Какие общие химические свойства характерны для металлов

Среди металлов традиционно выделяют несколько групп. Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:

благородные металлы (серебро, золото, платина);
щелочные металлы (металлы, образованные элементами (I)А группы периодической системы);
щелочноземельные металлы (кальций, стронций, барий, радий).

Простые вещества, обладающие металлическими свойствами, в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются свойства восстановителя).

Ряд активности металлов

(Li, K, Ba, Ca, Na, )

(Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb)

(Cu, Hg, Ag, Pt, Au)

активные

металлы

металлы средней

активности

неактивные

металлы

1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.

2. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые в ряду активности стоят после него (правее).

3. Металлы, находящиеся в ряду активности левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

4. Щелочные и щелочноземельные металлы в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами

1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды.

Металл + кислород → оксид.

Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется оксид магния:

2Mg0+O02→2Mg+2O−2.

Видеофрагмент:

Обрати внимание!

Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют.

2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и иодом), образуя галогениды.

Металл + галоген → галогенид металла.

Например, при взаимодействии натрия с хлором образуется хлорид натрия:

2Na0+Cl02→2Na+1Cl−1.

3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.

Металл + сера → сульфид металла.

Например, при взаимодействии цинка с серой образуется сульфид цинка:

Zn0+S0→Zn+2S−2.

Видеофрагмент:

Взаимодействие цинка с серой

4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.

Например, при взаимодействии лития с азотом образуется нитрид лития:

6Li0+N02→2Li+13N−3.

При взаимодействии кальция с фосфором образуется фосфид кальция:

3Ca0+2P0→Ca+23P−32.

Взаимодействие со сложными веществами

1. Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой при обычных условиях, образуя растворимое в воде основание (щёлочь) и водород.

Активный металл + вода → щёлочь + водород.

Например, при взаимодействии натрия с водой образуются гидроксид натрия и водород:

2Na0+2H+12O−2→2Na+1O−2H+1+H02.

Видеофрагмент:

Взаимодействие натрия с водой

Обрати внимание!

Некоторые металлы средней активности реагируют с водой при повышенной температуре, образуя оксид металла и водород.

Например, раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe_3O_4 и водород:

3Fe0+4H+12O−2→Fe+2O−2⋅Fe+32O−23+4H02.

2. Mеталлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот, образуя соль и водород.

Металл + кислота → соль + водород.

Например, при взаимодействии алюминия с серной кислотой образуются сульфат алюминия и водород:

2Al0+3H+12S+6O−24→Al+32(S+6O−24)3+3H02.

Видеофрагмент:

Реакция алюминия с серной кислотой

3. Металлы реагируют с солями менее активных металлов в растворе, образуя соль более активного металла и менее активный металл в свободном виде.

Более активный металл + соль → соль более активного металла + менее активный металл.

Например, при взаимодействии железа с сульфатом меди((II)) образуются сульфат железа((II)) и медь:

Fe0+Cu+2S+6O−24→Fe+2S+6O−24+Cu0.

Видеофрагмент:

Взаимодействие железа с сульфатом меди

Источник

Общие физические свойства металлов

Благодаря наличию свободных электронов (“электронного газа”) в кристаллической решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:

1) Пластичность – способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы.

2) Металлический блеск и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл светом.

3) Электропроводность. Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение “электронного газа”.

4) Теплопроводность. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность – у висмута и ртути.

5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус атома. Самый легкий – литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие плотность менее 5 г/см3 считаются “легкими металлами”.

7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

fizicheskie-svojstva-metallov

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me0 – nē → Men+

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

1. Реакции металлов с неметаллами

1) С кислородом:
2Mg + O2 → 2MgO

2) С серой:
Hg + S → HgS

3) С галогенами:
Ni + Cl2 –t°→ NiCl2

4) С азотом:
3Ca + N2 –t°→ Ca3N2

5) С фосфором:
3Ca + 2P –t°→ Ca3P2

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H2 → CaH2

2. Реакции металлов с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2

2) С кислотами-окислителями:

При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами водород никогда не выделяется!

vzaimodejstvie-metallov-s-kislotami-okislitelyami1

Zn + 2H2SO4(К) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O

4Zn + 5H2SO4(К) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(К) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

2H2SO4(к) + Сu → Сu SO4 + SO2 + 2H2O

10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4HNO3(к) + Сu → Сu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3. Взаимодействие металлов с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание (щелочь) и водород:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+ 2H2O → Ca(OH)2 + H2

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn + H2O –t°→ ZnO + H2

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) – не реагируют.

4. Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu + HgCl2 → Hg+ CuCl2

Fe+ CuSO4 → Cu+ FeSO4

obshhie-svojstva-metallov

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси — сплавы, в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком (латунь) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем – дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) – это широко известные чугун и сталь.

Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой, в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.

Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание. Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается. Рыхлая оксидная пленка (ржавчина), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.

Под действием концентрированных кислот на металлах образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Мg и Nb, а в концентрированной азотной кислоте – металлы А1, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ, Тh и U.

При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (Nа+, Са2+,А13+,Fе2+ и Fе3+)

Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Сu, Аg и Нg – только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи – «царской водкой».

Коррозия металлов

Нежелательным химическим свойством металлов является их коррозия, т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.

Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО2 и SО2; создается кислотная среда, и катионы Н+ вытесняются активными металлами в виде водорода Н2 (водородная коррозия).

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (контактная коррозия). Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Сu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к менее активному металлу (Sn, Сu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении; так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь), имеют высокую коррозионную стойкость.

Источник

1. Щелочные (Li-Fr), щелочно-земельные (Ca-Ra) металлы, Mg

1) Реагируют с кислородом (подробнее)

Все Щ металлы, кроме Li, образуют не оксиды, а пероксиды:

2Li + O2 → 2Li2O

2Na + O2 → Na2O2

Оксиды получают взаимодействием пероксидов с металлом:

Na2O2 + 2Na → 2Na2O

2) Реагируют с водородом (подробнее)

3) Реагируют с водой (подробнее)

4) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

3Mg + 2P → Mg3P2 (t)

2Na + Cl2 → 2NaCl

Ca + 2C → CaC2 (t)

5) Реагируют с некоторыми кислотными оксидами:

CO2 + 2Mg → 2MgO + C

SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si

6) Магний как восстановитель используется в производстве кремния и некоторых металлов:

2Mg + TiCl4 → 2MgCl2 + Ti (t)

7) Реакции Щ и ЩЗ металлов с растворами солей или кислот не рассматриваются, так как эти металлы очень бурно взаимодействуют с водой, и суммарная реакция изменится.

2. Алюминий

1) Реагирует с кислородом: 4Al + 3O2 → 2Al2O3

2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

3) Реагирует с водой, если удалить оксидную пленку:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2

4) Реагирует с щелочами с выделением водорода (также Be и Zn):

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

5) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

4Al + 3C → Al4C3

2Al + N2 → 2AlN (t)

6) Используется для восстановления менее активных металлов (алюмотермия):

3FeO + 2Al → 3Fe + Al2O3
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3

7) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Al + H2SO4 (р) → Al2(SO4)3 + H2

8) Вытесняет менее активные металлы из их солей:

2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu

9) На холоде пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот. При нагревании реагирует без выделения водорода.

3. Железо

1) Реагирует с кислородом:

3Fe + 2O2 → Fe3O4 (железная окалина)

В присутствии воды образуется ржавчина:
4Fe + 3O2 + 6H2O&nbsp → 4Fe(OH)3

2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Fe + H2 → реакция не идет

3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (t)

4) Не реагирует с щелочами

Fe + NaOH → реакция не идет

5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

2Fe + 3F2 → 2FeF3 (образуется соль Fe+3)

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (образуется соль Fe+3)

2Fe + 3Br2 → 2FeBr3 (образуется соль Fe+3)

Fe + I2 → FeI2 (образуется соль Fe+2)

Fe + S → FeS

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Fe + H2SO4 (р) → FeSO4 + H2 (образуется соль Fe+2)

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

7) Вытесняет менее активные металлы из их солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (образуется соль Fe+2)

8) На холодe пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (т.е. реакция не протекает). При нагревании реагирует без выделения водорода:

Fe + 6HNO3(к) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (образуется соль Fe+3)

2Fe + 6H2SO4(к) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (образуется соль Fe+3)

9) Соединения Fe+3 реагируют с железом, медью, восстанавливаясь до Fe+2:

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

Fe3O4 + Fe → 4FeO

Fe2O3 + Fe&nbsp → 3FeO

4. Хром

1) Реагирует с кислородом:

4Cr + 3O2 → 2Cr2O3

2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Cr + H2 → реакция не идет

3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2 (t)

4) Не реагирует с щелочами

Cr + NaOH → реакция не идет

5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3 (образуется соль Fe+3)

2Cr + 3Br2 → 2CrBr3 (образуется соль Fe+3)

Cr + S → Cr2S3 (образуется соль Fe+3)

Cr + H2SO4 (р) → CrSO4 + H2 (образуется соль Cr+2)

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 (образуется соль Cr+2)

7) Пассивируется концентрированным и разбавленным растворами азотной кислоты (т.е. реакция не протекает).

5. Медь

1) Реагирует с кислородом:

2Cu + O2 → 2CuO

2) Реагирует с соединениями Cu+2 с образованием промежуточной степени окисления +1:

CuO + Cu → Cu2O

CuCl2 + Cu → 2CuCl

3) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Cu + H2 → реакция не идет

4) Не реагирует с парами воды (так как находится в ряду напряжений после водорода):

Cu + H2O → реакция не идет

5) Не реагирует с щелочами

Cu + NaOH → реакция не идет

6) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

Cu + Cl2 → CuCl2 (образуется соль Cu+2)

Cu + Br2 → CuBr2 (образуется соль Cu+2)

2Cu + I2 → 2CuI (образуется соль Cu+1)

Cu + S → CuS (образуется соль Cu+2)

7) Не реагирует с N2, C, Si.

8) Не реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится правее водорода в ряду напряжений:

Cu + H2SO4(р) → реакция не идет.

9) Реагирует с кислотами-окислителями как слабый восстановитель:

Cu + 4HNO3(к) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3(р) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O

7. Цинк

1) Реагирует с кислородом: 2Zn + O2 → 2ZnO

2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

3) Реагирует с парами воды, т.е. при сильном нагревании, с образованием оксида:

Zn + H2O → ZnO + H2

4) Реагирует с твердыми щелочами и растворами щелочей с выделением водорода (также Be и Al):

Zn + 2NaOH(тв.) → Na2ZnO2 + H2 (t)

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

5) Реагируют с галогенами, серой при нагревании:

Zn + Cl2 → ZnCl2

Zn + S → ZnS

Zn + H2SO4 (р) → ZnSO4 + H2

8) Реагирует с кислотами-окислителями:

4Zn + 5H2SO4(к) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Так как Zn находится примерно в центре ряда напряжений, то в реакциях с азотной кислотой могут образовываться разные продукты:

Zn+4HNO3(к) → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Источник

Металлы – активные восстановители с положительной степенью окисления. Благодаря химическим свойствам металлы широко используются в промышленности, металлургии, медицине, строительстве.

Какие общие химические свойства характерны для металлов

Активность металлов

В реакциях атомы металлов отдают валентные электроны и окисляются. Чем больше энергетических уровней и меньше электронов имеет атом металла, тем легче ему отдавать электроны и вступать в реакции. Поэтому металлические свойства увеличиваются сверху вниз и справа налево в таблице Менделеева.

Изменение металлических свойств в таблице Менделеева

Рис. 1. Изменение металлических свойств в таблице Менделеева.

Активность простых веществ показана в электрохимическом ряду напряжений металлов. Слева от водорода находятся активные металлы (активность увеличивается к левому краю), справа – неактивные.

Наибольшую активность проявляют щелочные металлы, находящиеся в I группе периодической таблицы и стоящие левее водорода в электрохимическом ряду напряжений. Они вступают в реакцию со многими веществами уже при комнатной температуре. За ними идут щелочноземельные металлы, входящие во II группу. Они реагируют с большинством веществ при нагревании. Металлы, находящиеся в электрохимическом ряду от алюминия до водорода (средней активности) требуют дополнительных условий для вступления в реакции.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

Некоторые металлы проявляют амфотерные свойства или двойственность. Металлы, их оксиды и гидроксиды реагируют с кислотами и основаниями. Большинство металлов реагирует только с некоторыми кислотами, замещая водород и образуя соль. Наиболее ярко выраженные двойственные свойства проявляют:

алюминий;
свинец;
цинк;
железо;
медь;
бериллий;
хром.

Каждый металл способен вытеснять стоящий правее него в электрохимическом ряду другой металл из солей. Металлы, находящиеся слева от водорода, вытесняют его из разбавленных кислот.

Свойства

Особенности взаимодействия металлов с разными веществами представлены в таблице химических свойств металлов.

Реакция	Особенности	Уравнение
С кислородом	Большинство металлов образует оксидные плёнки. Щелочные металлы самовоспламеняются в присутствии кислорода. При этом натрий образует пероксид (Na2O2), остальные металлы I группы – надпероксиды (RO2). При нагревании щелочноземельные металлы самовоспламеняются, металлы средней активности – окисляются. Во взаимодействие с кислородом не вступают золото и платина	– 4Li + O2 → 2Li2O; – 2Na + O2 → Na2O2; – K + O2 → KO2; – 4Al + 3O2 → 2Al2O3; – 2Cu + O2 → 2CuO
С водородом	При комнатной температуре реагируют щелочные, при нагревании – щелочноземельные. Бериллий не вступает в реакцию. Магнию дополнительно необходимо высокое давление	– Sr + H2 → SrH2; – 2Na + H2 → 2NaH; – Mg + H2 → MgH2
С азотом	Только активные металлы. Литий вступает в реакцию при комнатной температуре. Остальные металлы – при нагревании	– 6Li + N2 → 2Li3N; – 3Ca + N2 → Ca3N2
С углеродом	Литий и натрий, остальные – при нагревании	– 4Al + 3C → Al3C4; – 2Li+2C → Li2C2
С серой	Не взаимодействуют золото и платина	– 2K + S → K2S; – Fe + S → FeS; – Zn + S → ZnS
С фосфором	При нагревании	3Ca + 2P → Ca3P2
С галогенами	Не реагируют только малоактивные металлы, медь – при нагревании	Cu + Cl2 → CuCl2
С водой	Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы. При нагревании, в условиях кислой или щелочной среды реагируют металлы средней активности	– 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑; – Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2; – Pb + H2O → PbO + H2↑
С кислотами	Металлы слева от водорода. Медь растворяется в концентрированных кислотах	– Zn + 2HCl → ZnCl2 + 2H2↑; – Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑; – Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2↑ +2H2O
Со щелочами	Только амфотерные металлы	2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] + 3H2↑
С солями	Активные замещают менее активные металлы	3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al

Металлы взаимодействуют между собой и образуют интерметаллические соединения – 3Cu + Au → Cu3Au, 2Na + Sb → Na2Sb.

Применение

Общие химические свойства металлов используются для создания сплавов, моющих средств, применяются в каталитических реакциях. Металлы присутствуют в аккумуляторах, электронике, в несущих конструкциях.

Основные отрасли применения указаны в таблице.

Отрасль	Производство	Металлы
Химическая промышленность	Катализаторы, соли, щёлочи	Pt, Fe, Ni, K
Пищевая промышленность	Поваренная соль (NaCl), сода (Na2CO3, NaHCO3)	Na, Ca, Ag
Металлургия	Сплавы, покрытия, детали разной формы, проволока, облицовка, строительные материалы и инструменты	Fe, Cr, Ni, W, Mo
Приборостроение	Микросхемы, фотоэлементы, датчики	Cs, Co, Ni, Cu
Ювелирная промышленность	Украшения	Au, Pt, Ag
Медицина	Протезы	Ti, Ni, Au

Висмут

Рис. 3. Висмут.

Что мы узнали?

Из урока 9 класса химии узнали об основных химических свойствах металлов. Возможность взаимодействовать с простыми и сложными веществами определяет активность металлов. Чем активнее металл, тем легче он вступает в реакцию при обычных условиях. Активные металлы реагируют с галогенами, неметаллами, водой, кислотами, солями. Амфотерные металлы взаимодействуют со щелочами. Малоактивные металлы не реагируют с водой, галогенами, большинством неметаллов. Кратко рассмотрели отрасли применения. Металлы используются в медицине, промышленности, металлургии, электронике.

Тест по теме

Доска почёта

Чтобы попасть сюда – пройдите тест.

Александр Котков
10/10
Лидия Маслова
10/10
Анна Богданова
10/10
Сергей Ефремов
7/10

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4. Всего получено оценок: 478.

Источник