Реакции металлов с неметаллами. С чем реагируют металлы
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 |
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 .
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+
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
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.
Уравнения реакций отношения металлов:
- а) к простым веществам: кислороду, водороду, галогенам, сере, азоту, углероду;
- б) к сложным веществам: воде, кислотам, щелочам, солям.
- 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.
- 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 :
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.
Уравнения реакций отношения металлов:
- а) к простым веществам: кислороду, водороду, галогенам, сере, азоту, углероду;
- б) к сложным веществам: воде, кислотам, щелочам, солям.
- 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.
- 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 .
