид, MeI n -иодид). При взаимодействии с металлом галоген восстанавливается до низшей степени окисления (-1), а n равно степени окисления металла.

    Скорость реакции зависит от химической активности металла и галогена. Окислительная активность галогенов снижается по группе сверху вниз (от F к I ).

    Взаимодействие с кислородом

    Кислородом окисляются почти все металлы (кроме Ag , Au , Pt ), при этом происходит образование оксидов Me 2 O n .

    Активные металлы легко при обычных условиях взаимодействуют с кислородом воздуха.

    2 Mg + O 2 → 2 MgO (со вспышкой)

    Металлы средней активности также реагируют с кислородом при обычной температуре. Но скорость такой реакции существенно ниже, чем при участии активных металлов.

    Малоактивные металлы окисляются кислородом при нагревании (горение в кислороде).

    Оксиды металлов по химическим свойствам можно разделить на три группы:

    1. Осно́вные оксиды (Na 2 O , CaO , Fe II O , Mn II O , Cu I O и др.) образованы металлами в низких степенях окисления (+1, +2, как правило, ниже +4). Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:

    CaO + CO 2 → CaCO 3

    CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

    2. Кислотные оксиды (Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 и др.) образованы металлами в высоких степенях окисления (как правило, выше +4). Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей:

    FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

    CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

    3. Амфотерные оксиды (BeO , Al 2 O 3 , ZnO , SnO , MnO 2 , Cr 2 O 3 , PbO , PbO 2 и др.) имеют двойственную природу и могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

    Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O

    Cr 2 O 3 + 6NaOH → 2Na 3

    Взаимодействие с серой

    С серой взаимодействуют все металлы (кроме Au ), образуя соли – сульфиды Me 2 S n . При этом сера восстанавливается до степени окисления «-2». Платина (Pt ) взаимодействует с серой только в мелкораздробленном состоянии. Щелочные металлы, а также Ca и Mg реагируют с серой при нагревании со взрывом. Zn , Al (в порошке) и Mg в реакции с серой дают вспышку. В направлении слева направо в ряду активности скорость взаимодействия металлов с серой убывает.

    Взаимодействие с водородом

    С водородом некоторые активные металлы образуют соединения – гидриды:

    2 Na + H 2 → 2 NaH

    В этих соединениях водород находится в редкой для него степени окисления «-1».

    Е.А. Нуднoва, М.В. Андрюxова


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

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

    Ме - ne = Me n +

    1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

    а) Взаимодействие металлов с водородом .

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

    Например :

    Ca + H 2 = CaH 2

    Образуются нестехиометрические соединения с ионной кристаллической структурой.

    б) Взаимодействие металлов с кислородом.

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

    Пример:

    2Na + O 2 = Na 2 O 2 (пероксид)

    4K + O 2 = 2K 2 O

    2Mg + O 2 = 2MgO

    2Cu + O 2 = 2CuO

    в) Взаимодействие металлов с галогенами .

    Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов.

    Пример:

    2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

    В основном это ионные соединения: MeHal n

    г) Взаимодействие металлов с азотом .

    С азотом взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы.

    Пример :

    3Ca + N 2 = Ca 3 N 2

    Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - нитрид.

    д) Взаимодействие металлов с углеродом .

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

    4Al + 3C = Al 4 C 3

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

    2. Взаимодействие металлов с водой.

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

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

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

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

    3. Взаимодействие металлов с растворами солей.

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

    Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4

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

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

    4. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

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

    Пример :

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


    1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- окисление

    Zn 0 - восстановитель

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

    H 2 O - окислитель

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

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

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

    5. Взаимодействие металлов с кислотами.

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

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

    Кислоты условно делятся на 2 группы:

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

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

    H 2 S - c активными металлами

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

    SO 2 - c малоактивными металлами

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

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

    NO - c малоактивными металлами

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

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

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

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