Главная > Газопровод > Какие свойства могут проявлять простые вещества металлы. Общая характеристика металлов

Какие свойства могут проявлять простые вещества металлы. Общая характеристика металлов

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.

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.

ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ.

Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева, т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:

М 0 – 1 e → М +1

Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.

Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.

Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами

с кислородом

Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.

Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:

4Li + O 2 = 2Li 2 O

Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na2O2:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 ,

а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO2:

K + O 2 = KO 2

Rb + O 2 = RbO 2

с галогенами

Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:

2Li + Br 2 = 2LiBr бромид лития

2Na + I 2 = 2NaI иодид натрия

2K + Cl 2 = 2KCl хлорид калия

с азотом

Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:

6Li + N 2 = 2Li 3 N нитрид лития

6K + N 2 = 2K 3 N нитрид калия

с фосфором

Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:

3Na + P = Na 3 Р фосфид натрия

3K + P = K 3 Р фосфид калия

с водородом

Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:

Н 2 + 2K = 2KН -1 гидрид калия

Н 2 + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия

с серой

Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:

S + 2K = K 2 S сульфид калия

S + 2Na = Na 2 S сульфид натрия

Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

с водой

Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:

2HOH + 2Na = 2NaOH + H 2

2K + 2HOH = 2KOH + H 2

Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10

2Na + 2C 6 H 5 Br → 2NaBr + C 6 H 5 –C 6 H 5

со спиртами и фенолами ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:

2CH 3 OH + 2К = 2CH 3 OК + H 2

метилат калия

2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2

фенолят натрия

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ IIA ГРУППЫ.

IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы - бериллия - наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами.

Все элементы IIA группы относятся к s-элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s-подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns 2 , где n – номер периода, в котором находится элемент.

Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:

Ме 0 – 2e - → Ме +2

Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2):

2Mg + O 2 = 2MgO

2Ca + O 2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me 3 N 2 .

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы - уже при комнатной температуре:

Мg + I 2 = MgI 2 – иодид магния

Са + Br 2 = СаBr 2 – бромид кальция

Ва + Cl 2 = ВаCl 2 – хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид - получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды - соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

с водой

Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:

c кислотами-неокислителями

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

c кислотами-окислителями

−

С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N 2 O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH 4 NO 3 ): Ca + 10 HNO 3 (разб.) = 4Ca(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO 3 ( сильно разб .) = 4Mg(NO 3 ) 2 + N Н 4 NO 3 + 3H 2 O

−

Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:

Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

−

Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды: Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.

Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы может происходить до SO2, H2S и S в зависимости от активности металла, температуры проведения реакции и концентрации кислоты:

Mg + H 2 SO 4 ( конц .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4 ( конц .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4 ( конц .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

с щелочами

Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:

Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - тетрагидроксобериллат калия

При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - бериллат калия

с оксидами

Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:

Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.

ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛЮМИНИЯ.

Взаимодействие алюминия с простыми веществами

с кислородом

При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al 2 O 3, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:

4А l + 3О 2 = 2А l 2 О 3

с галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

2 Al + 3 I 2 =2 AlI 3

С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3

Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

2 Al + 3 Cl 2 = 2 AlCl 3

с серой

При нагревании до 150-200 о С или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

с азотом

При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 o C образуется нитрид алюминия:

с углеродом

При температуре около 2000 o C алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

Взаимодействие алюминия со сложными веществами

с водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al 2 O 3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

2 Al + 6 H 2 O = 2 Al ( OH ) 3 + 3 H 2

с оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III ) развивается температура 2500-3000 о С. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

2 AI + Fe 2 O 3 = 2 Fe + А l 2 О 3

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.

с кислотами-неокислителями

Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:

2А l + 3Н 2 SO 4 (разб.) = А l 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2

2AI + 6HCl = 2AICl 3 + 3H 2

с кислотами-окислителями

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:

Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H 2 SO 4 ) до степени окисления -2 (в H 2 S ) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

- концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно протекает реакция:

- разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N 2 O и NH 4 NO 3 :

8Al + 30HNO 3 (разб.) = 8Al(NO 3 ) 3 +3N 2 O + 15H 2 O

8Al + 30HNO 3 (оч. разб) = 8Al(NO 3 ) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

со щелочами

Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

так и с чистыми щелочами при сплавлении:

В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:

Аl 2 О 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na

А l 2 О 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + Н 2 О

В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:

2 Al + 6 H 2 O = 2 Al (OH ) 3 + 3 H 2

Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:

Al(OH) 3 + NaOH = Na

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ПЕРЕХОДНЫХ МЕТАЛЛОВ

(МЕДИ, ЦИНКА, ХРОМА, ЖЕЛЕЗА).

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400оС образуется сульфид меди (I):

При недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400оС образуется сульфид серы (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal 2 , где Hal – F, Cl или Br: Cu + Br 2 = CuBr 2

В случае с йодом - самым слабым окислителем среди галогенов - образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями

- концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO 2 ).

- с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO 3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

3Cu + 8HNO 3 ( разб .) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O

- с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO 3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO 2 , NO, N 2 O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N 2 :

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 оС может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cu = CuSO 4 + 2 FeSO 4

Cu + 2 FeCl 3 = CuCl 2 + 2 FeCl 2

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H 2 O + СО 2 + О 2 = (CuOН) 2 СO 3

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900 o C (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO 3 ( конц .) = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn +10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3 ) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba + H2

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород: Zn + 4NH 3 ·H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Химические свойства хрома

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III): 4Cr + 3O 2 = o t => 2Cr 2 O 3

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно): 2 Cr + 3 F 2 = o t => 2 CrF 3

2 Cr + 3 Cl 2 = o t => 2 CrCl 3

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:

2Cr + N 2 = o t=> 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома: Cr + S = o t => CrS

2 Cr + 3 S = o t => Cr 2 S 3

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3H 2 O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO 3 ( конц .) = 0 t=> Cr(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 ( конц ) = 0 t => Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N 2 : 10 Cr + 36 HNO 3 (разб) = 10 Cr (NO 3 ) 3 + 3 N 2 + 18 H 2 O

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H 2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II): Cr + 2 HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 ( разб .) = CrSO 4 + H 2

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH) 2 преобладают основные свойства, у оксида Fe 2 O 3 и гидроксида Fe(OH) 3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H 2 FeO 4 . Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙ Fe 2 O 3 . Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O 2 = 0 t => Fe 3 O 4

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S = 0 t => FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Fe + 2 S = 0 t => FeS 2

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll): 2 Fe + 3 F 2 = 0 t => 2 FeF 3 – фторид железа (lll )

2 Fe + 3 Cl 2 = 0 t => 2 FeCl 3 – хлорид железа (lll )

2 Fe + 3 Br 2 = 0 t => 2 FeBr 3 – бромид железа (lll )

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2: Fe + I 2 = 0 t => FeI 2 – йодид железа (ll )

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I 2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + 6 HI = 2 FeI 2 + I 2 + 3 H 2 O

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H2SO4 (конц.) и HNO3 любой концентрации):

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

Fe + 6 H 2 SO 4 = o t => Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3 SO 2 + 6 H 2 O

Fe + 6HNO 3 = o t=> Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 о С). т.е.:

Химические свойства металлов

Металлы реагируют с неметаллами.
Металлы, стоящие до водорода, реагируют с кислотами (кроме азотной и серной конц.) с выделением водорода
Активные металлы реагируют с водой с образованием щелочи и выделением водорода.
Металлы средней активности реагируют с водой при нагревании, образуя оксид металла и водород.
Металлы, стоящие после водорода, с водой и растворами кислот (кроме азотной и серной конц.) не реагируют
Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.
Галогены реагируют с водой и раствором щелочи.
Активные галогены (кроме фтора) вытесняют менее активные галогены из растворов их солей.
Галогены не реагируют с кислородом.
Амфотерные металлы (Al, Be, Zn) реагируют с растворами щелочей и кислот.
Магний реагирует с углекислым газом и оксидом кремния.
Щелочные металлы (кроме лития) с кислородом образуют пероксиды.

Химические свойства неметаллов

Неметаллы реагируют с металлами и друг с другом.
Из неметаллов с водой реагируют только наиболее активные – фтор, хлор, бром и йод.
Фтор, хлор, бром и йод реагируют со щелочами по той же схеме, что и с водой, только образуются не кислоты, а их соли, и реакции не обратимы, а протекают до конца.

Изучай химические свойства

Химические свойства меди

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо предполагаемой формулы 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu 2 O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, Cl и OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI — белыe, а Cu 2 S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

с кислородом

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400 о С образуется сульфид меди (I):

При недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400 о С образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal 2 , где Hal – F, Cl или Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

с кислотами-неокислителями

с кислотами-окислителями

— концентрированной серной кислотой

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO 3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO 3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO 3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

с оксидами неметаллов

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 о С может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4

Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H 2 O + СО 2 + О 2 = (CuOН) 2 СO 3

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 2 . Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН) 2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO 3 (конц.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn +10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.
Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

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

Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Zn + 4NH 3 ·H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Химические свойства хрома

Хром - элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 , т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

4Cr + 3O 2 = o t => 2Cr 2 O 3

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно):

2Cr + 3F 2 = o t => 2CrF 3

2Cr + 3Cl 2 = o t => 2CrCl 3

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = o t => 2CrBr 3

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:

2Cr + N 2 = o t => 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

Cr + S = o t => CrS

2Cr + 3S = o t => Cr 2 S 3

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

2Cr + 3H 2 O = o t => Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с кислотами

Cr + 6HNO 3(конц.) =t o => Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4(конц) =t o => Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N 2:

10Cr + 36HNO 3(разб) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4(разб.) = CrSO 4 + H 2

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы :

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH) 2 преобладают основные свойства, у оксида Fe 2 O 3 и гидроксида Fe(OH) 3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H 2 FeO 4 . Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину , имеющую формулу Fe 3 O 4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe 2 O 3 . Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O 2 =t o => Fe 3 O 4

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =t o => FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа :

Fe + 2S =t o => FeS 2

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F 2 =t o => 2FeF 3 – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl 2 =t o => 2FeCl 3 – хлорид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Fe + I 2 =t o => FeI 2 – йодид железа (ll)

С водородом

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 любой концентрации):

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Взаимодействие с кислотами-окислителями

2Fe + 6H 2 SO 4 = o t => Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 = o t => Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

Статьи по теме:

Святая праведная анна, мать пресвятой богородицы

Все о религии и вере - "молитва св праведной анне" с подробным описанием и фотографиями.Память: 3 / 16 февраля, 28 августа / 10 сентября Праведная Анна Пророчица происходила из колена Асирова, была дочерью Фануила. Вступив в брак, она прожила с мужем 7 ле

Психология богатства: привлекаем деньги и успех силой мысли

Материальное благополучие - то, к чему стремится каждый человек. Для того, чтобы деньги всегда водились в кошельке, а дела завершались успешно, важно иметь не только хорошие профессиональные навыки, но и соответствующее мышление. Силой мысли можно воплоти

Полтавское высшее военное командное училище связи

ПВИС - Полтавский Военный Институт Связи - высшее военное учебное заведение, выпускавшее офицеров-связистов для вооружённых сил СССР и Украины. История института 11 января в 1968 году было подписано Постановление Совета Министров СССР за №27, а 31 янва

Депортация интеллигенции

Первым упоминанием о количестве интеллигенции, депортированной из советской России осенью 1922 года является интервью В.А.Мякотина берлинской газете «Руль». По сохранившимся «Сведениям для составления сметы на высылку» В.С.Христофоров. «Философский парохо

2024-04-07 02:06:27	Учет операций по счету 57
2024-04-07 02:06:27	Бухгалтерские проводки по взносам в уставный капитал
2024-04-06 02:15:33	Пошаговый рецепт приготовления бефстроганова из курицы
2024-04-04 02:12:24	10 монет значение. Магия чисел
2024-04-01 02:06:23	Задания на уроке русского языка на тему «Однокоренные слова
2024-03-31 02:10:20	Лечение стволовыми клетками: особенности и эффективность
2024-03-30 02:36:06	Летная школа Аэрофлота: учебный центр Целевое направление на пилота гражданской авиации
2024-03-29 02:09:18	Электронный журнал "православный поклонник на святой земле" Что рассказать о пасхе детям 3 лет
2024-03-23 02:37:19	Бунт стрельцов в 1682 году
2024-03-22 02:14:25	Пошаговые рецепты жидкого теста для пирога Вкусный пирог с жидкого теста

2024-03-22 02:14:25	Пирог из жидкого теста Несладкое жидкое тесто
2024-03-21 02:23:21	Польза семян чиа Чиа пудинг рецепты
2024-03-21 02:23:21	Салат оливье с языком и курицей
2024-03-21 02:23:21	Тушеная фасоль с грибами и овощами Блюда с фасолью и грибами
2024-03-20 02:15:25	Как заморозить ягоды на зиму: правильная технология заморозки
2024-03-20 02:15:25	Как обтянуть торт сахарной мастикой - полезные советы
2024-04-15 02:05:16	Святая праведная анна, мать пресвятой богородицы
2024-04-11 02:10:07	Психология богатства: привлекаем деньги и успех силой мысли
2024-04-10 02:06:25	Полтавское высшее военное командное училище связи
2024-04-08 02:05:20	Депортация интеллигенции
2024-04-07 02:06:27	Учет операций по счету 57
2024-04-07 02:06:27	Бухгалтерские проводки по взносам в уставный капитал