Активные металлы. Металлы Металлы в ходе химической реакции

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

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

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

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

При высоких температурах большинство металлов сгорает в кислороде:

2Mg + O 2 = 2MgO

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

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

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

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

Ме + HOH → Me(OH) n + H 2

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

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

Me + nH + → Me n + + H 2

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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: 246.

Данный урок посвящен изучению темы «Общие свойства металлов. Металлическая связь». В ходе урока будут рассмотрены общие химические свойства металлов, особенности металлической химической связи. Учитель объяснит сходство химических и физических свойств металлов, используя модель их внутреннего строения.

Тема: Химия металлов

Урок: Общие свойства металлов. Металлическая связь

Для металлов характерны общие физические свойства: они обладают особенным металлическим блеском, высокой тепло- и электропроводностью, пластичностью.

Для металлов также характерны некоторые общие химические свойства. Важно запомнить, что в химических реакциях металлы выступают в качестве восстановителей: отдают электроны и повышают свою степень окисления. Рассмотрим некоторые реакции, в которых участвуют металлы.

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОРОДОМ

Многие металлы могут вступать в реакцию с кислородом. Обычно продуктами этих реакций являются оксиды, но есть и исключения, о которых вы узнаете на следующем уроке. Рассмотрим взаимодействие магния с кислородом.

Магний горит в кислороде, при этом образуется оксид магния:

2Mg + O 2 = 2MgO

Рис. 1. Горение магния в кислороде

Атомы магния отдают свои внешние электроны атомам кислорода: два атома магния отдают по два электрона двум атомам кислорода. При этом магний выступает в роли восстановителя, а кислород - в роли окислителя.

Для металлов характерна реакция с галогенами. Продуктом такой реакции является галогенид металла, например, хлорид.

Рис. 2. Горение калия в хлоре

Калий сгорает в хлоре образованием хлорида калия:

2К + Cl 2 = 2KCl

Два атома калия отдают молекуле хлора по одному электрону. Калий, повышая степень окисления, играет роль восстановителя, а хлор, понижая степень окисления,- роль окислителя

Многие металлы реагируют с серой с образованием сульфидов. В этих реакциях металлы также выступают в роли восстановителей, тогда как сера будет окислителем. Сера в сульфидах находится в степени окисления -2, т.е. она понижает свою степень окисления с 0 до -2. Например, железо при нагревании реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Рис. 3. Взаимодействие железа с серой

Металлы также могут реагировать с водородом, азотом и другими неметаллами при определенных условиях.

С водой без нагревания реагируют только активные металлы, например, щелочные и щелочноземельные. В ходе этих реакций образуется щелочь и выделяется газообразный водород. Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода, при этом выделяется большое количество теплоты:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Менее активные металлы, например, железо и цинк, реагируют с водой только при нагревании с образованием оксида металла и водорода. Например:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

В этих реакциях окислителем является атом водорода, входящий в состав воды.

Металлы, стоящие в ряду напряжении правее водорода, с водой не реагируют.

Вы уже знаете, что с кислотами реагируют металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода. В этих реакциях металлы отдают электроны и выступают в качестве восстановителя. Окислителем являются катионы водорода, образующиеся в растворах кислот. Например, цинк реагирует с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Иначе протекают реакции металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. В этих реакциях водород практически не выделяется. Мы погорим о таких взаимодействиях на следующих уроках.

Металл может реагировать с раствором соли, если он активнее, чем металл, входящий в состав соли. Например, железо замещает медь из сульфата меди (II):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Железо - восстановитель, катионы меди - окислитель.

Попробуем объяснить, почему металлы обладают общими физическими и химическими свойствами. Для этого рассмотрим модель внутреннего строения металла.

Атомы металлов имеют относительно большие радиусы и малое число внешних электронов. Эти электроны слабо притягиваются к ядру, поэтому в химических реакциях металлы выступают в роли восстановителей, отдавая электроны с внешнего энергетического уровня.

В узлах кристаллической решетки металлов находятся не только нейтральные атомы, но и катионы металла, т.к. внешние электроны свободно перемещаются по кристаллической решетке. При этом атомы, отдавая электроны, становятся катионами, а катионы, принимая электроны, превращаются в электронейтральные атомы.

Рис. 4. Модель внутреннего строения металла

Химическую связь, которая образуется в результате притяжения катионов металла к свободно перемещающимся электронам, называют металлической .

Электро- и теплопроводность металлов объясняются наличием свободных электронов, которые могут быть носителями электрического тока и переносчиками теплоты. Пластичность металла объясняется тем, что при механическом воздействии не рвется химическая связь, т.к. химическая связь устанавливается не между конкретными атомами и катионами, а между всеми катионами металла со всеми свободными электронами в кристалле металла.

1. Микитюк А.Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А.Д. Микитюк. - М.: Изд. «Экзамен», 2009.

2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. - М.: АСТ: Астрель, 2007. (§23)

3. Оржековский П.А. Химия: 9-ый класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013. (§6)

4. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009.

5. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008.

6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003.

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().

2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

с.41 №№ А1, А2 из Учебника Оржековского П.А. «Химия: 9-ый класс» (М.: Астрель, 2013).

Металлы, легко вступающие в реакции, называются активными металлами. К ним относятся щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий.

Положение в таблице Менделеева

Металлические свойства элементов ослабевают слева направо в периодической таблице Менделеева. Поэтому наиболее активными считаются элементы I и II групп.

Рис. 1. Активные металлы в таблице Менделеева.

Все металлы являются восстановителями и легко расстаются с электронами на внешнем энергетическом уровне. У активных металлов всего один-два валентных электрона. При этом металлические свойства усиливаются сверху вниз с возрастанием количества энергетических уровней, т.к. чем дальше электрон находится от ядра атома, тем легче ему отделиться.

Наиболее активными считаются щелочные металлы:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• франций.

К щелочноземельным металлам относятся:

• бериллий;
• магний;
• кальций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Узнать степень активности металла можно по электрохимическому ряду напряжений металлов. Чем левее от водорода расположен элемент, тем более он активен. Металлы, стоящие справа от водорода, малоактивны и могут взаимодействовать только с концентрированными кислотами.

Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

К списку активных металлов в химии также относят алюминий, расположенный в III группе и стоящий левее водорода. Однако алюминий находится на границе активных и среднеактивных металлов и не реагирует с некоторыми веществами при обычных условиях.

Свойства

Активные металлы отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), лёгкостью, невысокой температурой плавления.

Основные химические свойства металлов представлены в таблице.

Реакция	Уравнение	Исключение
Щелочные металлы самовозгораются на воздухе, взаимодействуя с кислородом	K + O 2 → KO 2	Литий реагирует с кислородом только при высокой температуре
Щелочноземельные металлы и алюминий на воздухе образуют оксидные плёнки, а при нагревании самовозгораются	2Ca + O 2 → 2CaO
Реагируют с простыми веществами, образуя соли	Ca + Br 2 → CaBr 2 ; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Алюминий не вступает в реакцию с водородом
Бурно реагируют с водой, образуя щёлочи и водород	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	Реакция с литием протекает медленно. Алюминий реагирует с водой только после удаления оксидной плёнки
Реагируют с кислотами, образуя соли	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Взаимодействуют с растворами солей, сначала реагируя с водой, а затем с солью	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Активные металлы легко вступают в реакции, поэтому в природе находятся только в составе смесей - минералов, горных пород.

Рис. 3. Минералы и чистые металлы.

Что мы узнали?

К активным металлам относятся элементы I и II групп - щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Их активность обусловлена строением атома - немногочисленные электроны легко отделяются от внешнего энергетического уровня. Это мягкие лёгкие металлы, быстро вступающие в реакцию с простыми и сложными веществами, образуя оксиды, гидроксиды, соли. Алюминий находится ближе к водороду и для его реакции с веществами требуются дополнительные условия - высокие температуры, разрушение оксидной плёнки.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 401.

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