Кога активните метали комуницираат со водата, тие се формираат. Основи. Хемиски својства и методи на подготовка
Металите ја заземаат позицијата на левата рака на периодниот систем. долниот агол. Металите припаѓаат на фамилиите на s-елементи, d-елементи, f-елементи и делумно p-елементи.
Најтипичното својство на металите е нивната способност да донираат електрони и да станат позитивно наелектризирани јони. Покрај тоа, металите можат да покажат само позитивна оксидациска состојба.
Me - ne = Me n +
1. Интеракција на метали со неметали.
А ) Интеракција на метали со водород.
Алкалните и земноалкалните метали реагираат директно со водородот, формирајќи хидриди.
На пример:
Ca + H 2 = CaH 2
Се формираат не-стехиометриски соединенија со јонска кристална структура.
б) Интеракција на метали со кислород.
Сите метали освен Au, Ag, Pt се оксидираат со атмосферски кислород.
Пример:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (пероксид)
4K + O 2 = 2K 2 O
2Mg + O2 = 2MgO
2Cu + O 2 = 2CuO
в) Интеракција на метали со халогени.
Сите метали реагираат со халогени за да формираат халиди.
Пример:
2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
Тоа се главно јонски соединенија: MeHal n
г) Интеракција на металите со азот.
Алкалните и земноалкалните метали комуницираат со азот.
Пример:
3Ca + N2 = Ca3N2
Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - нитрид.
д) Интеракција на метали со јаглерод.
Соединенија на метали и јаглерод - карбиди. Тие се формираат со интеракција на топи со јаглерод. Активните метали формираат стехиометриски соединенија со јаглерод:
4Al + 3C = Al 4 C 3
Металите - d-елементите формираат соединенија со не стехиометриски состав како што се цврсти раствори: WC, ZnC, TiC - се користат за производство на супертврди челици.
2. Интеракција на метали со вода.
Металите кои имаат понегативен потенцијал од редокс потенцијалот на водата реагираат со вода.
Активните метали реагираат поактивно со водата, разградувајќи ја водата и ослободувајќи водород.
Na + 2H2O = H2 + 2NaOH
Помалку активните метали полека ја разградуваат водата и процесот се забавува поради формирање на нерастворливи материи.
3. Интеракција на метали со солени раствори.
Оваа реакција е можна ако металот што реагира е поактивен од оној во солта:
Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4
0,76 V., = + 0,34 V.
Метал со повеќе негативен или помалку позитивен стандарден електроден потенцијал поместува друг метал од растворот на неговата сол.
4. Интеракција на метали со алкални раствори.
Металите кои произведуваат амфотерни хидроксиди или имаат високи оксидациски состојби во присуство на силни оксидирачки агенси можат да реагираат со алкалите. Кога металите комуницираат со алкални раствори, оксидирачкиот агенс е водата.
Пример:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- оксидација
Zn 0 - средство за намалување
1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - редукција
H 2 O - оксидирачки агенс
Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H2
Металите со високи оксидациски состојби можат да комуницираат со алкалите за време на фузијата:
4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O
5. Интеракција на метали со киселини.
Ова се сложени реакции, продуктите на реакцијата зависат од активноста на металот, видот и концентрацијата на киселината и температурата.
Врз основа на активноста, металите конвенционално се поделени на активна, средна активност и ниска активност.
Киселините се конвенционално поделени во 2 групи:
Група I - киселини со мала оксидирачка способност: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (разредена), H 3 PO 4, H 2 S, оксидирачкиот агенс овде е H +. При интеракција со метали, се ослободува кислород (H 2 ). Металите со негативен електроден потенцијал реагираат со киселини од првата група.
Група II - киселини со висока оксидирачка способност: H 2 SO 4 (конц.), HNO 3 (разреден), HNO 3 (конц.). Кај овие киселини оксидирачки агенси се киселинските анјони: . Производите за редукција на анјони можат да бидат многу разновидни и зависат од активноста на металот.
H 2 S - со активни метали
H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - со метали со средна активност
SO 2 - со ниско-активни метали
NH 3 (NH 4 NO 3) - со активни метали
HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - со метали со средна активност
НЕ - со ниско-активни метали
HNO 3 (конц.) - NO 2 - со метали од која било активност.
Ако металите имаат променлива валентност, тогаш со киселините од групата I металите добиваат пониска позитивна оксидациска состојба: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. При интеракција со киселини од групата II, состојбата на оксидација е +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, а водородот никогаш не се ослободува.
Некои метали (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, итн.) во растворите на силни киселини, кога се оксидираат, се покриваат со густа оксидна фолија, која го штити металот од понатамошно растворање (пасивност), но кога се загрева, оксидот филмот се раствора и реакцијата продолжува.
Малку растворливи метали со позитивен електроден потенцијал може да се растворат во киселини од групата I во присуство на силни оксидирачки агенси.
Доколку во периодниот системЕлементите на Д.И. истакнати жолта). Елементите лоцирани во близина на дијагоналата - полуметали или металоиди (B, Si, Ge, Sb, итн.) имаат двоен карактер (означен со розова боја).
Како што може да се види од сликата, огромното мнозинство на елементи се метали.
На свој начин хемиска природаметалите се хемиски елементи чии атоми се откажуваат од електроните од надворешните или преднадворешните енергетски нивоа, формирајќи позитивно наелектризирани јони.
Речиси сите метали имаат релативно големи радиуси и мал број електрони (од 1 до 3) на надворешното енергетско ниво. Металите се карактеризираат со ниски вредности на електронегативност и намалувачки својства.
Најтипичните метали се наоѓаат на почетокот на периодите (почнувајќи од вториот), потоа од лево кон десно ослабуваат металните својства. Во групата од врвот до дното, металните својства се зголемуваат како што се зголемува радиусот на атомите (поради зголемувањето на бројот на енергетските нивоа). Ова доведува до намалување на електронегативноста (способноста за привлекување електрони) на елементите и зголемување на редуцирачките својства (способност да се даваат електрони на други атоми во хемиски реакции).
Типичнометалите се s-елементи (елементи од групата IA од Li до Fr. елементи од групата PA од Mg до Ra). Општата електронска формула на нивните атоми е ns 1-2. Тие се карактеризираат со состојби на оксидација + I и + II, соодветно.
Малиот број на електрони (1-2) во надворешното енергетско ниво на типичните метални атоми значи дека овие електрони лесно се губат и покажуваат силни намалувачки својства, што се рефлектираат со ниските вредности на електронегативност. Ова подразбира ограничени хемиски својства и методи за добивање типични метали.
Карактеристична карактеристика на типичните метали е тенденцијата на нивните атоми да формираат катјони и јонски хемиски врски со атоми неметални. Соединенијата на типични метали со неметали се јонски кристали на „металанион од неметал“, на пример K + Br -, Ca 2 + O 2-. Катјоните на типични метали се вклучени и во соединенијата со сложени анјони - хидроксиди и соли, на пример Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.
Металите од А-групата што ја формираат амфотерната дијагонала во Периодниот систем Be-Al-Ge-Sb-Po, како и металите соседни до нив (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) не покажуваат типична метална својства. Општа електронска формула на нивните атоми ns 2 н.п. 0-4 вклучува поголема разновидност на состојби на оксидација, поголема способност за задржување на сопствените електрони, постепено намалување на нивната редуцирачка способност и појава на оксидирачка способност, особено кај високи степениоксидација (типични примери се соединенијата Tl III, Pb IV, Bi v). Слично хемиско однесување е карактеристично за повеќето (д-елементи, т.е. елементи од Б-групите Периодичен систем (типични примери- амфотерни елементи Cr и Zn).
Оваа манифестација на двојни (амфотерични) својства, метални (основни) и неметални, се должи на природата хемиска врска. Во цврста состојба, соединенијата на атипични метали со неметали содржат претежно ковалентни врски(но помалку силни од врските помеѓу неметалите). Во раствор, овие врски лесно се кршат, а соединенијата се дисоцираат на јони (целосно или делумно). На пример, металниот галиум се состои од молекули Ga 2 во цврста состојба, хлоридите на алуминиум и жива (II) AlCl 3 и HgCl 2 содржат силно ковалентни врски, но во растворот AlCl 3 се дисоцира речиси целосно, а HgCl 2 - до; многу мал обем (а потоа во јони HgCl + и Cl -).
Општи физички својства на металите
Поради присуството на слободни електрони („електронски гас“) во кристалната решетка, сите метали ги покажуваат следните карактеристични општи својства:
1) Пластика- способност лесно да ја менувате формата, да се истегнете во жица и да се тркалате во тенки листови.
2) Металик сјаји непроѕирност. Ова се должи на интеракцијата на слободните електрони со светлината што влегува на металот.
3) Електрична спроводливост. Се објаснува со насоченото движење на слободните електрони од негативниот пол кон позитивниот под влијание на мала потенцијална разлика. Кога се загрева, електричната спроводливост се намалува, бидејќи Како што се зголемува температурата, се интензивираат вибрациите на атомите и јоните во јазлите на кристалната решетка, што го отежнува насоченото движење на „електронскиот гас“.
4) Топлинска спроводливост.Тоа е предизвикано од големата подвижност на слободните електрони, поради што температурата брзо се изедначува над масата на металот. Највисока топлинска спроводливост се наоѓа во бизмутот и живата.
5) Цврстина.Најтврд е хромот (сече стакло); најмекиот - алкални метали– калиум, натриум, рубидиум и цезиум – се сечат со нож.
6) Густина.Колку е помала атомската маса на металот и колку е поголем радиусот на атомот, толку е помал. Најлесен е литиумот (ρ=0,53 g/cm3); најтежок е осмиумот (ρ=22,6 g/cm3). Металите со густина помала од 5 g/cm3 се сметаат за „лесни метали“.
7) Точки на топење и вриење.Најтоплив метал е живата (mp = -39°C), најогноотпорниот метал е волфрам (mp = 3390°C). Метали со температура на топење над 1000°C се сметаат за огноотпорни, под – ниско-топливи.
Општи хемиски својства на металите
Силни средства за намалување: Me 0 – nē → Me n +
Голем број на напони ја карактеризираат компаративната активност на металите при редокс реакции во водени раствори. 
I. Реакции на метали со неметали
1) Со кислород:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) Со сулфур:
Hg + S → HgS
3) Со халогени:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Со азот:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) Со фосфор:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) Со водород (реагираат само алкалните и земноалкалните метали):
2Li + H 2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
II. Реакции на метали со киселини
1) Металите во електрохемиската напонска серија до H ги намалуваат неоксидирачките киселини во водород:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) Со оксидирачки киселини:
Кога азотна киселина од која било концентрација и концентрирана сулфурна киселина комуницираат со метали Водородот никогаш не се ослободува! 
Zn + 2H 2 SO 4 (K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4(K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4(K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
2H 2 SO 4 (k) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
III. Интеракција на метали со вода
1) Активните (алкални и земноалкални метали) формираат растворлива база (алкали) и водород:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Металите со средна активност се оксидираат со вода кога се загреваат до оксид:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Неактивен (Au, Ag, Pt) - не реагирајте.
IV. Поместување на помалку активни метали со поактивни метали од растворите на нивните соли:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
Во индустријата често не се користат чисти метали, туку мешавини од нив - легури, во која корисни својства на еден метал се надополнуваат со корисни својства на друг. Така, бакарот има мала цврстина и е несоодветен за производство на машински делови, додека легурите на бакар и цинк ( месинг) се веќе доста тврди и широко се користат во машинството. Алуминиумот има висока еластичност и доволна леснотија (мала густина), но е премногу мек. Врз основа на него се подготвува легура со магнезиум, бакар и манган - дуралумин (дуралумин), кој без губење корисни својстваалуминиум, добива висока цврстина и станува погоден за изградба на авиони. Легурите на железо со јаглерод (и адитиви на други метали) се широко познати леано железоИ челик.
Слободните метали се реставратори.Сепак, некои метали имаат ниска реактивност поради фактот што се обложени површински оксиден филм, В различни степениотпорен на хемиски реагенси како што се вода, раствори на киселини и алкалии.
На пример, оловото е секогаш покриено со оксидна фолија за неговото преминување во раствор бара не само изложеност на реагенс (на пример, разредена азотна киселина), туку и загревање. Оксидниот филм на алуминиум ја спречува неговата реакција со вода, но се уништува со киселини и алкалии. Лабава оксидна фолија (рѓа), формирана на површината на железо во текот на влажен воздух, не се меша со понатамошната оксидација на железото.
Под влијание концентрираникиселини се формираат на метали одржливоксиден филм. Овој феномен се нарекува пасивација. Значи, во концентрирана сулфурна киселинаметалите како Be, Bi, Co, Fe, Mg и Nb се пасивираат (и потоа не реагираат со киселина), а во концентрирана азотна киселина - металите A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th и U.
При интеракција со оксидирачки агенси во кисели раствори, повеќето метали се трансформираат во катјони, чиј полнеж се одредува со стабилната состојба на оксидација на овој елементво соединенија (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ и Fe 3+)
Намалувачката активност на металите во кисел раствор се пренесува со низа напрегања. Повеќето метали се пренесуваат во раствор со хлороводородна и разредена сулфурна киселина, но Cu, Ag и Hg - само со сулфурна (концентрирана) и азотни киселини, и Pt и Au - „кралска вотка“.
Метална корозија
Несакано хемиско својство на металите е нивното активно уништување (оксидација) при контакт со вода и под влијание на кислород растворен во неа. (кислородна корозија).На пример, нашироко е позната корозијата на производите од железо во вода, како резултат на која се формира 'рѓа и производите се распаѓаат во прав.
Корозија на метали се јавува и во водата поради присуството на растворени гасови CO 2 и SO 2; се создава кисела средина, а H + катјоните се поместуваат со активни метали во форма на водород H 2 ( водородна корозија).
Областа на контакт помеѓу два различни метали може да биде особено корозивна ( контактна корозија).Галванска двојка се јавува помеѓу еден метал, на пример Fe, и друг метал, на пример Sn или Cu, сместен во вода. Протокот на електрони оди од поактивен метал, кој е лево во напонската серија (Re), до помалку активниот метал (Sn, Cu), а поактивниот метал се уништува (кородира).
Тоа е она што предизвикува рѓосување на конзервираната површина. лимени конзерви(железо обложено со калај) кога се чува во влажна атмосфера и безгрижно се ракува (железото брзо се расипува откако ќе се појави дури и мала гребнатинка, дозволувајќи му на железото да дојде во контакт со влага). Напротив, поцинкуваната површина на железната корпа не рѓосува долго, бидејќи и да има гребнатини, не кородира железото, туку цинкот (поактивен метал од железото).
Отпорот на корозија за даден метал се зголемува кога е обложен со поактивен метал или кога тие се споени; Така, премачкувањето на железото со хром или правењето легура на железо и хром ја елиминира корозијата на железото. Хромирано железо и челик кои содржат хром ( нерѓосувачки челик ), имаат висока отпорност на корозија.
електрометалургијат.е. добивање метали со електролиза на топи (најмногу активни метали) или раствори на сол;
пирометалургија, т.е. обновување на метали од руди на високи температури (на пример, производство на железо во процесот на високи печки);
хидрометалургијат.е., одвојување на металите од растворите на нивните соли со поактивни метали (на пример, производство на бакар од раствор на CuSO 4 со дејство на цинк, железо или алуминиум).
Домашните метали понекогаш се наоѓаат во природата (типични примери се Ag, Au, Pt, Hg), но почесто металите се наоѓаат во форма на соединенија ( метални руди). Според преваленцата во земјината кораметалите се различни: од најчестите - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) до најретките - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Под метали се подразбира група елементи, кои се претставени во форма на наједноставни материи. Тие имаат карактеристични својства, имено висока електрична и топлинска спроводливост, позитивна температурен коефициентотпорност, висока еластичност и метален сјај.
Имајте на ум дека од 118 хемиски елементи кои беа откриени во овој момент, металите треба да вклучуваат:
- меѓу групата на земноалкални метали има 6 елементи;
- меѓу алкалните метали има 6 елементи;
- меѓу преодните метали 38;
- во групата на лесни метали 11;
- Меѓу полуметалите има 7 елементи,
- 14 меѓу лантанидите и лантанот,
- 14 во групата на актиниди и морски анемони,
- Берилиумот и магнезиумот се надвор од дефиницијата.
Врз основа на ова, 96 елементи се класифицирани како метали. Да разгледаме подетално со што реагираат металите. Затоа што однадвор електронско нивоПовеќето метали имаат мал број електрони од 1 до 3, а потоа во повеќето од нивните реакции тие можат да дејствуваат како редукциони агенси (односно, тие ги предаваат своите електрони на други елементи).
Реакции со наједноставните елементи
- Освен златото и платината, апсолутно сите метали реагираат со кислород. Забележете исто така дека реакцијата на високи температурисе јавува со сребро, но сребро(II) оксид нормални температурине е формирана. Во зависност од својствата на металот, оксидите, супероксидите и пероксидите се формираат како резултат на реакција со кислород.
Еве примери за секое хемиско образование:
- литиум оксид – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
- калиум супероксид – K+O 2 =KO 2;
- натриум пероксид – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.
За да се добие оксид од пероксид, тој мора да се редуцира со истиот метал. На пример, Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. Кај ниско и средно активни метали, слична реакција ќе се случи само кога ќе се загреат, на пример: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.
- Металите можат да реагираат со азот само со активни метали, но на собна температура само литиумот може да реагира, формирајќи нитриди - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, но при загревање се јавува следната хемиска реакција: 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N 2 =Ca 3 N 2.
- Апсолутно сите метали реагираат со сулфур, како и со кислородот, со исклучок на златото и платината. Забележете дека железото може да реагира само кога се загрева со сулфур, формирајќи сулфид: Fe+S=FeS
- Само активни метали можат да реагираат со водород. Тие вклучуваат метали од групите IA и IIA, освен берилиум. Таквите реакции може да се појават само кога се загреваат, формирајќи хидриди.
Бидејќи оксидационата состојба на водородот се смета за 1, тогаш металите во во овој случајделуваат како редукциони средства: 2Na+H 2 =2NaH.
- Најактивните метали реагираат и со јаглерод. Како резултат на оваа реакција, се формираат ацетилениди или метаниди.
Да разгледаме кои метали реагираат со вода и што произведуваат како резултат на оваа реакција? Ацетилените при интеракција со вода ќе произведат ацетилен, а метанот ќе се добие како резултат на реакцијата на водата со метанидите. Еве примери на овие реакции:
- Ацетилен – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
- Метан - Na 2 C 2 + 2H 2 O = 2NaOH + C 2 H 2.
Реакција на киселини со метали
Металите исто така можат различно да реагираат со киселините. Само оние метали кои се во низата на електрохемиска активност на металите до водород реагираат со сите киселини.
Да дадеме пример за реакција на супституција која покажува со што реагираат металите. На друг начин, оваа реакција се нарекува редокс: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.
Некои киселини можат да стапат во интеракција со металите кои доаѓаат по водородот: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.
Забележете дека таквата разредена киселина може да реагира со металот според даденото класична шема: Mg+H2SO4 =MgSO4 +H2^.
Структурата на металните атоми ја одредува не само карактеристиката физички својстваедноставни материи - метали, но и нивните општи хемиски својства.
Со голема разновидност, сите хемиски реакции на металите се редокс и можат да бидат од само два вида: комбинација и супституција. Металите се способни да донираат електрони за време на хемиските реакции, односно да бидат редуцирачки агенси и да покажуваат само позитивна оксидациска состојба во добиените соединенија.
ВО општ погледтоа може да се изрази со дијаграмот:
Me 0 – ne → Me +n,
каде што Мене е метал - проста супстанција, а Мене 0+n е метал хемиски елементво врска.
Металите се способни да ги донираат своите валентни електрони на неметални атоми, водородни јони и јони на други метали, и затоа ќе реагираат со неметали - едноставни материи, вода, киселини, соли. Сепак, способноста за намалување на металите варира. Состав на производите на реакцијата на металите со разни материизависи од оксидирачката способност на материите и условите под кои се јавува реакцијата.
На високи температури, повеќето метали согоруваат во кислород:
2Mg + O2 = 2MgO
Само златото, среброто, платината и некои други метали не оксидираат во овие услови.
Многу метали реагираат со халогени без загревање. На пример, алуминиумскиот прав, кога се меша со бром, се запали:
2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
Кога металите комуницираат со вода, во некои случаи се формираат хидроксиди. Многу активни кога нормални условиАлкалните метали, како и калциумот, стронциумот и бариумот, комуницираат со водата. Општата шема на оваа реакција изгледа вака:
Me + HOH → Me(OH) n + H 2
Други метали реагираат со водата кога се загрева: магнезиум кога врие, железо во водена пареа кога врие црвено. Во овие случаи се добиваат метални оксиди.
Ако металот реагира со киселина, тој е дел од добиената сол. Кога металот е во интеракција со киселински раствори, тој може да се оксидира со водородни јони присутни во растворот. Скратената јонска равенка може да се запише во општа форма на следниов начин:
Me + nH + → Me n + + H 2
Помоќен оксидирачки својстваотколку водородните јони, имаат анјоните на таквите киселини кои содржат кислород, како што се концентрираната сулфурна и азотна. Затоа, оние метали кои не се способни да се оксидираат со водородни јони, на пример, бакар и сребро, реагираат со овие киселини.
Кога металите се во интеракција со соли, се јавува реакција на супституција: електроните од атомите на заменетиот - поактивен метал - преминуваат до јоните на заменетиот - помалку активниот метал. Тогаш мрежата го заменува металот со метал во соли. Овие реакции не се реверзибилни: ако металот А го помести металот Б од растворот на сол, тогаш металот Б нема да го измести металот А од растворот на сол.
Во опаѓачки редослед на хемиската активност манифестирана во реакциите на поместување на металите едни од други од водени раствори на нивните соли, металите се наоѓаат во електрохемиската серија на напони (активности) на металите:
Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na→ Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd→ Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → → Ag → Pd → Pt → Au
Металите лоцирани лево во овој ред се поактивни и можат да ги поместат следните метали од растворите на сол.
Водородот е вклучен во електрохемиската напонска серија на метали како единствен неметал што дели со металите општ имот- формираат позитивно наелектризирани јони. Затоа, водородот заменува некои метали во нивните соли и самиот може да се замени со многу метали во киселини, на пример:
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q
Металите кои доаѓаат пред водородот во електрохемиската напонска серија го изместуваат од растворите на многу киселини (хлороводородна, сулфурна, итн.), но сите што го следат, на пример, бакар, не го поместуваат.
blog.site, при копирање на материјал во целост или делумно, потребна е врска до оригиналниот извор.
Основи – комплексни супстанции кои се состојат од метален катјон Me + (или катјон сличен на метал, на пример, амониум јон NH 4 +) и хидроксид анјон OH -.
Врз основа на нивната растворливост во вода, базите се делат на растворлив (алкали) И нерастворливи бази . Исто така постои нестабилни темели, кои спонтано се распаѓаат.
Добивање основа
1. Интеракција на основните оксиди со вода. Во овој случај, во нормални услови реагирајте само со вода оние оксиди кои одговараат на растворлива база (алкали).Оние. на овој начин можете само да добиете алкалии:
основен оксид + вода = база
На пример , натриум оксидсе формира во вода натриум хидроксид(натриум хидроксид):
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
Во исто време за бакар (II) оксидСо вода не реагира:
CuO + H 2 O ≠
2. Интеракција на метали со вода. При што реагираат со водаво нормални условисамо алкални метали(литиум, натриум, калиум, рубидиум, цезиум), калциум, стронциум и бариум.Во овој случај, се јавува реакција на редокс, водородот е оксидирачки агенс, а металот е редукционо средство.
метал + вода = алкали + водород
На пример, калиумреагира со вода многу бурно:
2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0
3. Електролиза на раствори на некои соли на алкални метали. Како по правило, за да се добијат алкалии, се врши електролиза раствори на соли формирани од алкални или земноалкални метали и киселини без кислород (освен за флуороводородна киселина) - хлориди, бромиди, сулфиди итн. Ова прашање е подетално дискутирано во статијата .
На пример , електролиза на натриум хлорид:
2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2
4. Базите се формираат со интеракција на други алкали со соли. Во овој случај, само растворливи материи комуницираат, а во производите треба да се формира нерастворлива сол или нерастворлива база:
или
алкали + сол 1 = сол 2 ↓ + алкали
На пример: Калиум карбонат реагира во раствор со калциум хидроксид:
K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH
На пример: Бакар (II) хлорид реагира во раствор со натриум хидроксид. Во овој случај испаѓа син бакар(II) хидроксид талог:
CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl
Хемиски својстванерастворливи бази
1. Нерастворливите бази реагираат со силни киселини и нивните оксиди (и некои средни киселини). Во овој случај, сол и вода.
нерастворлива база + киселина = сол + вода
нерастворлива база + киселински оксид = сол + вода
На пример ,Бакар (II) хидроксид реагира со силна хлороводородна киселина:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
Во овој случај, бакар (II) хидроксид не комуницира со киселинскиот оксид слабјаглеродна киселина - јаглерод диоксид:
Cu(OH) 2 + CO 2 ≠
2. Нерастворливите бази се распаѓаат кога се загреваат во оксид и вода.
На пример, Железо(III) хидроксид се распаѓа на железо(III) оксид и вода кога се загрева:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
3. Нерастворливите бази не реагираатсо амфотерни оксиди и хидроксиди.
нерастворлива база + амфотеричен оксид ≠
нерастворлива база + амфотеричен хидроксид ≠
4. Некои нерастворливи бази можат да дејствуваат какоагенси за намалување. Средствата за намалување се бази формирани од метали со минимумили средна оксидациона состојба, што може да ја зголеми нивната оксидациска состојба (железо (II) хидроксид, хром (II) хидроксид итн.).
На пример, Железо (II) хидроксид може да се оксидира со атмосферски кислород во присуство на вода до железо (III) хидроксид:
4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3
Хемиски својства на алкалите
1. Алкалите реагираат со било кој киселини - и силни и слаби . Во овој случај, средна соли вода. Овие реакции се нарекуваат реакции на неутрализација. Можно е и образование кисела сол, ако киселината е полибазна, во одреден сооднос на реагенси или во вишок киселина. ВО вишок алкалиСе формираат средна сол и вода:
алкали (вишок) + киселина = средна сол + вода
алкали + полибазна киселина (вишок) = кисела сол + вода
На пример , Натриум хидроксид, кога е во интеракција со трибазна фосфорна киселина, може да формира 3 типа на соли: дихидроген фосфати, фосфатиили хидрофосфати.
Во овој случај, дихидроген фосфатите се формираат во вишок на киселина, или кога моларниот однос (односот на количините на супстанции) на реагенсите е 1:1.
NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O
Кога моларниот однос на алкали и киселина е 2:1, се формираат хидрофосфати:
2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O
Во вишок на алкали или со моларен сооднос на алкали со киселина од 3:1, се формира фосфат на алкален метал.
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O
2. Алкалите реагираат соамфотерни оксиди и хидроксиди. При што во топењето се формираат обични соли , А во раствор - сложени соли .
алкали (топење) + амфотеричен оксид = средна сол + вода
алкали (топење) + амфотеричен хидроксид = средна сол + вода
алкали (раствор) + амфотеричен оксид = комплексна сол
алкали (раствор) + амфотеричен хидроксид = комплексна сол
На пример , кога алуминиум хидроксид реагира со натриум хидроксид во топењето се формира натриум алуминат. Покисел хидроксид формира кисел остаток:
NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O
А во раствор се формира комплексна сол:
NaOH + Al(OH) 3 = Na
Ве молиме имајте предвид како се состои сложената формула за сол:прво го избираме централниот атом (допо правило е амфотеричен хидроксид метал).Потоа додаваме во него лиганди- во нашиот случај тоа се јони на хидроксид. Бројот на лиганди обично е 2 пати поголем од состојбата на оксидација на централниот атом. Но, алуминиумскиот комплекс е исклучок, неговиот број на лиганди е најчесто 4. Добиениот фрагмент го ставаме во квадратни загради - ова е сложен јон. Го одредуваме неговото полнење и пишуваме однадвор потребната количинакатјони или анјони.
3. Алкалите комуницираат со киселинските оксиди. Во исто време, образованието е можно киселоили средна сол, во зависност од моларниот однос на алкали и киселински оксид. Во вишок на алкали, се формира средна сол, а во вишок на кисел оксид, се формира кисела сол:
алкали (вишок) + киселински оксид = средна сол + вода
или:
алкали + киселински оксид (вишок) = кисела сол
На пример , при интеракција вишок на натриум хидроксидСо јаглерод диоксид, натриум карбонат и вода се формираат:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
И при интеракција вишок на јаглерод диоксидсо натриум хидроксид се формира само натриум бикарбонат:
2NaOH + CO 2 = NaHCO 3
4. Алкалите комуницираат со соли. Алкалите реагираат само со растворливи соливо раствор, под услов тоа Во храната се формира гас или талог . Ваквите реакции се одвиваат според механизмот јонска размена.
алкали + растворлива сол = сол + соодветен хидроксид
Алкалите комуницираат со раствори на метални соли, кои одговараат на нерастворливи или нестабилни хидроксиди.
На пример, натриум хидроксид реагира со бакар сулфат во раствор:
Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-
Исто така алкалите реагираат со раствори на амониумови соли.
На пример , Калиум хидроксид реагира со раствор на амониум нитрат:
NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O
! Кога солите на амфотерните метали комуницираат со вишокот алкали, се формира комплексна сол!
Да го разгледаме ова прашање подетално. Ако солта формирана од металот на кој одговара амфотеричен хидроксид , е во интеракција со мала количина на алкали, потоа се случува вообичаената размена на реакција и се јавува талогхидроксид на овој метал .
На пример , вишокот на цинк сулфат реагира во раствор со калиум хидроксид:
ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
Меѓутоа, во оваа реакција не се формира база, туку мфотеричен хидроксид. И, како што веќе наведовме погоре, амфотерните хидроксиди се раствораат во вишокот на алкалии за да формираат сложени соли . Т Така, кога цинк сулфат реагира со вишок алкален растворсе формира комплексна сол, не се формира талог:
ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4
Така, добиваме 2 шеми за интеракција на метални соли, кои одговараат на амфотерични хидроксиди, со алкалии:
амфотерна метална сол (вишок) + алкали = амфотеричен хидроксид↓ + сол
амф.метална сол + алкали (вишок) = сложена сол + сол
5. Алкалите комуницираат со киселинските соли.Во овој случај, се формираат средни соли или помалку кисели соли.
кисела сол + алкали = средно сол + вода
На пример , Калиум хидросулфит реагира со калиум хидроксид за да формира калиум сулфит и вода:
KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O
Многу е погодно да се одредат својствата на киселите соли со ментално кршење на киселата сол на 2 супстанции - киселина и сол. На пример, го разложуваме натриум бикарбонат NaHCO 3 во уолна киселина H 2 CO 3 и натриум карбонат Na 2 CO 3. Својствата на бикарбонат во голема мера се одредени од својствата на јаглеродната киселина и својствата на натриум карбонатот.
6. Алкалите комуницираат со металите во растворот и се топат. Во овој случај, се јавува реакција на оксидација-редукција, која се формира во растворот комплексна солИ водород, во топењето - средна солИ водород.
Забелешка! Само оние метали чиј оксид има минимум позитивен степенметалната оксидација е амфотерична!
На пример , железоне реагира со алкален раствор, железо (II) оксид е основен. А алуминиумсе раствора во воден растворалкалии, алуминиум оксид - амфотеричен:
2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0
7. Алкалите комуницираат со неметали. Во овој случај, се јавуваат редокс реакции. Обично, неметалите се непропорционални во алкалите. Тие не реагираатсо алкалии кислород, водород, азот, јаглерод и инертни гасови (хелиум, неон, аргон, итн.):
NaOH +O 2 ≠
NaOH +N 2 ≠
NaOH +C ≠
Сулфур, хлор, бром, јод, фосфори други неметали несразмерново алкалите (т.е. се самооксидираат и самообновуваат).
На пример, хлорпри интеракција со ладна лугаоди во оксидациски состојби -1 и +1:
2NaOH +Cl 2 0 = NaCl - + NaOCl + + H 2 O
Хлорпри интеракција со топла лугаоди во оксидациски состојби -1 и +5:
6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl - + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O
Силиконоксидира со алкалии до состојба на оксидација +4.
На пример, во раствор:
2NaOH + Si 0 + H 2 + O = NaCl - + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0
Флуорот ги оксидира алкалите:
2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O
Можете да прочитате повеќе за овие реакции во статијата.
8. Алкалите не се распаѓаат кога се загреваат.
Исклучок е литиум хидроксид:
2LiOH = Li 2 O + H 2 O
