Хімічні властивості простих металів. Метали головних підгруп I-III груп Періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Хімічні властивості металів
Загальні властивості металів.
Наявність слабко пов'язаних з ядром валентних електронів обумовлює загальні хімічні властивості металів. У хімічних реакціях вони завжди виступають в ролі відновника, прості речовини метали ніколи не виявляють окисних властивостей.
Отримання металів:
- відновлення з оксидів вуглецем (С), чадним газом (СО), воднем (Н2) або більш активним металом (Al, Ca, Mg);
- відновлення з розчинів солей більш активним металом;
- електроліз розчинів або розплавів сполук металів - відновлення найбільш активних металів (лужних, лужноземельних металів і алюмінію) за допомогою електричного струму.
У природі метали зустрічаються переважно у вигляді сполук, тільки малоактивні метали зустрічаються у вигляді простих речовин (самородні метали).
Хімічні властивості металів.
1. Взаємодія з простими речовинами неметаллами:
Більшість металів можуть бути окислені такими неметалами як галогени, кисень, сірка, азот. Але для початку більшості таких реакцій потрібно попереднє нагрівання. Надалі реакція може йти з виділенням великої кількості тепла, що призводить до займання металу.
при кімнатній температуріможливі реакції тільки між найактивнішими металами (лужними і лужноземельними) і найактивнішими неметаллами (галогенами, киснем). Лужні метали (Na, K) в реакції з киснем утворюють пероксиди і надпероксида (Na2O2, KO2).
а) взаємодія металів з водою.
При кімнатній температурі з водою взаємодіють лужні і лужноземельні метали. В результаті реакції заміщення утворюються луг (розчинна підставу) і водень: Метал + Н2О = Ме (ОН) + Н2
При нагріванні з водою взаємодіють інші метали, які стоять в ряду активності лівіше водню. Магній реагує з киплячою водою, алюміній - після спеціальної обробки поверхні, в результаті утворюються нерозчинні підстави - гідроксид магнію або гідроксид алюмінію - і виділяється водень. Метали, що знаходяться в ряду активності від цинку (включно) до свинцю (включно) взаємодіють з парами води (тобто вище 100 С), при цьому утворюються оксиди відповідних металів і водень.
Метали, що стоять в ряду активності правіше водню, з водою не взаємодіють.
б) взаємодія з оксидами:
активні метали взаємодіють з реакції заміщення з оксидами інших металів або неметалів, відновлюючи їх до простих речовин.
в) взаємодія з кислотами:
Метали, розташовані в ряду активності лівіше водню, вступають в реакцію з кислотами з виділенням водню і утворенням відповідної солі. Метали, що стоять в ряду активності правіше водню, з розчинами кислот не взаємодіють.
Особливе місце займають реакції металів з азотної і концентрованої сірчаної кислотами. Всі метали, крім благородних (золото, платина), можуть бути окислені цими кислотами-окислювачами. В результаті цих реакцій завжди будуть утворюватися відповідні солі, вода і продукт відновлення азоту або сірки відповідно.
г) з лугами
Метали, що утворюють амфотерні сполуки (алюміній, берилій, цинк), здатні реагувати з розплавами (при цьому утворюються середні солі алюмінати, берилати або цинкати) або розчинами лугів (при цьому утворюються відповідні комплексні солі). У всіх реакціях буде виділятися водень.
д) Відповідно до положення металу в ряду активності можливі реакції відновлення (витіснення) менш активного металу з розчину його солі іншим більш активним металом. В результаті реакції утворюється сіль більш активного і проста речовина - менш активний метал.
Загальні властивості неметалів.
Неметалів набагато менше, ніж металів (22 елемента). Однак хімія неметалів набагато складніше за рахунок більшої заповнювання зовнішнього енергетичного рівня їх атомів.
Фізичні властивості неметалів різноманітніші: серед них є газоподібні (фтор, хлор, кисень, азот, водень), рідини (бром) і тверді речовини, сильно відрізняються один від одного по температурі плавлення. Більшість неметалів не проводять електричний струм, але кремній, графіт, германій мають напівпровідниковими властивостями.
Газоподібні, рідкі і деякі тверді неметали (йод) мають молекулярну будову кристалічної решітки, інші неметали мають атомної кристалічною решіткою.
Фтор, хлор, бром, йод, кисень, азот і водень в звичайних умовах існують у вигляді двохатомних молекул.
Багато елементів-неметали утворюють кілька аллотропних модифікацій простих речовин. Так кисень має дві аллотропние модифікації - кисень О2 та озон О3, сірка має три аллотропние модифікації - ромбічну, пластичну і моноклинную сірку, фосфор має три аллотропние модифікації - червоний, білий і чорний фосфор, вуглець - шість аллотропних модифікацій - сажа, графіт, алмаз , карбін, фулерен, графен.
На відміну від металів, що проявляють тільки відновні властивості, неметали в реакціях з простими і складними речовинами можуть виступати як в ролі відновника, так і в ролі окислювача. Відповідно до своєї активності неметали займають певне місце в ряду електронегативності. Найактивнішим неметаллом вважається фтор. Він проявляє тільки окисні властивості. На другому місці за активністю - кисень, на третьому - азот, далі галогени і інші неметали. Найменшою електронегативні серед неметалів має водень.
Хімічні властивості неметалів.
1. Взаємодія з простими речовинами:
Неметали взаємодіють з металами. У таких реакція метали виступають в ролі відновника, неметали - в ролі окислювача. В результаті реакції з'єднання утворюються бінарні сполуки - оксиди, пероксиди, нітриди, гідриди, солі безкисневих кислот.
У реакціях неметалів між собою більш електронегативний неметалл проявляє властивості окислювача, менш електронегативний - властивості відновника. В результаті реакції з'єднання утворюються бінарні сполуки. Необхідно пам'ятати, що неметали можуть проявляти змінні ступеня окислення в своїх з'єднаннях.
2. Взаємодія зі складними речовинами:
а) з водою:
У звичайних умовах з водою взаємодіють тільки галогени.
б) з оксидами металів і неметалів:
Багато неметали можуть реагувати при високих температурах з оксидами інших неметалів, відновлюючи їх до простих речовин. Неметали, що стоять в ряду електронегативності лівіше сірки, можуть взаємодіяти і з оксидами металів, відновлюючи метали до простих речовин.
в) з кислотами:
Деякі неметали можуть бути окислені концентрованими сірчаною або азотної кислотами.
г) з лугами:
Під дією лугів деякі неметали можуть піддаватися дисмутації, будучи одночасно і окислювачем і відновником.
Наприклад в реакції галогенів з розчинами лугів без нагрівання: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O або при нагріванні: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) з солями:
При взаємодії, які є сильними окислювачами, проявляють відновні властивості.
Галогени (крім фтору) вступають в реакції заміщення з розчинами солей галогеноводородних кислот: більш активний галоген витісняє з розчину солі менш активний галоген.
Хімічні властивості міді
Мідь (Cu) відноситься до d-елементів та розташована в IB групі періодичної таблиці Д. І. Менделєєва. Електронна конфігурація атома міді в основному стані записується вигляді 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 замість передбачуваної формули 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Іншими словами, в разі атома міді спостерігається так званий «проскакування електрона» з 4s-підрівні на 3d-підрівень. Для міді, крім нуля, можливі ступені окислення +1 і +2. Ступінь окислення +1 схильна до диспропорціонування і стабільна лише в нерозчинних з'єднаннях типу CuI, CuCl, Cu 2 O і т. Д., А також в комплексних з'єднаннях, наприклад, Cl і OH. Сполуки міді в ступені окислення +1 не мають конкретної забарвлення. Так, оксид міді (I) в залежності від розмірів кристалів може бути темно-червоний (великі кристали) і жовтий (дрібні кристали), CuCl і CuI - белиe, а Cu 2 S - чорно-синій. Більш хімічно стійкою є ступінь окислення міді, рівна +2. Солі, що містять мідь в даній ступеня окислення, мають синю і синьо-зелене забарвлення.
Мідь є дуже м'яким, ковким і пластичним металом з високою електро- і теплопровідністю. Забарвлення металевої міді червоно-рожева. Мідь знаходиться в ряду активності металів правіше водню, тобто відноситься до малоактивним металам.
з киснем
У звичайних умовах мідь з киснем не взаємодіє. Для протікання реакції між ними потрібно нагрів. Залежно від надлишку або нестачі кисню і температурних умов може утворити оксид міді (II) і оксид міді (I):
з сіркою
Реакція сірки з міддю в залежності від умов проведення може призводити до утворення як сульфіду міді (I), так і сульфіду міді (II). При нагріванні суміші порошкоподібних Cu і S до температури 300-400 ° С утворюється сульфід міді (I):
При нестачі сірки і проведенні реакції при температурі понад 400 ° С утворюється сульфід міді (II). Однак, більш простим способом отримання сульфіду міді (II) з простих речовин є взаємодія міді з сіркою, розчиненої в сероуглероде:
Дана реакція протікає при кімнатній температурі.
з галогенами
З фтором, хлором і бромом мідь реагує, утворюючи галогеніди із загальною формулою CuHal 2, де Hal - F, Cl або Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
У випадку з йодом - найслабшим окислювачем серед галогенів - утворюється йодид міді (I):
З воднем, азотом, вуглецем і кремнієм мідь не взаємодіє.
з кислотами-неокислителях
Кислотами-неокислителях є практично все кислоти, крім концентрованої сірчаної кислоти і азотної кислоти будь-якої концентрації. Оскільки кислоти-неокислителях в стані окислити тільки метали, що знаходяться в ряду активності до водню; це означає, що мідь з такими кислотами не реагує.
з кислотами-окислювачами
- концентрованої сірчаної кислотою
З концентрованої сірчаної кислотою мідь реагує як при нагріванні, так і при кімнатній температурі. При нагріванні реакція протікає відповідно до рівняння:
Оскільки мідь не є сильним відновником, сірка відновлюється в даній реакції тільки до ступеня окислення +4 (в SO 2).
- з розведеною азотною кислотою
Реакція міді з розведеною HNO 3 призводить до утворення нітрату міді (II) і монооксиду азоту:
3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- з концентрованою азотною кислотою
Концентрована HNO 3 легко реагує з міддю при звичайних умовах. Відмінність реакції міді з концентрованою азотною кислотою від взаємодії з розведеною азотною кислотою полягає в продукті відновлення азоту. У разі концентрованої HNO 3 азот відновлюється в меншій мірі: замість оксиду азоту (II) утворюється оксид азоту (IV), що пов'язано з більшою конкуренцією між молекулами азотної кислоти в концентрованій кислоті за електрони відновника (Cu):
Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
з оксидами неметалів
Мідь реагує з деякими оксидами неметалів. Наприклад, з такими оксидами, як NO 2, NO, N 2 O мідь окислюється до оксиду міді (II), а азот відновлюється до ступеня окислення 0, тобто утворюється проста речовина N 2:
У разі діоксиду сірки, замість простого речовини (сірки) утворюється сульфід міді (I). Пов'язано це з тим, що мідь із сіркою, на відміну від азоту, реагує:
з оксидами металів
При спіканні металевої міді з оксидом міді (II) при температурі 1000-2000 ° С може бути отриманий оксид міді (I):
Також металева мідь може відновити при прожаренні оксид заліза (III) до оксиду заліза (II):
з солями металів
Мідь витісняє менш активні метали (правіше неї в ряду активності) з розчинів їх солей:
Cu + 2AgNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Також має місце цікава реакція, в якій мідь розчиняється в солі більш активного металу - заліза в ступені окислення +3. Однак протиріч немає, тому що мідь витісняють залізо з його солі, а лише відновлює його зі ступенем окислення +3 до ступеня окислення +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Остання реакція використовується при виробництві мікросхем на стадії травлення мідних плат.
корозія міді
Мідь з часом піддається корозії при контакті з вологою, вуглекислим газом і киснем повітря:
2Cu + H 2 O + СО 2 + О 2 = (CuOН) 2 СО 3
В результаті протікання даної реакції мідні вироби покриваються пухким синьо-зеленим нальотом гідроксокарбоната міді (II).
Хімічні властивості цинку
Цинк Zn знаходиться в IIБ групи IV-го періоду. Електронна конфігурація валентних орбіталей атомів хімічного елемента в основному стані 3d 10 4s 2. Для цинку можлива тільки одна єдина ступінь окислення, що дорівнює +2. Оксид цинку ZnO і гідроксид цинку Zn (ОН) 2 володіють яскраво вираженими амфотерними властивостями.
Цинк при зберіганні на повітрі тьмяніє, покриваючись тонким шаром оксиду ZnO. Особливо легко окислення протікає при високій вологості і в присутності вуглекислого газу внаслідок протікання реакції:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Пар цинку горить на повітрі, а тонка смужка цинку після розжарювання в полум'я пальника згорає в ньому зеленуватим полум'ям:
При нагріванні металевий цинк також взаємодіє з галогенами, сіркою, фосфором:
З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм і бором цинк безпосередньо не реагує.
Цинк реагує з кислотами-неокислителях з виділенням водню:
Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Особливо легко розчиняється в кислотах технічний цинк, оскільки містить в собі домішки інших менш активних металів, зокрема, кадмію і міді. Високочистий цинк з певних причин стійкий до впливу кислот. Для того щоб прискорити реакцію, зразок цинку високого ступеня чистоти призводять до зіткнення з міддю або додають в розчин кислоти трохи солі міді.
При температурі 800-900 o C (червоне каління) металевий цинк, перебуваючи в розплавленому стані, взаємодіє з перегрітою водяною парою, виділяючи з нього водень:
Zn + H 2 O = ZnO + H 2
Цинк реагує також і з кислотами-окислювачами: сірчаної концентрованої і азотної.
Цинк як активний метал може утворювати з концентрованої сірчаної кислотою сірчистий газ, елементарну сірку і навіть сірководень.
Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Склад продуктів відновлення азотної кислоти визначається концентрацією розчину:
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 напрям протікання процесу впливають також температура, кількість кислоти, чистота металу, час проведення реакції.
Цинк реагує з розчинами лугів, при цьому утворюються тетрагідроксоцінкатиі водень:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2
З безводними лугами цинк при сплаву утворює цинкатиі водень:
У лужної середовищі цинк є вкрай сильним відновником, здатним відновлювати азот в нітрати і нітриті до аміаку:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Завдяки комплексообразованию цинк повільно розчиняється в розчині аміаку, відновлюючи водень:
Zn + 4NH 3 · H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Також цинк відновлює менш активні метали (правіше нього в ряду активності) з водних розчинів їх солей:
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4
Хімічні властивості хрому
Хром - елемент VIB групи таблиці Менделєєва. Електронна конфігурація атома хрому записується як 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, тобто в разі хрому, також як і в випадку атома міді, спостерігається так званий «проскакування електрона»
Найбільш часто їх виявляють ступенями окислення хрому є значення +2, +3 і +6. Їх слід запам'ятати, і в рамках програми ЗНО з хімії можна вважати, що інших ступенів окислення хром не має.
При звичайних умовах хром стійкий до корозії як на повітрі, так і у воді.
Взаємодія з неметалами
з киснем
Розпечений до температури понад 600 o С порошкоподібний металевий хром згорає в чистому кисні утворюючи окcід хрому (III):
4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3
з галогенами
З хлором і фтором хром реагує при більш низьких температурах, Ніж з киснем (250 і 300 o C відповідно):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3
З бромом ж хром реагує при температурі червоного розжарювання (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
з азотом
З азотом металевий хром взаємодіє при температурах понад 1000 o С:
2Cr + N 2 = ot=> 2CrN
з сіркою
З сірої хром може утворювати як сульфід хрому (II) так і сульфід хрому (III), що залежить від пропорцій сірки і хрому:
Cr + S = o t=> CrS
2Cr + 3S = o t=> Cr 2 S 3
З воднем хром не реагує.
Взаємодія зі складними речовинами
Взаємодія з водою
Хром відноситься до металів середньої активності (розташований в ряду активності металів між алюмінієм і воднем). Це означає, що реакція протікає між розпеченим до червоного розжарювання хромом і перегрітою водяною парою:
2Cr + 3H 2 O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2
Взаємодія з кислотами
Хром при звичайних умовах пассивируется концентрованими сірчаної та азотної кислотами, проте, розчиняється в них при кип'ятінні, при цьому окислюючись до ступеня окислення +3:
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
У разі розведеної азотної кислоти основним продуктом відновлення азоту є проста речовина N 2:
10Cr + 36HNO 3 (разб) = 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Хром розташований в ряду активності лівіше водню, а це значить, що він здатний виділяти H 2 з розчинів кислот-неокислителях. В ході таких реакцій за відсутності доступу кисню повітря утворюються солі хрому (II):
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (разб.) = CrSO 4 + H 2
При проведенні ж реакції на відкритому повітрі, двовалентний хром миттєво окислюється містяться в повітрі киснем до ступеня окислення +3. При цьому, наприклад, рівняння з соляною кислотою набуде вигляду:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
При сплаві металевого хрому з сильними окислювачами у присутності лугів хром окислюється до ступеня окислення +6, утворюючи хромати:
Хімічні властивості заліза
Залізо Fe, хімічний елемент, що знаходиться в VIIIB групі і має порядковий номер 26 в таблиці Менделєєва. Розподіл електронів в атомі заліза наступне 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, тобто залізо відноситься до d-елементів, оскільки заповнюються в його випадку є d-підрівень. Для нього найбільш характерні два ступені окислення +2 і +3. У оксиду FeO і гідроксиду Fe (OH) 2 переважають основні властивості, у оксиду Fe 2 O 3 і гідроксиду Fe (OH) 3 помітно виражені амфотерні. Так оксид і гідроксид заліза (lll) в деякій мірі розчиняються при кип'ятінні в концентрованих розчинах лугів, а також реагують з безводними лугами при сплаву. Слід зазначити що ступінь окислення заліза +2 дуже нестійка, і легко переходить в ступінь окислення +3. Також відомі сполуки заліза в рідкісної ступеня окислення +6 - ферати, солі неіснуючої «залізної кислоти» H 2 FeO 4. Зазначені сполуки відносно стійкі лише в твердому стані, або в сільнощелочних розчинах. При недостатній лужності середовища ферати досить швидко окислюють навіть воду, виділяючи з неї кисень.
Взаємодія з простими речовинами
З киснем
При згорянні в чистому кисні залізо утворює, так звану, залізну окалину, Що має формулу Fe 3 O 4 і фактично представляє собою змішаний оксид, склад якого умовно можна представити формулою FeO ∙ Fe 2 O 3. Реакція горіння заліза має вигляд:
3Fe + 2O 2 = t o=> Fe 3 O 4
З сірої
При нагріванні залізо реагує з сіркою, утворюючи сульфід двухвалентен заліза:
Fe + S = t o=> FeS
Або ж при надлишку сірки дисульфид заліза:
Fe + 2S = t o=> FeS 2
З галогенами
Всіма галогенами крім йоду металеве залізо окислюється до ступеня окислення +3, утворюючи галогеніди заліза (lll):
2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 - фторид заліза (lll)
2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 - хлорид заліза (lll)
Йод ж, як найбільш слабка окислювач серед галогенів, окисляє залізо лише до ступеня окислення +2:
Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - йодид заліза (ll)
З воднем
Залізо з воднем не реагує (з воднем з металів реагують тільки лужні метали і лужноземельні):
Взаємодія зі складними речовинами
Взаємодія з кислотами
З кислотами-неокислителях
Так як залізо розташоване в ряду активності лівіше водню, це означає, що воно здатне витісняти водень з кислот-неокислителях (майже всі кислоти крім H 2 SO 4 (конц.) І HNO 3 будь-якої концентрації):
Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Потрібно звернути увагу на такий прийом в завданнях ЄДІ, Як питання на тему того до якої міри окислення окислиться залізо при дії на нього розведеної та концентрованої соляної кислоти. Правильна відповідь - до +2 в обох випадках.
Пастка тут полягає в інтуїтивному очікуванні більш глибокого окислення заліза (до С.О. +3) в разі його взаємодії з концентрованою соляною кислотою.
Взаємодія з кислотами-окислювачами
З концентрованими сірчаної та азотної кислотами в звичайних умовах залізо не реагує через пасивації. Однак, реагує з ними при кип'ятінні:
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
Зверніть увагу на те, що розбавлена сірчана кислотаокисляє залізо до ступеня окислення +2, а концентрована до +3.
Корозія (іржавіння) заліза
На вологому повітрі залізо дуже швидко піддається іржавіння:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe (OH) 3
З водою під час відсутності кисню залізо не реагує ні в звичайних умовах, ні при кип'ятінні. Реакція з водою протікає лише при температурі вище температури червоного розжарювання (> 800 о С). т.е .:
МЕТАЛИ, їх властивості, ЯКІ МОЖНА ОТРИМАТИ, ЗАСТОСУВАННЯ. ЕЛЕКТРОЛІЗ.
1. З водою не реагує:
1) магній 2) берилій 3) барій 4) стронцій
2. Реакції розведеної азотної кислоти з міддю відповідає рівняння:
1) 3 Cu + 8 HNO 3 = 3 Cu (NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O
2) Cu + 2 HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + H 2
3) Cu + 2 HNO 3 = CuO + NO 2 + H 2 O
4) Cu + HNO 3 = CuO + NH 4 NO 3 + H 2 O
3. Порівняйте процеси, що протікають на електродах при електролізі розплаву і розчину хлориду натрію.
4. При електролізі розчину AgNO 3 на катоді виділяється:
1) срібло 2) водень 3) срібло і водень 4) кисень і водень
5. При електролізі розчину хлориду калію на катоді відбувається:
1) відновлення води 2) окислення води
3) відновлення іонів калію 4) окислення хлору
6. Який процес відбувається на мідному аноді при електролізі розчину броміду натрію?
1) окислення води 2) окислення іонів брому
3) окислення міді 4) відновлення міді
7. Реакція можлива між:
1) Ag і K 2 SO 4 (Розчин) 2) Zn і KCl (розчин)
3) Mg і SnCl 2 (Розчин) 4) Ag і CuSO 4 (розчин)
8. У якій послідовності відновлюються дані метали при електролізі розчинів їх солей?
1) Au, Cu, Ag, Fe 2) Cu, Ag, Fe, Au
3) Fe, Cu, Ag, Au 4) Au, Ag, Cu, Fe
9. З концентрованої HNO 3 без нагрівання не взаємодіє:
1) Cu 2) Ag 3) Zn 4) Fe
10. Азотна кислота накопичується в електролізері при пропущенні електричного струму через водний розчин
1) нітрату кальцію 2) нітрату срібла 3) нітрату алюмінію 4) нітрату цезію
11. З наведених нижче металів найбільш активним є:
1) берилій 2) магній 3) кальцій 4) барій
12. Залізо реагує з кожним з двох речовин:
1) хлоридом натрію і азотом 2) киснем і хлором
3) оксидом алюмінію і карбонатом калію 4) водою і гідроксидом алюмінію
13. З водою при кімнатній температурі реагує кожен з двох металів:
1) барій і мідь 2) алюміній і ртуть 3) кальцій і літій 4) срібло і натрій
14. При сплаві алюмінію з гідроксидом натрію утворюється:
1) NaAlO 2 2) AlH 3 3) Na 4) Al 2 O 3
15. З розведеною HNO 3 без нагрівання не взаємодіє:
1) Cu 2) Ag 3) Zn 4) Pt
16. Водень не вичавлюємо з кислот:
1) хромом 2) залізом 3) міддю 4) цинком
17. Мідь розчиняється в розбавленому водному розчині кислоти:
1) сірчаної 2) соляної 3) азотної 4) фтороводородной
18. Мідні вироби, що знаходяться в контакті з повітрям, поступово покриваються зеленим нальотом, основним ком-
Компонентом якого є:
1) CuO 2) CuCO 3 3) Cu (OH) 2 4) (CuOH) 2 CO 3
19. При нагріванні магнію в атмосфері азоту:
1) реакція не йде 2) утворюється нітрид магнію
3) утворюється нітрит магнію 4) утворюється нітрат магнію
20. При звичайній температурі магнійне взаємодієз:
А) водою
Б) розчинами лугів
В) розведеними H 2 SO 4 і HNO 3
Г) концентрованими H 2 SO 4 і HNO 3
Д) сірої
відповідь:
21. При кімнатній температурі хром взаємодіє з:
А) HCl (разб.) Б) Н 2 О В) H 2 SO 4 (разб.) Г) N 2 Д) Н 2
відповідь: ____________________. (Запишіть відповідні літери в алфавітному порядку.)
22. При електролізі водного розчину KIне утворюється:
1) K 2) KOH 3) H 2 4) I 2
23. Речовина, з якого утворюються однакові продукти при електролізі водного розчину і розплаву, має
формулу:
1) CuCl 2 + 2) KВr 3) NaOH 4) NaCl
24. Газоподібні речовини будуть виділятися на катоді і аноді при електролізі водного розчину:
1) AgNO 3. 2) KNO 3 3) CuCl 2 4) HgCl 2
25. При електролізі розчину Cr 2 (SO 4) 3 на катоді виділяється:
1) кисень 2) водень і хром 3) хром 4) кисень і хром 26. Два інертних електрода опустили в склянку, що містить суміш водних розчинів солей з однаковою концентра-
Єю AgNO 3, Cu (NO 3) 2, Hg (NO 3) 2, NaNO 3 . Першими при електролізі будуть відновлюватися частки:
1) Hg +2 2) Ag + 3) Cu +2 4) H 2 O
27. При електролізі розведеного водного розчину Ni (NO 3 ) 2 на катоді виділяється:
1) Ni 2) O 2 3) Ni і H 2 4) H 2 і O 2
28. Азотна кислота накопичується в електролізері при пропущенні електричного струму через водний розчин
1) нітрату калію 2) нітрату алюмінію 3) нітрату магнію 4) нітрату міді
29. Виділення кисню відбувається при електролізі водного розчину солі:
30. При електролізі водного розчину нітрату срібла на катоді утворюється:
1) Ag 2) NO 2 3) NO 4) H 2
31. Кальцій в промисловості отримують:
1) електролізомрозчину СаСl 2 2) електролізом розплаву СаСl 2
3) електролізом розчину Са (ОН) 2 4) дією більш активного металу на водні розчини солей
32. При електролізі розчину йодиду натрію у катода забарвлення лакмусу в розчині:
1) червона 2) синя 3) фіолетова 4) жовта
33. При електролізі водного розчину нітрату калію на аноді виділяється:
1) О 2 2) NO 2 3) N 2 4) H 2
34. Водень утворюється при електролізі водного розчину:
1) CaCl 2 + 2) CuSO 4 3) Hg (NO 3) 2 4) AgNO 3
35. При взаємодії літію з водою утворюється водень і:
1) оксид 2) пероксид 3) гідрид 4) гідроксид
36. Металеві властивості слабше виражені у:
1) натрію 2) магнію 3) кальцію 4) алюмінію
37. Чи вірні наступні судження про лужних металах?
А. У всіх з'єднаннях вони мають ступінь окислення +1.
Б. З неметалами вони утворюють сполуки з іонним зв'язком.
1) вірно тільки А 2) вірно тільки Б
3) вірні обидва судження 4) обидва судження не вірні
38. При кімнатній температурі хром взаємодіє з:
1) H 2 SO 4 (р-р) 2) Н 2 О 3) N 2 4) O 2
39. При взаємодії хрому з соляною кислотою утворюються:
1) CrCl 2 і Н 2 2) CrCl 3 і Н 2 О 3) CrCl 2 і Н 2 О 4) CrCl 3 і Н 2
40. Мідь не взаємодієз:
1) розведеної HNO 3 2) концентрованої HNO 3
3) розведеної HCl 4) концентрованої H 2 SO 4
41. Який з металівНЕ витісняє водень з розбавленої сірчаної кислоти?
1) залізо 2) хром 3) мідь 4) цинк
42. Найбільш енергійно реагує з водою:
1) Al 2) Mg 3) Ca 4) K
43. За звичайних умов з водою реагує:
1) Mg 2) Ca 3) Pb 4) Zn
44. У результаті реакції кальцію з водою утворюються:
1) СаО і Н 2 2) Са (ОН) 2 і Н 2 3) СаН 2 і О 2 4) Са (ОН) 2 і О 2
45. Хімічна реакціяне відбувається між:
1) Zn і HCl 2) Al і HCl 3) Mg і H 2 SO 4 (разб.) 4) Аg і H 2 SO 4 (разб.)
46. Соляна кислотареагує з:
1) Cu 2) Zn 3) Ag 4) Hg
47. Для алюмінію при звичайних умовах можлива взаємодія з:
А) HgCl 2 Б) СаО В) CuSO 4 Г) HNO 3 (конц.) Д) Na 2 SO 4 E) Fe 3 O 4
відповідь: ____________________. (Запишіть відповідні літери в алфавітному порядку.)
48. Установіть відповідність між вихідними речовинами і продуктами окисно-відновних реакцій.
ВИХІДНІ РЕЧОВИНИ ПРОДУКТИ РЕАКЦІЇ
1) Fe + Cl 2 → A) FeSO 4 + H 2
2) Fe + HCl → Б) Fe 2 (SO 4) 3 + H 2
3) Fe + H 2 SO 4 (разб.) → В) Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + H 2 O
4) Fe + H 2 SO 4 (конц.) → Г) FeCl 2 + H 2
Д) FeCl 3 + H 2
Е) FeCl 3
49. Напишіть рівняння реакцій, що протікають на катоді і аноді, і загальне рівняння електролізу водного
Розчину сульфату міді (II) на інертних електродах.
50. Напишіть рівняння реакцій, що протікають на катоді і аноді, і загальне рівняння електролізу водного розчину
Хлориду барію на інертних електродах.
51. Напишіть рівняння реакцій, що протікають на катоді і аноді, і загальне рівняння електролізу водного розчину
Йодиду калію на інертних електродах.
52. Напишіть рівняння реакцій, що протікають на катоді і аноді, і загальне рівняння електролізу водного розчину
Сірчаної кислоти на інертних електродах.
53. Напишіть рівняння реакцій, що протікають на катоді і аноді, і загальне рівняння електролізу водного розчину
Броміду літію на інертних електродах.
54. За звичайних умов кальцій реагує з:
1) киснем 2) вуглецем 3) сірої 4) азотом
55. Напишіть рівняння реакцій, що протікають на катоді і аноді, і загальне рівняння електролізу водного розчину
Нітрату калію на інертних електродах.
56. Напишіть рівняння реакцій, що протікають на катоді і аноді, і загальне рівняння електролізу водного розчину
Сульфату натрію на інертних електродах.
57. При звичайній температурі мідь реагує з:
1) водою 2) киснем 3) соляної кислотою 4) азотною кислотою
58. Напишіть рівняння реакцій, що протікають на катоді і аноді, і загальне рівняння електролізу водного розчину
Гідроксиду калію на інертних електродах.
59. У розведеної сірчаної кислоти розчиняється:
1) Cu 2) Zn 3) Ag 4) Au
60. Напишіть рівняння реакцій, що протікають на катоді і аноді, і загальне рівняння електролізу водного розчину
Азотної кислоти на інертних електродах.
61. При нагріванні мідь реагує з:
1) воднем 2) сірководневої кислотою
Перший матеріал, який навчилися використовувати люди для своїх потреб - це камінь. Однак пізніше, коли людині стало відомо про властивості металів, камінь відійшов далеко назад. Саме ці речовини і їхні сплави стали найважливішим і головним матеріалом в руках людей. З них виготовлялися предмети побуту, знаряддя праці, будувалися приміщення. Тому в даній статті ми розглянемо, що ж собою являють метали, Загальна характеристика, Властивості і застосування яких так актуально донині. Адже буквально відразу за кам'яним століттям пішла ціла плеяда металевих: мідний, бронзовий і залізний.
Метали: загальна характеристика
Що ж об'єднує всіх представників цих простих речовин? Звичайно, це будова їх кристалічної решітки, типи хімічних зв'язків і особливості електронної будови атома. Адже звідси і характерні Фізичні властивості, Які лежать в основі використання цих матеріалів людиною.
В першу чергу, розглянемо метали як хімічні елементи періодичної системи. У ній вони розташовуються досить привільно, займаючи 95 осередків з відомих на сьогоднішній день 115. Є кілька особливостей їх розташування в загальній системі:
- Утворюють головні підгрупи I і II груп, а так само III, починаючи з алюмінію.
- Всі побічні підгрупи складаються тільки з металів.
- Вони розташовуються нижче умовної діагоналі від бору до астату.
Спираючись на такі дані, легко простежити, що неметали зібрані у верхній правій частині системи, а все інше простір належить розглядаються нами елементів.
Всі вони мають кілька особливостей електронної будови атома:
Загальна характеристика металів і неметалів дозволяє виявити закономірності в їх будові. Так, кристалічна решітка перших - металева, особлива. У вузлах її знаходяться відразу кілька типів частинок:
- іони;
- атоми;
- електрони.
Усередині накопичується загальне хмара, зване електронним газом, яке і пояснює все фізичні властивості цих речовин. Тип хімічного зв'язку в металах однойменний з ними.
Фізичні властивості
Існує ряд параметрів, які об'єднують всі метали. Загальна характеристика їх за фізичними властивостями виглядає так.
Перераховані параметри - це і є загальна характеристика металів, тобто все те, що їх об'єднує в одне велике сімейство. Однак слід розуміти, що з будь-якого правила є винятки. Тим більше що елементів подібного роду дуже багато. Тому всередині самого сімейства також є свої підрозділи на різні групи, які ми розглянемо нижче і для яких вкажемо характерні особливості.
Хімічні властивості
З точки зору науки хімії, все метали - це відновники. Причому, дуже сильні. Чим менше електронів на зовнішньому рівні і чим більше атомний радіус, тим сильніше метал за вказаною параметру.
В результаті цього метали здатні реагувати з:
Це лише загальний огляд хімічних властивостей. Адже для кожної групи елементів вони суто індивідуальні.
лужноземельні метали
Загальна характеристика лужноземельних металів наступна:
Таким чином, лужноземельні метали - це поширені елементи s-сімейства, що проявляють високу хімічну активність і є сильними відновниками і важливими учасниками біологічних процесів в організмі.
лужні метали
Загальна характеристика починається з їх назви. Його вони отримали за здатність розчинятися у воді, формуючи лугу - їдкі гідроксиди. Реакції з водою дуже бурхливі, іноді із запалюванням. У вільному вигляді в природі дані речовини не зустрічаються, так як їх хімічна активність дуже висока. Вони реагують з повітрям, парами води, неметалами, кислотами, оксидами і солями, тобто практично з усім.
Це пояснюється їх електронною будовою. На зовнішньому рівні всього один електрон, який вони легко віддають. Це найсильніші відновники, саме тому для їх отримання в чистому вигляді знадобилося досить довгий час. Вперше це було зроблено Гемфрі Деві вже в XVIII столітті шляхом електролізу гідроксиду натрію. Зараз всіх представників цієї групи видобувають саме таким методом.
Загальна характеристика лужних металів полягає ще і в тому, що вони становлять першу групу головну підгрупу періодичної системи. Всі вони - важливі елементи, що утворюють багато цінних природних сполук, що використовуються людиною.
Загальна характеристика металів d- і f-сімейств
До цієї групи елементів можна адресувати ті, ступінь окислення яких може варіюватися. Це означає, що в залежності від умов, метал може виступати в ролі і окислювача, і відновника. У таких елементів велика здатність вступати в реакції. Серед них велика кількість амфотерних речовин.
Загальна назва всіх цих атомів - перехідні елементи. Вони отримали його за те, що по проявляють властивостями дійсно стоять як би посередині, між типовими металами s-сімейства і неметалами р-сімейства.
Загальна характеристика перехідних металів на увазі позначення подібних їх властивостей. Вони такі:
- велика кількість електронів на зовнішньому рівні;
- великий атомний радіус;
- кілька ступенів окислення (від +3 до +7);
- знаходяться на d- або f-підрівні;
- утворюють 4-6 великих періодів системи.
Як прості речовини метали даної групи дуже міцні, тягучі і ковкі, тому мають велике промислове значення.
Побічні підгрупи періодичної системи
Загальна характеристика металів побічних підгруп повністю збігається з такою у перехідних. І це не дивно, адже, по суті, це абсолютно одне і те ж. Просто побічні підгрупи системи утворені саме представниками d- і f-сімейств, тобто перехідними металами. Тому можна сказати, що дані поняття - синоніми.
Найактивніші і важливі з них - перший ряд з 10 представників від скандію до цинку. Всі вони мають важливе промислове значення і часто використовуються людиною, особливо для виплавки.
сплави
Загальна характеристика металів і сплавів дозволяє зрозуміти, де і як можливо використовувати ці речовини. Такі сполуки в останні десятки років зазнали великі перетворення, адже відкриваються і синтезуються всі нові добавки для поліпшення їх якості.
Найбільш відомими сплавами на сьогоднішній день є:
- латунь;
- дюраль;
- чавун;
- сталь;
- бронза;
- переможе;
- ніхром і інші.
Що таке сплав? Це суміш металів, що отримується при плавці останніх в спеціальних пічних пристроях. Це робиться для того, щоб отримати продукт, що перевершує за властивостями чисті речовини, його утворюють.
Порівняння властивостей металів і неметалів
Якщо говорити про загальні властивості, то характеристика металів і неметалів буде відрізнятися одним дуже істотних пунктом: для останніх не можна виділити схожих рис, так як вони дуже різняться по проявляють властивостями як фізичним, так і хімічним.
Тому для неметалів створити подібну характеристику не можна. Можна лише окремо розглянути представників кожної групи і описати їх властивості.
Характерні хімічні властивості простих речовин - металів
більшість хімічних елементіввідносять до металів - 92 з 114 відомих елементів. метали- це хімічні елементи, атоми яких віддають електрони зовнішнього (а деякі - і предвнешнего) електронного шару, перетворюючись в позитивні іони. Це властивість атомів металів визначається тим, що вони мають порівняно великі радіуси і мале число електронів(В основному від 1 до 3 на зовнішньому шарі). Виняток становлять лише 6 металів: атоми германію, олова, свинцю на зовнішньому шарі мають 4 електрона, атоми сурми і вісмуту - 5, атоми полонію - 6. Для атомів металів характерні невеликі значення електронегативності(Від 0,7 до 1,9) і виключно відновні властивості, Т. Е. Здатність віддавати електрони. У періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва метали знаходяться нижче діагоналі бор - астат, а також вище її, в побічних підгрупах. У періодах і головних підгрупах діють відомі вам закономірності в зміні металевих, а значить, відновлювальних властивостей атомів елементів.
Хімічні елементи, розташовані поблизу діагоналі бор - астат (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb і ін.), мають подвійні властивостями: В одних своїх з'єднаннях поводяться як метали, в інших - виявляють властивості неметалів. У побічних підгрупах відновні властивості металів зі збільшенням порядкового номера найчастіше зменшуються.
Порівняйте активність відомих вам металів I групи побічної підгрупи: Cu, Ag, Au; II групи побічної підгрупи: Zn, Cd, Hg - і ви переконаєтеся в цьому самі. Це можна пояснити тим, що на міцність зв'язку валентних електронів з ядром у атомів цих металів в більшій мірі впливає величина заряду ядра, а не радіус атома. Величина заряду ядра значно збільшується, тяжіння електронів до ядра посилюється. Радіус атома при цьому хоча і збільшується, але не настільки значно, як у металів головних підгруп.
Прості речовини, утворені хімічними елементами - металами, і складні металлосодержащие речовини відіграють найважливішу роль в мінеральної та органічної «життя» Землі. Досить згадати, що атоми (іони) елементів металів є складовою частиною з'єднань, що визначають обмін речовин в організмі людини, тварин. Наприклад, в крові людини знайдено 76 елементів, і з них тільки 14 не є металами.
В організмі людини деякі елементи метали (кальцій, калій, натрій, магній) присутні у великій кількості, т. Е. Є макроелементами. А такі метали, як хром, марганець, залізо, кобальт, мідь, цинк, молібден присутні в невеликих кількостях, Т. Е. Це мікроелементи. Якщо людина важить 70 кг, то в його організмі міститься (в грамах): кальцію - 1700, калію - 250, натрію - 70, магнію - 42, заліза - 5, цинку - 3. Всі метали надзвичайно важливі, проблеми зі здоров'ям виникають і при їх нестачі, і при надлишку.
Наприклад, іони натрію регулюють вміст води в організмі, передачу нервових імпульсів. Його нестача призводить до головного болю, слабкості, слабкої пам'яті, втрати апетиту, а надлишок - до підвищення артеріального тиску, гіпертонії, захворювань серця.
Прості речовини - метали
З розвитком виробництва металів (простих речовин) і сплавів пов'язано виникнення цивілізації (бронзовий вік, залізний вік). Розпочата приблизно 100 років тому науково-технічна революція, яка зачепила і промисловість, і соціальну сферу, також тісно пов'язана з виробництвом металів. На основі вольфраму, молібдену, титану та інших металів почали створювати корозійностійкі, надтверді, тугоплавкі сплави, застосування яких сильно розширило можливості машинобудування. В ядерній і космічній техніці зі сплавів вольфраму і ренію роблять деталі, що працюють при температурах до 3000 ° С; в медицині використовують хірургічні інструменти зі сплавів танталу і платини, унікальною кераміки на основі оксидів титану і цирконію.
І, звичайно ж, ми не повинні забувати, що в більшості сплавів використовують давно відомий метал залізо, а основу багатьох легких сплавів складають порівняно «молоді» метали - алюміній і магній. Надновими стали композиційні матеріали, що представляють, наприклад, полімер або кераміку, які всередині (як бетон залізними прутами) зміцнені металевими волокнами з вольфраму, молібдену, сталі та інших металів, і сплавів - все залежить від поставленої мети, необхідних для її досягнення властивостей матеріалу. На малюнку зображена схема кристалічної решітки металевого натрію. У ній кожен атом натрію оточений вісьмома сусідами. У атома натрію, як і у всіх металів, є багато вільних валентних орбіталей і мало валентних електронів. Електронна формула атома натрію: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, де 3s, 3p, 3d - валентні орбіталі.
Єдиний валентний електрон атома натрію 3s 1 може займати будь-яку з дев'яти вільних орбіталей - 3s (одна), 3р (три) і 3d (п'ять), адже вони не дуже відрізняються за рівнем енергії. При зближенні атомів, коли утворюється кристалічна решітка, валентні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому електрони вільно переміщаються з одного орбіталі на іншу, здійснюючи зв'язок між усіма атомами кристала металу. Таку хімічний зв'язок називають металевої.
Металевий зв'язок утворюють елементи, атоми яких на зовнішньому шарі мають мало валентних електронів в порівнянні з великим числом зовнішніх енергетично близьких орбіталей. Їх валентні електрони слабо утримуються в атомі. Електрони, які здійснюють зв'язок, усуспільнено і переміщаються по всій кристалічній решітці в цілому нейтрального металу. Речовин з металевим зв'язком притаманні металеві кристалічні решітки, які зазвичай зображують схематично так, як показано на малюнку. Катіони і атоми металів, розташовані в вузлах кристалічної решітки, забезпечують її стабільність і міцність (усуспільнені електрони зображені у вигляді чорних маленьких кульок).
металева зв'язок- це зв'язок в металах і сплавах між атом-іонами металів, розташованими у вузлах кристалічної решітки, яка здійснюється усуспільненими валентними електронами. Деякі метали кристалізуються в двох або більше кристалічних формах. Це властивість речовин - існувати в декількох кристалічних модифікаціях - називають поліморфізмом. Поліморфізм простих речовин відомий під назвою аллотропии. Наприклад, залізо має чотири кристалічні модифікації, кожна з яких стійка в певному температурному інтервалі:
α - стійка до 768 ° С, феромагнітна;
β - стійка від 768 до 910 ° С, неферомагнітними, т. е. парамагнітна;
γ - стійка від 910 до 1390 ° С, неферомагнітними, т. е. парамагнітна;
δ - стійка від 1390 до 1539 ° С (£ ° пл заліза), неферомагнітними.
Олово має дві кристалічні модифікації:
α - стійка нижче 13,2 ° С (р = 5,75 г / см 3). Це сіре олово. Воно має кристалічну решітку типу алмаза (атомну);
β - стійка вище 13,2 ° С (р = 6,55 г / см 3). Це біле олово.
Біле олово - сріблясто-білий дуже м'який метал. При охолодженні нижче 13,2 ° С він розсипається в сірий порошок, т. К. При переході значно збільшується його питома обсяг. Це явище отримало назву «олов'яної чуми».
Звісно, особливий видхімічного зв'язку і тип кристалічної решітки металів повинні визначати і пояснювати їх фізичні властивості. Які ж вони? Це металевий блиск, пластичність, висока електрична провідність і теплопровідність, зростання електричного опору при підвищенні температури, а також такі значимі властивості, як щільність, високі температури плавлення і кипіння, твердість, магнітні властивості. Механічний вплив на кристал з металевою кристалічною решіткою викликає зсув шарів іон-атомів один щодо одного (рис. 17), а так як електрони переміщаються по всьому кристалу, розрив зв'язків не відбувається, тому для металів характерна велика пластичність. Аналогічне вплив на тверду речовину з ковалентними зв 'зямі (атомної кристалічною решіткою) призводить до розриву ковалентних зв'язків. Розрив зв'язків у іонної решітці призводить до взаємного відштовхуванню однойменно заряджених іонів. Тому речовини з атомними і іонними кристалічними гратами тендітні. Найбільш пластичні метали - це Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Вони легко витягуються в дріт, піддаються куванні, пресування, прокатування в листи. Наприклад, з золота можна виготовити золоту фольгу товщиною 0,003 мм, а з 0,5 г цього металу можна витягнути нитку довжиною 1 км. Навіть ртуть, яка при кімнатній температурі рідка, при низьких температурах в твердому стані стає куванням, як свинець. Чи не мають пластичністю лише Bi і Mn, вони тендітні.
Чому метали мають характерний блиск, а також непрозорі?
Електрони, що заповнюють міжатомна простір, відображають світлові промені (а не пропускають, як скло), причому більшість металів в рівній мірі розсіюють всі промені видимої частини спектру. Тому вони мають сріблясто-білий або сірий колір. Стронцій, золото і мідь більшою мірою поглинають короткі хвилі (близькі до фіолетового кольору) і відображають довгі хвилі світлового спектру, тому мають світло-жовтий, жовтий і «мідний» кольори. Хоча на практиці метал не завжди нам здається «світлим тілом». По-перше, його поверхня може окислюватися і втрачати блиск. Тому самородна мідь виглядає зеленуватим каменем. А по-друге, І чистий метал може не блищати. Дуже тонкі листки срібла і золота мають абсолютно несподіваний вид - вони мають блакитно-зелений колір. А дрібні порошки металів здаються темно-сірими, навіть чорними. Найбільшу відбивну здатність мають срібло, алюміній, паладій. Їх використовують при виготовленні дзеркал, в тому числі і в прожекторах.
Чому метали мають високу електричну провідність і теплопровідність?
Хаотично рухомі електрони в металі під впливом прикладеної електричної напруги набувають спрямований рух, т. Е. Проводять електричний струм. При підвищенні температури металу зростають амплітуди коливань знаходяться у вузлах кристалічної решітки атомів і іонів. Це ускладнює переміщення електронів, електрична провідність металу падає. При низьких температурах коливальний рух, навпаки, сильно зменшується і електрична провідність металів різко зростає. Поблизу абсолютного нуля опір у металів практично відсутня, у більшості металів з'являється надпровідність.
Слід зазначити, що неметали, що володіють електричну провідність (наприклад, графіт), при низьких температурах, навпаки, не проводять електричний струм через відсутність вільних електронів. І тільки з підвищенням температури і руйнуванням деяких ковалентних зв'язків їх електрична провідність починає зростати. Найбільшу електричну провідність мають срібло, мідь, а також золото, алюміній, найменшу - марганець, свинець, ртуть.
Найчастіше з тієї ж закономірністю, як і електрична провідність, змінюється теплопровідність металів. Вона обумовлена великою рухливістю вільних електронів, які, стикаючись з хитаються іонами і атомами, обмінюються з ними енергією. Відбувається вирівнювання температури по всьому шматку металу.
Механічна міцність, щільність, температура плавлення у металів дуже сильно відрізняються. Причому зі збільшенням числа електронів, що зв'язують іон-атоми, і зменшенням міжатомної відстані в кристалах показники цих властивостей зростають.
так, лужні метали(Li, K, Na, Rb, Cs), атоми яких мають один валентний електрон, М'які (ріжуться ножем), з невеликою щільністю (літій - найлегший метал з р = 0,53 г / см 3) і плавляться при невисоких температурах (наприклад, температура плавлення цезію 29 ° С). Єдиний метал, рідкий при звичайних умовах, - ртуть - має температуру плавлення, що дорівнює -38,9 ° С. Кальцій, що має два електрона на зовнішньому енергетичному рівні атомів, набагато більш твердий і плавиться при більш високій температурі(842 ° С). Ще більш міцною є кристалічна решітка, утворена іонами скандію, який має три валентних електрони. Але найміцніші кристалічні решітки, велика щільність і температуру плавлення спостерігаються у металів побічних підгруп V, VI, VII, VIII груп. Це пояснюється тим, що для металів побічних підгруп, що мають неспарені валентні електрони на d-підрівні, характерне утворення дуже міцних ковалентних зв'язків між атомами, крім металевої, здійснюваної електронами зовнішнього шару з s-орбіталей.
Найважчий метал- це осмій (Os) з р = 22,5 г / см 3 (компонент надтвердих і зносостійких сплавів), найтугоплавкіший метал - це вольфрам W з t = 3420 ° С (застосовується для виготовлення ниток розжарювання ламп), самий твердий метал - це хром Cr (дряпає скло). Вони входять до складу матеріалів, з яких виготовляють металорізальний інструмент, гальмівні колодки важких машин і ін. Метали порізному взаємодіють з магнітним полем. Такі метали, як залізо, кобальт, нікель і гадоліній виділяються своєю здатністю сильно намагнічуватися. Їх називають феромагнетиками. Більшість металів (лужні і лужноземельні метали і значна частина перехідних металів) слабо намагнічуються і не зберігають це стан поза магнітного поля - це парамагнетики. Метали, виштовхує магнітним полем, - Діамагнетик (мідь, срібло, золото, вісмут).
При розгляді електронної будови металів ми розділили метали на метали головних підгруп (s- і p-елементи) і метали побічних підгруп (перехідні d- і f-елементи).
У техніці прийнято класифікувати метали за різними фізичними властивостями:
1. Щільність - легкі (р< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Температурі плавлення - легкоплавкі і тугоплавкі.
Існують класифікації металів за хімічними властивостями. Метали з низькою хімічною активністю називають благородними(Срібло, золото, платина і її аналоги - осмій, іридій, рутеній, паладій, родій). За близькості хімічних властивостей виділяють лужні(Метали головної підгрупи I групи), лужноземельні(Кальцій, стронцій, барій, радій), а також рідкоземельні метали(Скандій, ітрій, лантан і лантаноїди, актиній і актиноїди).
Загальні хімічні властивості металів
Атоми металів порівняно легко віддають валентні електрониі переходять в позитивно заряджені іони, тобто окислюються. У цьому полягає головна загальна властивість і атомів, і простих речовин - металів. Метали в хімічних реакціях завжди відновники. Відновлювальна здатність атомів простих речовин - металів, утворених хімічними елементами одного періоду або однієї головної підгрупи Періодичної системи Д. І. Менделєєва, змінюється закономірно.
Відновну активність металу в хімічних реакціях, які протікають у водних розчинах, відображає його становище в електрохімічному ряді напруг металів.
На підставі цього ряду напруг можна зробити наступні важливі висновки про хімічної активності металів в реакціях, що протікають у водних розчинах при стандартних умовах (t = 25 ° С, р = 1 атм).
· Чим лівіше стоїть метал в цьому ряду, тим сильнішим відновником він є.
· Кожен метал здатний витісняти (відновлювати) з солей в розчині ті метали, які в ряді напруг стоять після нього (правіше).
· Метали, що знаходяться в ряді напруг лівіше водню, здатні витісняти його з кислот в розчині
· Метали, які є найсильнішими восстановителями (лужні і лужноземельні), в будь-яких водних розчинах взаємодіють насамперед з водою.
Відновлювальна активність металу, визначена за електрохімічного ряду, не завжди відповідає положенню його в періодичній системі. Це пояснюється тим, що при визначенні положення металу в ряді напруг враховують не тільки енергію відриву електронів від окремих атомів, а й енергію, яка витрачається на руйнування кристалічної решітки, а також енергію, що виділяється при гідратації іонів. Наприклад, літій активніший у водних розчинах, ніж натрій (хоча за положенням у періодичній системі Na - більш активний метал). Справа в тому, що енергія гідратації іонів Li + значно більше, ніж енергія гідратації Na +, тому перший процес є енергетично більш вигідним. розглянувши загальні положення, Що характеризують відновні властивості металів, перейдемо до конкретних хімічних реакцій.
Взаємодія металів з неметалами
· З киснем більшість металів утворюють оксиди- основні і амфотерні. Кислотні оксиди перехідних металів, наприклад оксид хрому (VI) CrO g або оксид марганцю (VII) Mn 2 O 7, не утворюються при прямому окисленні металу киснем. Їх отримують непрямим шляхом.
Лужні метали Na, K активно реагують з киснем повітря, Утворюючи пероксиди:
Оксид натрію отримують непрямим шляхом, при прожаренні пероксидов з відповідними металами:
Літій і лужноземельні метали взаємодіють з киснем повітря, утворюючи основні оксиди:
Інші метали, крім золота і платинових металів, які взагалі не окислюються киснем повітря, взаємодіють з ним менш активно або при нагріванні:
· З галогенами метали утворюють солі галогеноводородних кислот, Наприклад:
· З воднем найактивніші метали утворюють гідриди- іонні солеподібні речовини, в яких водень має ступінь окислення -1, наприклад:
Багато перехідні метали утворюють з воднем гідриди особливого типу - відбувається як би розчинення або впровадження водню в кристалічну решітку металів між атомами і іонами, при цьому метал зберігає свій зовнішній вигляд, Але збільшується в об'ємі. Цілком Зайнятий водень знаходиться в металі, очевидно, в атомарному вигляді.
Існують і гідриди металів проміжного характеру.
· З сірі метали утворюють солі - сульфіди, Наприклад:
· З азотом метали реагують дещо складніше, Т. К. Хімічес кая зв'язок в молекулі азоту N 2 дуже міцна; при цьому утворюються нітриди. При звичайній температурі взаємодіє з азотом тільки літій:
Взаємодія металів зі складними речовинами
· З водою. Лужні і лужноземельні метали при звичайних умовах витісняють водень із води і утворюють розчинні підстави - лугу, наприклад:
Інші метали, що стоять у ряді напруг до водню, теж можуть при певних умовах витісняти водень із води. Але алюміній бурхливо взаємодіє з водою, тільки якщо видалити з його поверхні оксидну плівку:
Магній взаємодіє з водою тільки при кип'ятінні, при цьому також виділяється водень:
Якщо палаючий магній внести в воду, то горіння триває, т. К. Протікає реакція:
Залізо взаємодіє з водою тільки в розпеченому вигляді:
· З кислотами в розчині (HCl, H 2 SO 4 ), CH 3 COOH і ін., Крім HNO 3 ) Взаємодіють метали, що стоять у ряді напруг до водню.При цьому утворюються сіль і водень.
А ось свинець (і деякі інші метали), незважаючи на його положення в ряді напруг (зліва від водню), майже не розчиняється в розведеною сірчаної кислоти, т. К. Утворюється сульфат свинцю PbSO 4 розчиняється і створює на поверхні металу захисну плівку.
· З солями менш активних металів в розчині. В результаті такої реакції утворюється сіль більш активного металу і виділяється менше активний метал у вільному вигляді.
Потрібно пам'ятати, що реакція йде в тих випадках, коли утворюється сіль розчинна. Витіснення металів з їхніх сполук іншими металами вперше детально вивчав Н. Н. Бекетов - великий російський вчений в області фізичної хімії. Він розташував метали по хімічній активності в «витіснювальний ряд», що став прототипом ряду напруг металів.
· З органічними речовинами. Взаємодія з органічними кислотами аналогічно реакцій з мінеральними кислотами. Спирти ж можуть проявляти слабкі кислотні властивості при взаємодії з лужними металами:
Аналогічно реагує і фенол:
Метали беруть участь в реакціях з галогеналканами, які використовують для отримання нижчих циклоалканов і для синтезів, в ході яких відбувається ускладнення вуглецевого скелета молекули (реакція А. Вюрца):
· З лугами в розчині взаємодіють метали, гідроксиди яких амфотерни.наприклад:
· Метали можуть утворювати один з одним хімічні сполуки, які отримали загальну назву інтерметалічних сполук. У них найчастіше не виявляються ступеня окислення атомів, які характерні для сполук металів з неметалами. наприклад:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 і ін.
Интерметаллические з'єднання зазвичай не мають постійного складу, хімічний зв'язок в них в основному металева. Освіта цих сполук більш характерно для металів побічних підгруп.
Метали головних підгруп I-III груп Періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва
Загальна характеристика
Це метали головної підгрупи I групи. Їх атоми на зовнішньому енергетичному рівні мають по одному електрону. Лужні метали - сильні відновники. Їх відновна здатність і хімічна активність зростають зі збільшенням порядкового номера елемента (т. Е. Зверху вниз в Періодичної таблиці). Всі вони володіють електронною провідністю. Міцність зв'язку між атомами лужних металів зменшується зі збільшенням порядкового номера елемента. Також знижуються їх температури плавлення і кипіння. Лужні метали взаємодіють з багатьма простими речовинами - окислювачами. У реакціях з водою вони утворюють розчинні у воді підстави (луги). лужноземельними елементаминазиваються елементи головної підгрупи II групи. Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні по два електрона. Вони є найсильнішими восстановителями,мають ступінь окислення +2. У цій головній підгрупі дотримуються загальні закономірності в зміні фізичних і хімічних властивостей, пов'язані зі збільшенням розміру атомів по групі зверху вниз, також слабшає і хімічний зв'язок між атомами. Зі збільшенням розміру іона слабшають кислотні і посилюються основні властивості оксидів і гідроксидів.
Головну підгрупу III групи складають елементи бор, алюміній, галій, індій і талій. Всі елементи відносяться до p-елементів. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають по три (s 2 p 1 ) електрона, Чим пояснюється схожість властивостей. Ступінь окислення +3. Усередині групи зі збільшенням заряду ядра металеві властивості збільшуються. Бор - елемент-неметалл, а у алюмінію вже металеві властивості. Всі елементи утворюють оксиди і гідроксиди.
Більшість металів знаходиться в підгрупах періодичної системи. На відміну від елементів головних підгруп, де відбувається поступове заповнення електронами зовнішнього рівня атомних орбіталей, у елементів побічних підгруп заповнюються d-орбіталі передостаннього енергетичного рівня і s-орбіталі останнього. Число електронів відповідає номеру групи. елементи з рівним числомвалентних електронів входять в групу під одним номером. Всі елементи підгруп - метали.
Прості речовини, утворені металами підгруп, мають міцні кристалічні решітки, стійкі до нагрівання. Ці метали найміцніші і тугоплавкі серед інших металів. У d-елементів яскраво проявляється перехід зі збільшенням їх валентності від основних властивостей через амфотерні до кислотних.
Лужні метали (Na, K)
На зовнішньому енергетичному рівні атоми лужних металів елементів містять по одному електрону, Що знаходиться на великій відстані від ядра. Вони легко віддають цей електрон, тому є сильними відновниками. У всіх з'єднаннях лужні метали проявляють ступінь окислення +1. Їх відновні властивості з ростом радіуса атомів посилюються від Li до Cs. Всі вони типові метали, мають сріблясто-білий колір, м'які (ріжуться ножем), легкі і легкоплавкі. Активно взаємодіють з усіма неметаллами:
Всі лужні метали при взаємодії з киснем (виняток Li) утворюють пероксиди. У вільному вигляді лужні метали не зустрічаються через їх високу хімічну активність.
оксиди- тверді речовини, мають основні властивості. Їх отримують, прожарюючи пероксиди з відповідними металами:
Гідроксиди NaOH, KOH- тверді білі речовини, гігроскопічні, добре розчиняються у воді з виділенням теплоти, їх відносять до лугів:
Солі лужних металів майже всі розчинні у воді. Найважливіші з них: Na 2 CO 3 - карбонат натрію; Na 2 CO 3 10H 2 O - кристалічна сода; NaHCO 3 - гідрокарбонат натрію, харчова сода; K 2 CO 3 - карбонат калію, поташ; Na 2 SO 4 10H 2 O - глауберової сіль; NaCl - хлорид натрію, харчова сіль.
Елементи I групи в таблицях
Лужноземельні метали (Ca, Mg)
Кальцій (Ca) є представником лужноземельних металів, Якими називаються елементи головної підгрупи II групи, але не всі, а тільки починаючи з кальцію і вниз по групі. Це ті хімічні елементи, які, взаємодіючи з водою, утворюють лугу. Кальцій на зовнішньому енергетичному рівні містить два електрона, Ступінь окислення +2.
Фізичні та хімічні властивості кальцію і його з'єднань представлені в таблиці.
Магній (Mg)має таку саму будову атома, як і кальцій, ступінь його окислення також +2. М'який метал, але його поверхня на повітрі покривається захисною плівкою, що трохи знижує хімічну активність. Його горіння супроводжується сліпучим спалахом. MgO і Mg (OH) 2 виявляють основні властивості. Хоча Mg (OH) 2 і малорастворим, але забарвлює розчин фенолфталеїну в малиновий колір.
Mg + O 2 = MgO 2
Оксиди MO - тверді білі тугоплавкі речовини. У техніці CaO називають негашеним вапном, а MgO - паленою магнезією, ці оксиди використовують у виробництві будівельних матеріалів. Реакція оксиду кальцію з водою супроводжується виділенням теплоти і називається гасінням вапна, а що утворюється Ca (OH) 2 - гашеним вапном. Прозорий розчин гідроксиду кальцію називається вапнякової водою, а біла суспензія Ca (OH) 2 в воді - вапняним молоком.
Солі магнію і кальцію отримують взаємодією їх з кислотами.
CaCO 3 - карбонат кальцію, крейда, мармур, вапняк. Застосовується в будівництві. MgCO 3 - карбонат магнію - застосовується в металургії для звільнення від шлаків.
CaSO 4 2H 2 O - гіпс. MgSO 4 - сульфат магнію - називають гіркою, або англійської, сіллю, міститься в морській воді. BaSO 4 - сульфат барію - завдяки нерастворимости і здатності затримувати рентгенівські промені застосовується в діагностиці ( «баритовая каша») шлунково-кишкового тракту.
На частку кальцію припадає 1,5% маси тіла людини, 98% кальцію міститься в кістках. Магній є біоелементом, його в тілі людини близько 40 г, він бере участь в утворенні білкових молекул.
Лужноземельні метали в таблицях
алюміній
Алюміній (Al)- елемент головної підгрупи III групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. Атом алюмінію містить на зовнішньому енергетичному рівні три електрона, Які він легко віддає при хімічних взаємодіях. У родоначальника підгрупи і верхнього сусіда алюмінію - бору - радіус атома менше (у бору він дорівнює 0,080 нм, у алюмінію - 0,143 нм). Крім того, у атома алюмінію з'являється один проміжний восьміелектронний шар (2е; 8е; 3е), який перешкоджає протягу зовнішніх електронів до ядра. Тому у атомів алюмінію відновні властивості виражені досить сильно.
Майже у всіх своїх сполуках алюміній має ступінь окислення +3.
Алюміній проста речовина
Сріблясто-білий легкий метал. Плавиться при 660 ° С. Дуже пластичний, легко витягується в дріт і прокочується в фольгу товщиною до 0,01 мм. Володіє дуже великий електричну провідність і теплопровідність. Утворюють з іншими металами легкі і міцні сплави. Алюміній - дуже активний метал. Якщо порошок алюмінію або тонку алюмінієву фольгу сильно нагріти, то вони спалахують і згоряють сліпучим полум'ям:
Цю реакцію можна спостерігати при горінні бенгальських вогнів і феєрверків. Алюміній, як і всі метали, легко реагує з неметалами, Особливо в порошкоподібному стані. Для того щоб почалася реакція, необхідно початкове нагрівання, за винятком реакцій з галогенами - хлором і бромом, зате потім все реакції алюмінію з неметалами йдуть дуже бурхливо і супроводжуються виділенням великої кількості теплоти:
алюміній добре розчиняється в розбавлених сірчаної та соляної кислоти:
А от концентровані сірчана і азотна кислоти пасивують алюміній, Утворюючи на поверхні металу щільну міцну оксидну плівку, Яка перешкоджає подальшому протіканню реакції. Тому ці кислоти перевозять в алюмінієвих цистернах.
Оксид і гідроксид алюмінію мають амфотерними властивостями, Тому алюміній розчиняється у водних розчинах лугів, утворюючи солі - алюмінати:
Алюміній широко використовується в металургії для отримання металів - хрому, марганцю, ванадію, титану, цирконію з їх оксидів. Цей спосіб зветься алюмотермія. На практиці часто застосовують терміт - суміш Fe 3 O 4 з порошком алюмінію. Якщо цю суміш підпалити, наприклад, за допомогою магнієвої стрічки, то відбувається енергійна реакція з виділенням великої кількості теплоти:
Теплоти, що виділяється цілком достатньо для повного розплавлення утворюється заліза, тому цей процес використовують для зварювання сталевих виробів.
Алюміній можна отримати електролізом - розкладанням розплаву його оксиду Al 2 O 3 на складові частини за допомогою електричного струму. Але температура плавлення оксиду алюмінію близько 2050 ° С, тому для проведення електролізу необхідні великі витрати енергії.
з'єднання алюмінію
алюмосилікати. Ці сполуки можна розглядати як солі, утворені оксидом алюмінію, кремнію, лужних і лужноземельних металів. Вони і складають основну масу земної кори. Зокрема, алюмосилікати входять до складу польових шпатів - найбільш поширених мінералів і глин.
боксит- гірська порода, з якої отримують алюміній. Вона містить оксид алюмінію Al 2 O 3.
Корунд- мінерал складу Al 2 O 3, має дуже високу твердість, його дрібнозернистий різновид, що містить домішки, - наждак, застосовується як абразивний (шліфувальний) матеріал. Цю ж формулу має і інше природне з'єднання - глинозем.
Добре відомі прозорі, пофарбовані домішками, кристали корунду: червоні - рубіни і сині - сапфіри, які використовують як дорогоцінне каміння. В даний час їх отримують штучно і застосовують не тільки для прикрас, але і для технічних цілей, наприклад, для виготовлення деталей годинників та інших точних приладів. Кристали рубінів застосовуються в лазерах.
Оксид алюмінію Al 2 O 3 - біла речовина з дуже високою температурою плавлення. Може бути отриманий розкладанням при нагріванні гідроксиду алюмінію:
Гідроксид алюмінію Al (OH) 3 випадає у вигляді драглистого осаду при дії лугів на розчини солей алюмінію:
як амфотерний гідроксидвін легко розчиняється в кислотах і розчинах лугів:
алюминатаминазивають солі нестійких алюмінієвих кислот - ортоалюмініевой H 2 AlO 3, метаалюминиевой HAlO 2 (її можна розглядати як ортоалюмініевую кислоту, від молекули якої відняли молекулу води). До природних алюмінатом відноситься благородна шпінель і дорогоцінний хризоберил. Солі алюмінію, крім фосфатів, добре розчинні у воді. Деякі солі (сульфіди, сульфіти) розкладаються водою. Хлорид алюмінію AlCl 3 застосовують як каталізатор у виробництві дуже багатьох органічних речовин.
Елементи III групи в таблицях
Характеристика перехідних елементів - міді, цинку, хрому, заліза
Мідь (Cu)- елемент побічної підгрупи першої групи. Електронна формула: (... 3d 10 4s 1). Десятий d-електрон у неї рухливий, т. К. Він перемістився з 4S-підрівні. Мідь у з'єднаннях проявляє ступені окислення +1 (Cu 2 O) і +2 (CuO). Мідь - метал світло-рожевого кольору, тягучий, в'язкий, відмінний провідник електрики. Температура плавлення 1083 ° С.
Як і інші метали підгрупи I групи періодичної системи, мідь стоїть у ряді активності правіше воднюі не витісняє його з кислот, але реагує з кислотами-окислювачами:
Під дією лугів на розчини солей міді випадає осад слабкої основи блакитного кольору- гідроксиду міді (II), який при нагріванні розкладається на основний оксид CuO чорного кольору і воду:
Хімічні властивості міді в таблицях
Цинк (Zn)- елемент побічної підгрупи II групи. Його електронна формула наступна: (... 3d 10 4s 2). Так як в атомах цинку передостанній d-підрівень повністю завершено, то цинк в сполуках проявляє ступінь окислення +2.
Цинк - метал сріблясто-білого кольору, практично не змінюється на повітрі. Володіє корозійну стійкість, що пояснюється наявністю на його поверхні оксидної плівки. Цинк - один з найактивніших металів, при підвищеній температурі реагує з простими речовинами:
Цинк як і інші метали витісняє менш активні метали з їх солей:
Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn (NO 3) 2
Гідроксид цинку амфотерен, Т. Е. Проявляє властивості і кислоти, і підстави. При поступовому Прилив розчину лугу до розчину солі цинку випав спочатку осад розчиняється (аналогічно відбувається і з алюмінієм):
Хімічні властивості цинку в таблицях
На прикладі хрому (Cr)можна показати, що властивості перехідних елементів змінюються вздовж періоду не принципово: Відбувається кількісна зміна, пов'язане зі зміною числа електронів на валентних орбіталях. Максимальний ступінь окислення хрому +6. Метал в низці активності лівіше водню і витісняє його з кислот:
При додаванні розчину лугу до такого розчину утворюється осад Me (OH) 2 , Який швидко окислюється киснем повітря:
Йому відповідає амфотерний оксид Cr 2 O 3. Оксид і гідроксид хрому (в надзвичайноокислення) виявляють властивості кислотних оксидів і кислот відповідно. Солі хромової кислоти (H 2 Cr O 4 ) В кислому середовищі перетворюються в дихромати- солі дихромової кислоти (H 2 Cr 2 O 7). Сполуки хрому мають високу окислювальну здатність.
Хімічні властивості хрому в таблицях
Залізо Fe- елемент побічної підгрупи VIII групи і 4-го періоду періодичної системи Д. І. Менделєєва. Атоми заліза влаштовані кілька відмінно від атомів елементів головних підгруп. Як і належить елементу 4-го періоду, атоми заліза мають чотири енергетичних рівня, але заповнюється з них не останній, а передостанній, третій від ядра, рівень. На останньому ж рівні атоми заліза містять два електрона. На передостанньому рівні, який може вмістити 18 електронів, у атома заліза знаходяться 14 електронна. Отже, розподіл електронів по рівням в атомах заліза таке: 2е; 8e; 14е; 2е. Подібно будь-який метал, атоми заліза виявляють відновні властивості, Віддаючи при хімічних взаємодіях не тільки два електрона з останнього рівня, І набуваючи ступінь окислення +2, а й електрон з передостаннього рівня, при цьому ступінь окислення атома підвищується до +3.
Залізо проста речовина
Це сріблясто-білий блискучий метал з температурою плавлення 1539 ° С. Дуже пластичний, тому легко обробляється, кується, прокатується, штампується. Залізо має здатність намагнічуватися і размагничиваться. Йому можна надати велику міцність і твердість методами термічного і механічного впливу. Розрізняють технічно чисте і хімічно чисте залізо. Технічно чисте залізо, по суті, являє собою низьковуглецеву сталь, воно містить 0,02-0,04% вуглецю, а кисню, сірки, азоту і фосфору - ще менше. Хімічно чисте залізо містить менше 0,01% домішок. З технічно чистого заліза зроблені, наприклад, канцелярські скріпки і кнопки. Таке залізо легко кородує, в той час як хімічно чисте залізо майже не піддається корозії. В даний час залізо - це основа сучасної техніки і сільськогосподарського машинобудування, транспорту і засобів зв'язку, космічних кораблів і взагалі всієї сучасної цивілізації. Більшість виробів, починаючи від швейної голки, і закінчуючи космічними апаратами, не може бути виготовлено без застосування заліза.
Хімічні властивості заліза
Залізо може проявляти ступеня окислення +2 і +3, Відповідно, залізо дає два ряди сполук. Число електронів, яке атом заліза віддає при хімічних реакціях, залежить від окислювальної здатності реагують з ним речовин.
Наприклад, з галогенами залізо утворює галогеніди, в яких воно має ступінь окислення +3:
а з сіркою - сульфід заліза (II):
Розпечене залізо згорає в кисніз утворенням залізної окалини:
При високій температурі (700-900 ° С) залізо реагує з парами води:
Відповідно до положення заліза в електрохімічному ряді напруг воно може витіснити метали, що стоять правіше нього, з водних розчинів їх солей, наприклад:
У розведених соляний і сарною кислотах залізо розчиняється, Т. Е. Окислюється іонами водню:
Розчиняється залізо і в розведеної азотної кислоти, При цьому утворюється нітрат заліза (III), вода і продукти відновлення азотної кислоти - N 2, NO або NH 3 (NH 4 NO 3) в залежності від концентрації кислоти.
з'єднання заліза
У природі залізо утворює ряд мінералів. Це магнітний залізняк (магнетит) Fe 3 O 4, червоний залізняк (гематит) Fe 2 O 3, бурий залізняк (лимонит) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Ще одне природне з'єднання заліза - залізний, або сірчаний, колчедан (пірит) FeS 2, що не служить залізною рудою для отримання металу, але застосовується для виробництва сірчаної кислоти.
Для заліза характерні два ряди сполук: з'єднання заліза (II) і заліза (III).Оксид заліза (II) FeO і відповідний йому гідроксид заліза (II) Fe (OH) 2 одержують побічно, зокрема, за такою ланцюга перетворень:
Обидва сполуки мають яскраво виражені основні властивості.
Катіони заліза (II) Fe 2 + легко окислюються киснем повітря до катіонів заліза (III) Fe 3 + . Тому білий осад гідроксиду заліза (II) набуває зелене забарвлення, а потім стає бурим, перетворюючись в гідроксид заліза (III):
Оксид заліза (III) Fe 2 O 3 і відповідний йому гідроксид заліза (III) Fe (OH) 3 також отримують побічно, наприклад, по ланцюжку:
З солей заліза найбільше технічне значення мають сульфати і хлориди.
Кристалогідрат сульфату заліза (II) FeSO 4 7H 2 O, відомий під назвою залізний купорос, застосовують для боротьби з шкідниками рослин, для приготування мінеральних фарб і в інших цілях. Хлорид заліза (III) FeCl 3 використовують в якості протрави при фарбуванні тканин. Сульфат заліза (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O застосовується для очищення води і в інших цілях.
Фізичні та хімічні властивості заліза та його сполук узагальнені в таблиці:
Хімічні властивості заліза в таблицях
Якісні реакції на іони Fe 2+ і Fe 3+
Для розпізнавання сполук заліза (II) і (III) проводять якісні реакції на іони Fe 2+ і Fe 3+ . Якісною реакцією на іони Fe 2+ служить реакція солей заліза (II) з з'єднанням K 3, званим червоної кров'яної сіллю. Це особлива група солей, які називаються комплексними, з ними ви познайомитеся в подальшому. Поки ж потрібно засвоїти, як диссоциируют такі солі:
Реактивом на іони Fe 3+ є інше комплексне з'єднання - жовта кров'яна сіль - K 4, яка в розчині дисоціює аналогічно:
Якщо в розчини, що містять іони Fe 2+ і Fe 3+, додати, відповідно, розчини червоної кров'яної солі (реактив на Fe 2+) і жовтої кров'яної солі (реактив на Fe 3+), то в обох випадках випадає однаковий синій осад:
Для виявлення іонів Fe 3+ ще використовують взаємодію солей заліза (III) з роданідом калію KNCS або амонію NH 4 NCS. При цьому утворюється яскраво пофарбований іон FeNCNS 2+, в результаті чого весь розчин набуває інтенсивно червоний колір:
Таблиця розчинності