Metali se jako razlikuju po svojoj hemijskoj aktivnosti. Hemijska aktivnost metala može se grubo suditi po njegovom položaju u njemu.

Najaktivniji metali nalaze se na početku ovog reda (lijevo), najneaktivniji - na kraju (desno).
Reakcije sa jednostavne supstance. Metali reaguju sa nemetalima i formiraju binarna jedinjenja. Reakcioni uvjeti, a ponekad i njihovi proizvodi, uvelike se razlikuju za različite metale.
Tako, na primjer, alkalni metali aktivno reagiraju s kisikom (uključujući u sastavu zraka) na sobnoj temperaturi s stvaranjem oksida i peroksida.

4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Metali srednje aktivnosti reagiraju s kisikom kada se zagrijavaju. U tom slučaju nastaju oksidi:

2Mg + O 2 \u003d t 2MgO.

Neaktivni metali (na primjer, zlato, platina) ne reagiraju s kisikom i stoga praktički ne mijenjaju svoj sjaj u zraku.
Većina metala, kada se zagrije sa sumpornim prahom, formira odgovarajuće sulfide:

Reakcije sa složenim supstancama. Jedinjenja svih klasa reagiraju s metalima - oksidima (uključujući vodu), kiselinama, bazama i solima.
Aktivni metali burno reagiraju s vodom na sobnoj temperaturi:

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2;
Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2.

Površina metala kao što su magnezij i aluminij, na primjer, zaštićena je gustim filmom odgovarajućeg oksida. Ovo sprečava reakciju sa vodom. Međutim, ako se ovaj film ukloni ili se naruši njegov integritet, tada ovi metali također aktivno reagiraju. Na primjer, magnezijum u prahu reagira s vrućom vodom:

Mg + 2H 2 O \u003d 100 ° C Mg (OH) 2 + H 2.

At povišena temperatura sa vodom reaguju i manje aktivni metali: Zn, Fe, Mil itd. U tom slučaju nastaju odgovarajući oksidi. Na primjer, kada se vodena para prođe preko vrućih gvozdenih strugotina, javlja se sljedeća reakcija:

3Fe + 4H 2 O \u003d t Fe 3 O 4 + 4H 2.

Metali u nizu aktivnosti do vodonika reaguju sa kiselinama (osim HNO 3) da bi formirali soli i vodonik. Aktivni metali (K, Na, Ca, Mg) reagiraju s kiselim otopinama vrlo burno (velikom brzinom):

Ca + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2;
2Al + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Neaktivni metali su često praktično netopivi u kiselinama. To je zbog stvaranja nerastvornog solnog filma na njihovoj površini. Na primjer, olovo, koje je u nizu aktivnosti do vodonika, praktički se ne otapa u razrijeđenim sumpornim i hlorovodonične kiseline ah zbog stvaranja filma nerastvorljivih soli (PbSO 4 i PbCl 2) na njegovoj površini.

Morate omogućiti JavaScript da biste glasali

Temelji – složene tvari koje se sastoje od metalnog kationa Me + (ili katjona sličnog metalu, na primjer, amonijevog jona NH 4 +) i hidroksidnog aniona OH -.

Na osnovu njihove rastvorljivosti u vodi, baze se dele na rastvorljiv (alkalijski) i nerastvorljive baze . Takođe imaju nestabilni tereni koji se spontano raspadaju.

Dobivanje osnova

1. Interakcija bazičnih oksida s vodom. Istovremeno, oni reaguju sa vodom normalnim uslovima samo oni oksidi koji odgovaraju rastvorljivoj bazi (alkaliji). One. na ovaj način samo možete dobiti alkalije:

osnovni oksid + voda = baza

Na primjer , natrijum oksid formira u vodi natrijev hidroksid(natrijev hidroksid):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

U isto vrijeme oko bakar(II) oksid With vode ne reaguje:

CuO + H 2 O ≠

2. Interakcija metala sa vodom. Gde reaguju sa vodompod normalnim uslovimasamo alkalni metali(litijum, natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum), kalcijum, stroncij i barij.U tom slučaju dolazi do redoks reakcije, vodik djeluje kao oksidacijsko sredstvo, a metal djeluje kao redukcijsko sredstvo.

metal + voda = alkalija + vodonik

Na primjer, kalijum reaguje sa vode veoma nasilan:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektroliza rastvora nekih soli alkalnih metala. U pravilu, da bi se dobile alkalije, podvrgava se elektrolizi rastvori soli formiranih od alkalijskih ili zemnoalkalnih metala i anoksičnih kiselina (osim fluorovodonika) - hloridi, bromidi, sulfidi itd. O ovom pitanju detaljnije se govori u članku .

Na primjer , elektroliza natrijum hlorida:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Baze nastaju interakcijom drugih alkalija sa solima. U ovom slučaju, samo topljive tvari djeluju u interakciji, a u proizvodima bi se trebala formirati nerastvorljiva sol ili nerastvorljiva baza:

ili

lug + sol 1 = sol 2 ↓ + lug

Na primjer: kalijev karbonat reaguje u rastvoru sa kalcijum hidroksidom:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Na primjer: bakar (II) hlorid reaguje u rastvoru sa natrijum hidroksidom. Istovremeno, pada plavi precipitat bakar(II) hidroksida:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Hemijska svojstva nerastvorljivih baza

1. Nerastvorljive baze stupaju u interakciju s jakim kiselinama i njihovim oksidima (i neke srednje kiseline). Istovremeno se formiraju soli i vode.

nerastvorljiva baza + kiselina = so + voda

nerastvorljiva baza + kiseli oksid = so + voda

Na primjer ,bakar (II) hidroksid reaguje sa jakom hlorovodoničnom kiselinom:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

U ovom slučaju bakar (II) hidroksid ne stupa u interakciju sa kiselim oksidom slab ugljična kiselina - ugljični dioksid:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Nerastvorljive baze se razlažu kada se zagreju na oksid i vodu.

Na primjer, gvožđe (III) hidroksid se razlaže na gvožđe (III) oksid i vodu kada se kalciniše:

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

3. Nerastvorljive baze ne reagujusa amfoternim oksidima i hidroksidima.

nerastvorljiva baza + amfoterni oksid ≠

nerastvorljiva baza + amfoterni hidroksid ≠

4. Neke nerastvorljive baze mogu djelovati kaoredukcioni agensi. Redukcioni agensi su baze formirane od metala sa minimum ili srednje oksidaciono stanje, što može povećati njihovo oksidacijsko stanje (gvožđe (II) hidroksid, hrom (II) hidroksid, itd.).

Na primjer , gvožđe (II) hidroksid se može oksidirati atmosferskim kiseonikom u prisustvu vode u gvožđe (III) hidroksid:

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Hemijska svojstva alkalija

1. Alkalije stupaju u interakciju s bilo kojim kiseline - i jake i slabe . U tom slučaju nastaju sol i voda. Ove reakcije se nazivaju reakcije neutralizacije. Moguće obrazovanje kisela sol, ako je kiselina višebazna, u određenom omjeru reagensa, ili u višak kiseline. AT višak alkalija prosječna sol i voda nastaju:

lužina (višak) + kiselina \u003d srednja sol + voda

alkalija + višebazna kiselina (višak) = kisela so + voda

Na primjer , natrijum hidroksid, u interakciji sa trobazičnom fosfornom kiselinom, može formirati 3 vrste soli: dihidrofosfati, fosfati ili hidrofosfati.

U tom slučaju dihidrofosfati nastaju u višku kiseline, ili u molarnom odnosu (odnos količina supstanci) reagensa 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Sa molarnim omjerom količine lužine i kiseline od 2:1 nastaju hidrofosfati:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

U višku lužine, ili pri molarnom omjeru lužine i kiseline od 3:1, formira se fosfat alkalnog metala.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Alkalije stupaju u interakciju saamfoterni oksidi i hidroksidi. Gde u talini nastaju obične soli , a u rastvoru - kompleksne soli .

alkalija (rastop) + amfoterni oksid = srednja sol + voda

lužina (rastop) + amfoterni hidroksid = srednja so + voda

alkalija (rastvor) + amfoterni oksid = kompleksna so

alkalija (rastvor) + amfoterni hidroksid = kompleksna so

Na primjer , kada aluminijum hidroksid reaguje sa natrijum hidroksidom u topljenju nastaje natrijum aluminat. Kiseliji hidroksid stvara kiseli ostatak:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

ALI u rastvoru formira se kompleksna sol:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Obratite pažnju na to kako se sastavlja formula složene soli:prvo biramo centralni atom (dou pravilu je to metal iz amfoternog hidroksida).Zatim dodajte tome ligandi- u našem slučaju to su hidroksidni joni. Broj liganada je u pravilu 2 puta veći od oksidacijskog stanja centralnog atoma. Ali aluminijumski kompleks je izuzetak, njegov broj liganada je najčešće 4. Dobijeni fragment stavljamo u uglaste zagrade - ovo je kompleksni ion. Određujemo njegov naboj i dodajemo ga izvana pravi iznos katjona ili anjona.

3. Alkalije stupaju u interakciju sa kiselim oksidima. Moguće je formirati kiselo ili srednje soli, ovisno o molarnom omjeru alkalnog i kiselog oksida. U višku lužine nastaje prosječna sol, a u višku kiselog oksida nastaje kisela sol:

alkalija (višak) + kiseli oksid \u003d srednja sol + voda

ili:

alkalija + kiseli oksid (višak) = kisela so

Na primjer , prilikom interakcije višak natrijum hidroksida S ugljičnim dioksidom nastaju natrijev karbonat i voda:

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

I prilikom interakcije višak ugljičnog dioksida sa natrijum hidroksidom nastaje samo natrijum bikarbonat:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Alkalije stupaju u interakciju sa solima. alkalije reaguju samo sa rastvorljivim solima u rastvoru, pod uslovom da proizvodi formiraju gas ili talog . Ove reakcije se odvijaju prema mehanizmu jonska izmjena.

alkalija + rastvorljiva so = so + odgovarajući hidroksid

Alkalije stupaju u interakciju s otopinama soli metala, koje odgovaraju nerastvorljivim ili nestabilnim hidroksidima.

Na primjer, natrijum hidroksid reaguje sa bakrenim sulfatom u rastvoru:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Također alkalije stupaju u interakciju sa rastvorima amonijumovih soli.

Na primjer , kalijev hidroksid stupa u interakciju s otopinom amonijum nitrata:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - \u003d K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Kada soli amfoternih metala stupe u interakciju s viškom alkalija, nastaje kompleksna sol!

Pogledajmo ovo pitanje detaljnije. Ako je sol nastala metalom na koji amfoterni hidroksid , komunicira sa mala količina alkaliju, tada se odvija uobičajena reakcija izmjene i taložihidroksida ovog metala .

Na primjer , višak cink sulfata reaguje u rastvoru sa kalijum hidroksidom:

ZnSO 4 + 2KOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Međutim, u ovoj reakciji ne nastaje baza, već mphoterni hidroksid. I, kao što smo gore spomenuli, amfoterni hidroksidi se otapaju u višku alkalija i formiraju kompleksne soli . T Dakle, tokom interakcije cink sulfata sa višak alkalnog rastvora formira se kompleksna sol, ne stvara se talog:

ZnSO 4 + 4KOH \u003d K 2 + K 2 SO 4

Tako dobijamo 2 šeme za interakciju soli metala, koje odgovaraju amfoternim hidroksidima, sa alkalijama:

amfoterna metalna so (višak) + alkalija = amfoterni hidroksid↓ + so

amph.metalna so + alkalija (višak) = kompleksna so + so

5. Alkalije stupaju u interakciju sa kiselim solima.U tom slučaju nastaju srednje ili manje kisele soli.

kisela sol + alkalija \u003d srednja sol + voda

Na primjer , Kalijum hidrosulfit reaguje sa kalijum hidroksidom da nastane kalijum sulfit i voda:

KHSO 3 + KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O

Vrlo je zgodno odrediti svojstva kiselih soli mentalnim razbijanjem kisele soli na 2 supstance - kiselinu i so. Na primjer, razbijamo natrijum bikarbonat NaHCO 3 u mokraćnu kiselinu H 2 CO 3 i natrijum karbonat Na 2 CO 3 . Svojstva bikarbonata u velikoj mjeri su određena svojstvima ugljične kiseline i svojstvima natrijevog karbonata.

6. Alkalije stupaju u interakciju sa metalima u rastvoru i tope se. U tom slučaju dolazi do redoks reakcije u otopini kompleksne soli i vodonik, u topljenju - srednje soli i vodonik.

Bilješka! Sa alkalijama u rastvoru reaguju samo oni metali u kojima je oksid sa minimalnim pozitivnim oksidacionim stanjem metala amfoteričan!

Na primjer , gvožđe ne reaguje sa rastvorom alkalija, gvožđe (II) oksid je bazičan. ALI aluminijum rastvara se u vodeni rastvor alkalije, aluminijum oksid - amfoterni:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alkalije su u interakciji sa nemetalima. U ovom slučaju dolazi do redoks reakcija. obično, nemetali neproporcionalni u alkalijama. nemojte reagovati sa alkalijama kisik, vodik, dušik, ugljik i inertni plinovi (helij, neon, argon, itd.):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Sumpor, hlor, brom, jod, fosfor i drugih nemetala neproporcionalno u alkalijama (tj. samooksidiraju-samopopravljaju).

Na primjer, hlorprilikom interakcije sa hladne alkalije prelazi u oksidaciona stanja -1 i +1:

2NaOH + Cl 2 0 \u003d NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Hlor prilikom interakcije sa vruća lužina prelazi u oksidaciona stanja -1 i +5:

6NaOH + Cl 2 0 \u003d 5NaCl - + NaCl + 5 O 3 + 3H 2 O

Silicijum oksidira se alkalijama do oksidacijskog stanja od +4.

Na primjer, u rješenju:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O \u003d NaCl - + Na 2 Si + 4 O 3 + 2H 2 0

Fluor oksidira alkalije:

2F 2 0 + 4NaO -2 H \u003d O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Više o ovim reakcijama možete pročitati u članku.

8. Alkalije se ne raspadaju kada se zagreju.

Izuzetak je litijum hidroksid:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

Jednačine reakcije za omjer metala:

• a) na jednostavne supstance: kiseonik, vodonik, halogeni, sumpor, azot, ugljenik;
• b) na složene supstance: vodu, kiseline, baze, soli.

1. Metali uključuju s-elemente grupe I i II, sve s-elemente, p-elemente Grupa III(osim bora), kao i kalaj i olovo (grupa IV), bizmut (grupa V) i polonijum (grupa VI). Većina metala ima 1-3 elektrona na svom vanjskom energetskom nivou. Za atome d-elemenata unutar perioda, s lijeva na desno, popunjavaju se d-podnivoi predspoljnog sloja.
2. Hemijska svojstva metala su dužna karakteristična struktura njihove vanjske elektronske ljuske.

Unutar perioda, s povećanjem naboja jezgra, radijusi atoma s istim brojem elektronskih ljuski se smanjuju. Atomi alkalnih metala imaju najveće radijuse. Što je atomski radijus manji, to je energija ionizacije veća, a što je veći atomski radijus, to je niža energija ionizacije. Budući da atomi metala imaju najveće atomske radijuse, karakteriziraju ih uglavnom niske vrijednosti energije ionizacije i afiniteta prema elektronima. Slobodni metali ispoljavaju isključivo redukciona svojstva.

3) Metali formiraju okside, na primjer:

Samo alkalni i zemnoalkalni metali reaguju sa vodonikom, formirajući hidride:

Metali reaguju sa halogenima i formiraju halide, sa sumporom - sulfide, sa azotom - nitride, sa ugljenikom - karbide.

Sa povećanjem algebarske vrijednosti standardnog elektrodnog potencijala metala E 0 u nizu napona, sposobnost metala da reagira s vodom opada. Dakle, gvožđe reaguje sa vodom samo pri vrlo visoke temperature:

Metali sa pozitivnom vrijednošću standardnog potencijala elektrode, odnosno oni koji stoje iza vodonika u nizu napona, ne reagiraju s vodom.

Tipične reakcije metala sa kiselinama. Metali sa negativnu vrijednost E 0 istiskuje vodonik iz rastvora Hcl, H 2 S0 4, H 3 P0 4, itd.

Metal sa nižom vrednošću E 0 istiskuje metal sa velika vrijednost E 0 iz rastvora soli:

Najvažnija jedinjenja kalcijuma dobijena u industriji, njihova hemijska svojstva i načini dobijanja.

Kalcijum oksid CaO naziva se živo vapno. Dobija se pečenjem krečnjaka CaCO 3 --> CaO + CO, na temperaturi od 2000°C. Kalcijum oksid ima svojstva bazičnog oksida:

a) reaguje sa vodom i oslobađa se veliki broj toplina:

CaO + H 2 0 \u003d Ca (OH) 2 (gašeno vapno).

b) reaguje sa kiselinama i formira so i vodu:

CaO + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O

CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O

c) reaguje sa kiselim oksidima i formira so:

CaO + C0 2 \u003d CaC0 3

Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2 se koristi u obliku gašenog kreča, krečnog mleka i krečne vode.

Krečno mlijeko je suspenzija nastala miješanjem viška gašenog vapna s vodom.

Krečna voda je bistra otopina dobivena filtriranjem krečnog mlijeka. Koristi se u laboratoriji za detekciju ugljen monoksida (IV).

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O

Sa produženim prijenosom ugljičnog monoksida (IV), otopina postaje prozirna, jer se formira kisela sol koja je topiva u vodi:

CaC0 3 + C0 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

Ako se dobijena prozirna otopina kalcijum bikarbonata zagrije, tada se ponovo javlja zamućenje, jer se CaCO 3 taloži:

Metali zauzimaju donji lijevi ugao periodnog sistema. Metali pripadaju porodicama s-elemenata, d-elemenata, f-elemenata i, djelimično, p-elemenata.

Najtipičnije svojstvo metala je njihova sposobnost da doniraju elektrone i transformišu se u pozitivno nabijene ione. Štaviše, metali mogu pokazati samo pozitivno stanje oksidacije.

Ja - ne \u003d Me n +

1. Interakcija metala sa nemetalima.

a ) Interakcija metala sa vodonikom.

Alkalni i zemnoalkalni metali direktno reaguju sa vodonikom i formiraju hidride.

Na primjer:

Ca + H 2 \u003d CaH 2

Nastaju nestehiometrijska jedinjenja sa ionskom kristalnom strukturom.

b) Interakcija metala sa kiseonikom.

Svi metali osim Au, Ag, Pt oksidiraju se atmosferskim kisikom.

primjer:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroksid)

4K + O 2 \u003d 2K 2 O

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

2Cu + O 2 \u003d 2CuO

c) Interakcija metala sa halogenima.

Svi metali reaguju sa halogenima i nastaju halogenidi.

primjer:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

To su uglavnom jonska jedinjenja: MeHal n

d) Interakcija metala sa azotom.

Alkalni i zemnoalkalni metali stupaju u interakciju s dušikom.

Primjer:

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2

Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 - nitrid.

e) Interakcija metala sa ugljenikom.

Jedinjenja metala i ugljika su karbidi. Nastaju tokom interakcije taline sa ugljenikom. Aktivni metali formiraju stehiometrijska jedinjenja sa ugljikom:

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

Metali - d-elementi formiraju spojeve nestehiometrijskog sastava kao što su čvrsti rastvori: WC, ZnC, TiC - koriste se za dobijanje supertvrdih čelika.

2. Interakcija metala sa vodom.

Metali reaguju sa vodom, imajući negativniji potencijal od redoks potencijala vode.

Aktivni metali aktivnije reagiraju s vodom, razlažući vodu uz oslobađanje vodika.

Na + 2H 2 O \u003d H 2 + 2NaOH

Manje aktivni metali polako razgrađuju vodu i proces se inhibira zbog stvaranja nerastvorljivih supstanci.

3. Interakcija metala sa rastvorima soli.

Takva reakcija je moguća ako je metal koji reaguje aktivniji od onog u soli:

Zn + CuSO 4 \u003d Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 V., = + 0,34 V.

Metal koji ima negativniji ili manje pozitivan potencijal standardne elektrode istiskuje drugi metal iz otopine soli.

4. Interakcija metala sa alkalnim rastvorima.

Metali koji daju amfoterne hidrokside ili imaju visoka oksidaciona stanja u prisustvu jakih oksidacionih sredstava mogu stupiti u interakciju sa alkalijama. Kada metali stupaju u interakciju sa alkalijskim rastvorima, voda je oksidaciono sredstvo.

Primjer:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e \u003d 2- oksidacija

Zn 0 - redukciono sredstvo

1 2H 2 O + 2e \u003d H 2 + 2OH - oporavak

H 2 O - oksidant

Zn + 4OH - + 2H 2 O \u003d 2- + 2OH - + H 2

Metali sa visokim stepenom oksidacije mogu stupiti u interakciju sa alkalijama kada su topljeni:

4Nb + 5O 2 + 12KOH \u003d 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O

5. Interakcija metala sa kiselinama.

To su složene reakcije, produkti interakcije ovise o aktivnosti metala, o vrsti i koncentraciji kiseline, te o temperaturi.

Prema aktivnosti, metali se uslovno dijele na aktivne, srednje aktivnosti i niske aktivnosti.

Kiseline se konvencionalno dijele u 2 grupe:

Grupa I - kiseline sa niskom oksidacionom sposobnošću: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (dif.), H 3 PO 4, H 2 S, oksidaciono sredstvo ovde je H +. Pri interakciji s metalima oslobađa se kisik (H 2 ). Metali s negativnim potencijalom elektrode reagiraju sa kiselinama prve grupe.

Grupa II - kiseline sa visokom oksidacionom sposobnošću: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (razb.), HNO 3 (konc.). U ovim kiselinama anjoni kiseline su oksidanti: Proizvodi za redukciju aniona mogu biti vrlo raznoliki i zavise od aktivnosti metala.

H 2 S - sa aktivnim metalima

H 2 SO 4 + 6e S 0 ↓ - sa metalima srednje aktivnosti

SO 2 - sa niskoaktivnim metalima

NH 3 (NH 4 NO 3) - sa aktivnim metalima

HNO 3 + 4,5e N 2 O, N 2 - sa metalima srednje aktivnosti

NE - sa niskoaktivnim metalima

HNO 3 (konc.) - NO 2 - sa metalima bilo koje aktivnosti.

Ako metali imaju promjenjivu valenciju, onda s kiselinama grupe I, metali poprimaju najniže pozitivno oksidacijsko stanje: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. U interakciji sa kiselinama II grupe, oksidaciono stanje je +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, dok se vodonik nikada ne oslobađa.

Neki metali (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, itd.) u rastvorima jakih kiselina, kada su oksidovani, prekriveni su gustim oksidnim filmom koji štiti metal od daljeg rastvaranja (pasivacije), ali kada se zagreju, oksidni film rastvara se i reakcija se nastavlja.

Slabo rastvorljivi metali sa pozitivnim elektrodnim potencijalom mogu se rastvoriti u kiselinama grupe I u prisustvu jakih oksidacionih sredstava.

Moskovski državni industrijski univerzitet

Fakultet primijenjene matematike i tehničke fizike

Katedra za hemiju

Laboratorijski rad

Hemijska svojstva metala

Moskva 2012

Cilj. Istraživanje nekretnina s-, str-, d- metalni elementi (Mg, Al, Fe, Zn) i njihovi spojevi.

1. Teorijski dio

Svi metali na svoj način hemijska svojstva su redukcioni agensi, tj. doniraju elektrone tokom hemijske reakcije. Atomi metala relativno lako doniraju valentne elektrone i postaju pozitivno nabijeni joni.

1.1. Interakcija metala sa jednostavnim supstancama

Kada metali stupaju u interakciju s jednostavnim supstancama, nemetali obično djeluju kao oksidanti. Metali reaguju sa nemetalima i formiraju binarna jedinjenja.

1. Prilikom interakcije sa kiseonik metali formiraju okside:

2Mg + O 2 2MgO,

2Cu + O2 2CuO.

2. Metali reaguju sa halogeni(F 2, Cl 2, Br 2, I 2) sa stvaranjem soli halogenovodoničnih kiselina:

2Na + Br 2 \u003d 2NaBr,

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2,

2Fe + 3Cl 2 2FeCl3.

3. Kada su metali u interakciji sa siva nastaju sulfidi (soli hidrosulfidne kiseline H 2 S):

4. C vodonik aktivni metali stupaju u interakciju s stvaranjem metalnih hidrida, koji su tvari slične soli:

2Na + H2 2NaH,

Ca+H2 CaH2.

U metalnim hidridima, vodonik ima oksidaciono stanje (-1).

Metali takođe mogu da stupaju u interakciju sa drugim nemetalima: azotom, fosforom, silicijumom, ugljenikom i formiraju nitride, fosfide, silicide i karbide. Na primjer:

3Mg + N2 Mg3N2,

3Ca + 2P Ca 3 P 2 ,

2Mg + Si Mg 2 Si,

4Al + 3C Al 4 C 3 .

5. Metali također mogu međusobno komunicirati da bi se formirali intermetalnih jedinjenja:

2Mg + Cu \u003d Mg 2 Cu,

2Na + Sb = Na 2 Sb.

Intermetalna jedinjenja(ili intermetali) su spojevi formirani između elemenata, koji obično pripadaju metalima.

1.2. Interakcija metala sa vodom

Interakcija metala s vodom je redoks proces u kojem je metal redukcijski agens, a voda djeluje kao oksidant. Reakcija se odvija prema shemi:

Me + n H 2 O \u003d Me (OH) n + n/2H2.

U normalnim uslovima, alkalni i zemnoalkalni metali stupaju u interakciju sa vodom da bi formirali rastvorljive baze i vodonik:

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2,

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2.

Magnezijum reaguje sa vodom kada se zagreje:

Mg + 2H 2 O Mg (OH) 2 + H 2.

Gvožđe i neki drugi aktivni metali stupaju u interakciju sa toplom vodenom parom:

3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2.

Metali s pozitivnim potencijalom elektrode ne stupaju u interakciju s vodom.

Ne dolazi u interakciju sa vodom 4 d-elementi (osim Cd), 5 d-elementi i Cu (3 d-element).

1.3. Interakcija metala sa kiselinama

Prema prirodi djelovanja na metale, najčešće kiseline se mogu podijeliti u dvije grupe.

1. Neoksidirajuće kiseline: hlorovodonična (hlorovodonična, HCl), bromovodonična (HBr), jodovodična (HI), fluorovodonična (HF), octena (CH 3 COOH), razrijeđena sumporna (H 2 SO 4 (razrijeđen)), razrijeđena ortofosforni (H 3 PO 4 (dif.)).

2. Oksidirajuće kiseline: azotna (HNO 3) u bilo kojoj koncentraciji, koncentrovana sumporna (H 2 SO 4 (konc.)), koncentrovana selenska (H 2 SeO 4 (konc.)).

Interakcija metala sa neoksidirajućim kiselinama. Oksidacija metala vodikovim ionima H+ u otopinama neoksidirajućih kiselina odvija se snažnije nego u vodi.

Svi metali koji imaju negativnu vrijednost standardnog elektrodnog potencijala, tj. koji su u elektrohemijskom nizu napona do vodonika, istiskuju vodonik iz neoksidirajućih kiselina. Reakcija se odvija prema shemi:

Me+ n H+=Ja n + + n/2H2.

Na primjer:

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2,

Mg + 2CH 3 COOH \u003d Mg (CH 3 COO) 2 + H 2,

2Ti + 6HCl \u003d 2TiCl 3 + 3H 2.

Metali s promjenjivim oksidacijskim stanjem (Fe, Co, Ni, itd.) formiraju ione u svom najnižem oksidacijskom stanju (Fe 2+, Co 2+, Ni 2+ i drugi):

Fe + H 2 SO 4 (razb) \u003d FeSO 4 + H 2.

Kada neki metali stupe u interakciju sa neoksidirajućim kiselinama: HCl, HF, H 2 SO 4 (dif.), HCN, nastaju nerastvorljivi proizvodi koji štite metal od dalje oksidacije. Tako je površina olova u HCl (diff) i H 2 SO 4 (diff) pasivizirana slabo rastvorljivim solima PbCl 2 i PbSO 4, respektivno.

Interakcija metala sa oksidirajućim kiselinama. Sumporna kiselina u razrijeđenoj otopini je slab oksidant, ali u koncentriranoj otopini vrlo je jak. Oksidirajuća sposobnost koncentrirane sumporne kiseline H 2 SO 4 (konc.) određena je anjonom SO 4 2  čiji je oksidacijski potencijal mnogo veći od potencijala H + jona. Koncentrovana sumporna kiselina je jako oksidaciono sredstvo zbog atoma sumpora u oksidacionom stanju (+6). Osim toga, koncentrirani rastvor H 2 SO 4 sadrži malo H + jona, jer je u koncentrovanom rastvoru slabo jonizovan. Stoga, kada metali stupe u interakciju sa H 2 SO 4 (konc.), vodonik se ne oslobađa.

Reagujući sa metalima kao oksidantom, H 2 SO 4 (konc.) najčešće prelazi u sumporov oksid (IV) (SO 2), a pri interakciji sa jakim redukcionim agensima - u S ili H 2 S:

Me + H 2 SO 4 (konc)  Me 2 (SO 4) n + H 2 O + SO 2 (S, H 2 S).

Radi lakšeg pamćenja, razmotrite elektrohemijski niz napona, koji izgleda ovako:

Li, Rb, K, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

U tabeli. 1. prikazuje produkte redukcije koncentrirane sumporne kiseline pri interakciji s metalima različite aktivnosti.

Tabela 1.

Proizvodi interakcije metala sa koncentrovanim

sumporna kiselina

Cu + 2H 2 SO 4 (konc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

4Mg + 5H 2 SO 4 (konc) = 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Za metale srednje aktivnosti (Mn, Cr, Zn, Fe) odnos redukcionih produkata zavisi od koncentracije kiseline.

Opšti trend je: što je veća koncentracija H2SO4, što je oporavak dublji.

To znači da formalno svaki atom sumpora iz H 2 SO 4 molekule mogu uzeti ne samo dva elektrona iz metala (i otići u ), ali i šest elektrona (i idu na) i čak osam (i idu na ):

Zn + 2H 2 SO 4 (konc) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

3Zn + 4H 2 SO 4 (konc) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,

4Zn + 5H 2 SO 4 (konc) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Olovo s koncentriranom sumpornom kiselinom stupa u interakciju sa stvaranjem rastvorljivog olovo (II) hidrosulfata, sumpor oksida (IV) i vode:

Pb + 3H 2 SO 4 \u003d Pb (HSO 4) 2 + SO 2 + 2H 2 O.

Hladan H 2 SO 4 (konc) pasivira neke metale (na primjer, željezo, krom, aluminij), što omogućava transport kiseline u čeličnim posudama. S jakim zagrijavanjem, koncentrirana sumporna kiselina stupa u interakciju s ovim metalima:

2Fe + 6H 2 SO 4 (konc) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Interakcija metala sa dušičnom kiselinom. Oksidirajuća sposobnost dušične kiseline određena je anjonom NO 3 - čiji je oksidacijski potencijal mnogo veći od H+ jona. Stoga, kada metali stupe u interakciju sa HNO 3, vodonik se ne oslobađa. Nitratni jon NO 3 , koji u svom sastavu ima azot u oksidacionom stanju (+ 5), u zavisnosti od uslova (koncentracija kiseline, priroda redukcionog sredstva, temperatura), može da prihvati od jednog do osam elektrona. Redukcija anjona NO 3  može se odvijati stvaranjem različitih supstanci prema sljedećim shemama:

NO 3  + 2H + + e \u003d NO 2 + H 2 O,

NO 3  + 4H + + 3e \u003d NO + 2H 2 O,

2NO 3  + 10H + + 8e = N 2 O + 5H 2 O,

2NO 3  + 12H + + 10e = N 2 + 6H 2 O,

NO 3  + 10H + + 8e = NH 4 + + 3H 2 O.

Dušična kiselina ima oksidacionu moć u bilo kojoj koncentraciji. Uz ostale jednake stvari, javljaju se sljedeće tendencije: što je aktivniji metal koji reaguje sa kiselinom, a niža je koncentracija rastvora azotne kiseline,što se dublje oporavlja.

Ovo se može objasniti sljedećim dijagramom:

, ,
,
,

Koncentracija kiseline

metalna aktivnost

Oksidacija tvari dušičnom kiselinom praćena je stvaranjem mješavine njenih redukcijskih produkata (NO 2, NO, N 2 O, N 2, NH 4 +), čiji je sastav određen prirodom redukcijskog agensa. , temperaturu i koncentraciju kiseline. Među proizvodima prevladavaju oksidi NO 2 i NO. Štoviše, pri interakciji s koncentriranom otopinom HNO 3 češće se oslobađa NO 2, a s razrijeđenom otopinom - NO.

Jednačine redoks reakcija koje uključuju HNO 3 sastavljene su uslovno, uz uključivanje samo jednog redukcionog produkta koji nastaje u većoj količini:

Me + HNO 3  Me (NO 3) n + H 2 O + NO 2 (NO, N 2 O, N 2, NH 4 +).

Na primjer, u mješavini plinova koja se formira pod djelovanjem dovoljno aktivni metal cink (
= - 0,76 B) koncentrovana (68%) azotna kiselina, preovlađuje NO 2, 40% - NO; 20% - N 2 O; 6% - N 2. Veoma razrijeđena (0,5%) dušična kiselina reducira se u amonijum ione:

Zn + 4HNO 3 (konc.) \u003d 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.

Sa neaktivnim metalnim bakrom (
= + 0,34B) reakcije se odvijaju prema sljedećim šemama:

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

3Cu + 8HNO 3 (razb) \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Gotovo svi metali su otopljeni u koncentrovanom HNO 3, osim Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. I metali kao što su Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, kao i nehrđajući čelici, pasiviziraju se kiselinom kako bi formirali stabilne oksidne filmove koji čvrsto prianjaju na površinu metala i štite od dalje oksidacije. Međutim, Al i Fe počinju da se otapaju kada se zagreju, a Cr je otporan čak i na vrući HNO 3:

Fe + 6HNO 3 Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Metali koji su okarakterisani visoki stepeni oksidacijom (+6, +7, +8), koncentriranom dušičnom kiselinom nastaju kiseline koje sadrže kisik. U ovom slučaju, HNO 3 se reducira u NO, na primjer:

3Re + 7HNO 3 (konc) = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O.

Veoma razređenom HNO 3 već nedostaju molekuli HNO 3, postoje samo joni H + i NO 3 -. Stoga, vrlo razrijeđena kiselina (~ 3-5%) stupa u interakciju s Al i ne prenosi Cu i druge niskoaktivne metale u otopinu:

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

Mješavina koncentrisane dušične i hlorovodonične kiseline (1:3) naziva se carska voda. Rastvara Au i metale platine (Pd, Pt, Os, Ru). Na primjer:

Au + HNO 3 (konc.) + 4HCl = H + NO + 2H 2 O.

Ovi metali se rastvaraju u HNO 3 iu prisustvu drugih agenasa za stvaranje kompleksa, ali je proces veoma spor.