Какими общими химическими свойствами обладают металлы главных подгрупп
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) | H2 | (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
7.4.
Металлы главных подгрупп I и II групп. Жесткость воды
В периодической системе элементов
металлы в основном располагаются в главных подгруппах I—Ill групп, а также в
побочных подгруппах.
В IA группе
у атомов элементов на внешнем энергетическом уровне находится 1 электрон в
состоянии s1, во IIA группе у атомов на внешнем ЭУ 2 электрона в
состоянии s2. Эти элементы относятся к s-элементам. В IIIA группе у
всех элементов на внешнем ЭУ 3 электрона в состоянии s2p1.
Они относятся к p-элементам.
В IA группу входят щелочные металлы
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активность которых при движении сверху вниз
увеличивается вследствие увеличения радиуса атомов, металлические свойства
возрастают также, как и у щелочеземельных металлов IIA группы Be, Mg, Ca, Sr,
Ba, Ra и металлов IIIA группы Al, Ga, In, Tl.
Оксиды типа
R2O характерны только для Li, для всех остальных щелочных металлов
характерны пероксиды R2O2, которые являются сильными
окислителями.
Все металлы этих групп образуют
основные оксиды и гидроксиды, кроме Be и Al, которые проявляют амфотерные
свойства.
Физические свойства
В свободном состоянии все металлы –
серебристо-белые вещества. Магний и щелочноземельные металлы – ковкие и
пластичные, довольно мягкие, хотя тверже щелочных. Бериллий отличается значительной
твердостью и хрупкостью, барий при резком ударе раскалывается.
В кристаллическом состоянии при обычных
условиях бериллий и магний имеют гексагональную кристаллическую решетку,
кальций, стронций – кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку,
барий – кубическую объемоцентрированную кристаллическую решетку с металлическим
типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и
электропроводность.
Металлы имеют температуры плавления и
кипения выше, чем у щелочных металлов, причем с увеличением порядкового номера
элемента температура плавления металла изменяется немонотонно, что связано с
изменением типа кристаллической решетки.
Бериллий и магний покрыты прочной оксидной
пленкой и не изменяются на воздухе. Щелочноземельные металлы очень активны, их
хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.
Некоторые физические свойства бериллия,
магния и щелочно-земельных металлов приведены в таблице.
Свойство | Be | Mg | Ca | Sr | Ba |
Плотность, | 1850 | 1740 | 1540 | 2630 | 3760 |
Температура | 1287 | 650 | 842 | 768 | 727 |
Температура | 2507 | 1095 | 1495 | 1390 | 1640 |
Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным
металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления.
Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко
режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5
г/см3.
Химические свойства щелочных металлов
1. Взаимодействие с неметаллами
Из-за высоких восстановительных свойств щелочные
металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего
галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом
с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.
2Na + Cl2→ 2NaCl
2Na + S → Na2S
2Na + H2→ 2NaH
3Na + P → Na3P
Литий – это единственный металл, который реагирует
с азотом уже при комнатной температуре.
6Li + N2 =
2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому
гидролизу.
Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑
2. Взаимодействие
с кислородом
Только с литием сразу образуется оксид лития.
4Li + О2 =
2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется
пероксид натрия.
2Na + О2 =
Na2О2. При горении всех остальных металлов образуются
надпероксиды.
К + О2 =
КО2
3. Взаимодействие
с водой
По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется
активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно
взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑
4. Взаимодействие
с кислотами – сильными окислителями
8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O
8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Получение щелочных металлов
Из-за высокой активности металлов, получать
их можно при помощи электролиза солей, чаще всего хлоридов.
Соединения щелочных металлов находят большое
применение в разных отраслях промышленности.
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ | |
NaOH | Едкий натр (каустическая сода) |
NaCl | Поваренная соль |
NaNO3 | Чилийская селитра |
Na2SO4∙10H2O | Глауберова соль |
Na2CO3∙10H2O | Сода кристаллическая |
KOH | Едкое кали |
KCl | Хлорид калия (сильвин) |
KNO3 | Индийская селитра |
K2CO3 | Поташ |
Щелочноземельные металлы
Их название связано с тем, что гидроксиды этих
металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например,
оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным
металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.
Химические свойства щелочноземельных
металлов
1.
Взаимодействие с неметаллами
Сa + Cl2→ 2СaCl2
Сa + S → СaS
Сa + H2→ СaH2
3Сa + 2P → Сa3 P2-
2. Взаимодействие с кислородом
2Сa + O2 →
2CaO
3. Взаимодействие
с водой
Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но взаимодействие
более спокойное, чем с щелочными металлами.
4. Взаимодействие
с кислотами – сильными окислителями
4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O
4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O
Получение щелочноземельных металлов
Металлический кальций и стронций получают
электролизом расплава солей, чаще всего хлоридов.
CaCl2 Сa + Cl2
Барий высокой чистоты можно получить алюмотермическим
способом из оксида бария
3BaO +2Al → 3Ba + Al2O3
Оксиды и гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов являются
типичными основными оксидами, они обладают всеми свойствами основных оксидов.
Оксидам соответствуют сильные основания, растворимые в воде (щелочи), они
обладают всеми свойствами оснований.
Характеристика оксидов и гидроксидов
щелочных и щелочноземельных металлов
Жесткость
воды
Жесткость
воды – это совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде катионов
кальция Са2+ и магния Mg2+.
В природной воде содержатся соли кальция и магния.
Если они содержатся в заметных концентрациях, то в такой воде не
мылится мыло из-за образования нерастворимых стеаратов. При её кипячении
образуется накипь.
Временная жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов
кальция и магния Ca(HCO3)2 и
Mg(HCO3)2. Такую жесткость воды можно устранить кипячением.
Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + СО2↑
+ Н2О
Постоянная жесткость воды обусловлена наличием катионов Ca2+.,
Mg2+ и анионов H2PO4- ,Cl-, NO3- и др. Постоянная жесткость
воды устраняется только благодаря реакциям ионного обмена, в результате
которых ионы магния и кальция будут переведены в осадок.
CaCl2 +
Na2CO3 →
CaCO3↓ + 2NaCl
УПРАЖНЕНИЯ
1.
О
физических свойствах какого металла идет речь: серебристо-белого цвета, режется
ножом, легкоплавкий?
1) Кальций;
2) натрий.
Ответ. 2
_________________________________________________________________
2. Выберите уравнения, отражающие способы
устранения постоянной жесткости воды:
а) СаSO4 + Na2СО3 = СаСО3 ↓ + Na2SO4;
б)
Ca(НСО3)2 +
Ca(OH)2 = 2CaCO3 ↓+
2Н2О;
в)
Ca(НСО3)2 +
Nа2СO3 =
СаСО3 ↓ + 2NаНСО3;
г) MgSO4 + Na2CO3 = MgСО3 ↓ + Na2SO4.
1) а, г;
2) в, г.
Ответ.
1
_________________________________________________________________
3. Какие из указанных реакций
характеризуют восстановительные свойства кальция:
1) а, б,
в, г;
2) только а и г.
Ответ.
1
_________________________________________________________________
4.Расставьте коэффициенты в
следующих ниже уравнениях реакций методом электронного баланса. Охарактеризуйте
свойства соединений хрома в данных реакциях:
Cr2(SO4)3 + KMnO4 + H2O → K2Cr2O7 + MnO2 + H2SO4,
SO2 +
K2Cr2O7 +
H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O.
(Решение.
В
зависимости от степени окисления
хром проявляет восстановительные
или окислительные свойства.)
_________________________________________________________________
5.Напишите уравнения реакций,
позволяющих осуществить следующие превращения:
NаСl → Nа → NаН → NаОН → NаНSО3.
Решени:
Натрий образуется при электролизе расплава
хлорида натрия:
2NаСl = 2Nа + Сl2↑.
Натрий реагирует с
водородом:
2Nа + Н2 = 2NаН.
Гидрид натрия
полностью гидролизуется под действием воды:
NаН + Н2О = NаОН + Н2↑.
При пропускании
избытка сернистого газа через раствор гидроксида натрия образуется гидросульфит
натрия:
NаОН + SО2 = NаНSО3.
_________________________________________________________________
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО
РЕШЕНИЯ
1.
Какие химические свойства характерны для щелочных и
щелочноземельных металлов.
2.
Какие оксиды образуют щелочные и щелочноземельные
металлы и какие гидроксиды им соответствуют.
3.
Что такое жесткость воды? Чем она обусловлена.
4.
Какие вы знаете виды жесткости воды и способы их устранения.
5.
Сколько литров водорода (н.у.) образуется при
взаимодействии 4,6 г натрия с водой.
6.
Какая масса хлорида натрия необходима для
приготовления 5 л физиологического раствора (p = 1,01 г/см3).
7.
Определите молярную концентрацию физиологического
раствора, если его плотность равна 1,01 г/см3.
8.
Сколько граммов кальция вступило в реакцию с водой,
если в результате реакции получили 36 г гидроксида кальция.
9.
Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, с
помощью которых можно осуществить следующие превращения:
10.
Какую массу гидроксида кальция следует
прибавить к 162 г 5%-го раствора гидрокарбоната кальция для получения средней
соли.
1. Укажите характеристики, одинаковые для всех | |
а) число электронов на внешнем | б) основной характер оксидов |
в) все ответы верны | г) степень окисления в соединениях |
2. Атомы калия и натрия различаются между собой: | |
а) числом энергетических уровней | б) все ответы верны |
в) размерами | г) числом протонов в ядре |
3. Оксид кальция реагирует с: | |
а) хлоридом алюминия | б) гидроксидом калия |
в) соляной кислотой | г) хлоридом натрия |
4. Известковой водой называется: | |
а) водная взвесь гашеной извести | б) водная взвесь карбоната кальция |
в) водный раствор гашеной извести | г) водный раствор белильной (хлорной |
5. При насыщении водного раствора Са(ОН)2 | |
а) оксид кальция | б) карбонат кальция |
в) гидрокарбонат кальция | г) кальций |
6. Постоянную жесткость воды можно устранить: | |
а) кипячением | б) действием известкового молока |
в) все ответы верны | г) с помощью ортофосфата натрия |
7. Временную жесткость воды можно устранить: | |
а) добавлением известкового молока | б) добавлением кальцинированной соды |
в) кипячением | г) все ответы верны |
8. Какое соединение является основной составной | |
а) оксид кальция | б) карбонат кальция |
в) гидрокарбонат кальция | г) гидроксид кальция |
9. Укажите схему реакции «гашения» извести: | |
а) СаСО3 → | б) Са(ОН)2 + СО2 |
в) Са(ОН)2 + СО2 | г) СаО + Н2О → |
10. Наиболее чистые натрий и кальций можно | |
а) водород | б) кокс |
в) алюминий | г) электрический ток на катоде при |
Ответы:
1 | в |
2 | б |
3 | в |
4 | в |
5 | в |
6 | г |
7 | г |
8 | г |
9 | г |
10 | г |
Источник
В химических реакциях металлы выступают в роли восстановителей и повышают степень окисления, превращаясь из простых веществ в катионы.
Химические свойства металлов различаются в зависимости от химической активности металла. По активности в водных растворах металлы расположены в ряд напряжений.
В этот ряд, составленный русским химиком Н.Н. Бекетовым, включен также неметалл водород. Активность металлов убывает слева направо:
Запомнить! Металлы, стоящие в ЭХ ряду после водорода, называют неактивными металлами.
Металлы, расположенные в ЭХ ряду до алюминия называют сильноактивными или активными металлами.
Общие химические свойства металлов
1) Многие металлы вступают в реакцию с типичными неметаллами – галогенами, кислородом, серой. При этом образуются соответственно хлориды, оксиды, сульфиды и другие бинарные соединения:
с азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании;
с серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты;
с водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды (бинарные соединения, в которых водород имеет степень окисления -1);
с кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные. Основной продукт горения натрия – пероксид $Na_2O_2$; а калий и цезий горят с образованием надпероксидов $MeO_2$.
2) Следует обратить внимание на особенности взаимодействие металлов с водой:
Активные металлы, находящиеся в ряду активности металлов до Mg (включительно), реагируют с водой с образованием щелочей и водорода:$Ca + 2H_2O = Ca(OH)_2 + H_2uparrow$
Активные металлы (например, натрий и литий), взаимодействуют с водой со взрывом.
Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:
$6Cr + 6H_2O xrightarrow[]{t, ^circ C} 2Cr_2O_3 + 3H_2uparrow$
Неактивные металлы (Au, Ag, Pt) – не реагируют с водой.
$hspace{1.5cm} xrightarrow []{[Li……Mg]} MOH +H_2uparrow$ активные металлы (до Al)
$H_2O + M xrightarrow []{[Al……Pb} M_xO_y +H_2uparrow$ среднеактивные металлы (от Al до H), только при нагревании
$hspace{1.5cm} xrightarrow []{[Bi……Au]} hspace{1cm} ne hspace{1cm}$ неактивные металлы (после Н)
Более подробно взаимодействие металлов с водой рассмотрено в темах, посвященных химии отдельных групп.
3) С разбавленными кислотами реагируют металлы, стоящие в ЭХР до водорода: происходит реакция замещения с образованием соли и газообразного водорода. При этом кислота проявляет окислительные свойства за счет наличия катиона водорода:
$mathrm{Mg} + 2mathrm{HCl} = mathrm{MgCl}_2 + mathrm{H}_2$
4) Взаимодействие азотной кислоты (любой концентрации) и концентрированной серной кислоты протекает с образованием других продуктов: кроме соли в этих реакциях образуется продукт восстановления серной (или азотной) кислоты. Подробнее см.тему “Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами.
Запомнить! Все металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют его из разбавленных кислот, а металлы, расположенные справа от водорода, с растворами кислот не реагируют (азотная кислота – исключение).
5) Активность металлов также влияет на возможность протекания простого вещества металла с оксидом или солью другого металла. Металл вытесняет из солей менее активные металлы, стоящие правее его в ряду напряжений.
Запомнить! Для протекания реакции между металлом и солью другого требуется, чтобы соли, как вступающие в реакцию, так и образующиеся в ходе нее, были растворимы в воде. Металл вытесняет из соли только более слабый металл.
Например, для вытеснения меди из водного раствора сульфата меди подходит железо,
$mathrm{CuSO}_4 + mathrm{Fe} = mathrm{FeSO}_4 + mathrm{Cu}$
но не подходят свинец – так как он образует нерастворимый сульфат. Если опустить кусочек свинца в раствор сульфата меди, то с поверхности металла покроется тонким слоем сульфата, и реакция прекратится
$mathrm{CuSO}_4 + mathrm{Pb} = mathrm{PbSO}_4downarrow + mathrm{Cu}$
Другой пример: цинк легко вытесняет серебро из раствора нитрата серебра, однако реакция цинка со взвесью сульфида серебра, нерастворимого в воде, практически не протекает.
Общие химические свойства металлов обобщены в таблице:
| Уравнение реакции | Продукты реакции | Примечания |
|---|---|---|
| с простыми веществами – неметаллами | ||
| с кислородом | ||
$4Li + O_2 = 2Li_2O$ | оксиды $O^{-2}$ | |
$2Na + O_2 = Na_2O_2$ | пероксиды $(O_2)^{-2}$ | только натрий |
$K + O_2 = KO_2$ | надпероксиды $(O_2)^{-2}$ | надпероксиды при горении образуют K, Rb, Cs |
| с водородом | ||
$Ca + H_2 = CaH_2$ | гидриды | щелочные металлы 0 при комнатной температуре; остальные металлы – при нагревании |
| с галогенами | ||
$2Fe + 3Cl_2 =2Fe^{+3}Cl_3$ | хлориды и др. | при взаимодействии с хлором и бромом (сильные окислители) железо и хром образуют хлориды в степени окисления +3 |
| с серой | ||
$Fe + S = FeS$ | сульфиды | при взаимодействии с серой и иодом железо приобретает степень окисления +2 |
| с азотом и фосфором | ||
$3Mg + N_2 = Mg_3N_2 $ | нитриды | * при комнатной температуре с азотом реагируют только литий и магний |
$3Ca + 2P = Ca_3P_2$ | фосфиды | |
| с углеродом | ||
$4Al + 3C = Al_4C_3$ | карбиды | |
| с водой | ||
$2Na^0 + 2H_2O = 2NaOH + H_2 $ | Основание + $H_2$ | щелочные металлы |
$ Zn^0 + H_2O = ZnO + H_2$ | Оксид + $H_2$ | среднеактивные металлы, при нагревании |
$Au, Ag, Pt+ H_2O /ne $ | не реагируют | неактивные металлы (после Н) |
| с окисдами менее активных металлов | ||
| $2Al + 3ZnO = Al_2O_3 + 2Zn$ | др оксид + др.металл | |
| с солями менее активных металлов | ||
$Fe+ CuSO_4 = Cu + FeSO_4$ | Др. соль + др. металл |
|
| $Cu + AlCl_3 ne$ | ||
| с кислотами | ||
$Fe + 2HCl = FeCl_2 + H_2 $ $6Na + 2H_3PO_4 = 2Na_3PO_4 + 3H_2 $ | Др. соль +водород | Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H реагируют с разбавленными кислотами (кроме $HNO_3$) |
$Cu + 2H_3PO_4 ne$ | ||
Источник