Химические свойства щелочных металлов егэ химия

Щелочные металлы

1. Положение в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение и закономерности изменения свойств
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и фосфором
7.1.3. Взаимодействие с водородом
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие со слабыми кислотами
7.2.6. Взаимодействие с солями

Оксиды щелочных металлов
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
2.2. Взаимодействие с кислотами
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотами

Пероксиды щелочных металлов
 1. Химические свойства
1.1. Взаимодействие с водой
1.2. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
1.3. Взаимодействие с кислотами
1.4. Разложение
1.5. Взаимодействие с восстановителями
1.6. Взаимодействие с окислителями

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие щелочей с кислотами
2.2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие щелочей с амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Взаимодействие щелочей с кислыми солями
2.5. Взаимодействие щелочей с неметаллами
2.6. Взаимодействие щелочей с металлами
2.7. Взаимодействие щелочей с солями
2.8. Разложение щелочей
2.9. Диссоциация щелочей
2.10. Электролиз щелочей

Соли щелочных металлов 

Щелочные металлы

Положение в периодической системе химических элементов

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства 

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns¹, на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрица-тельность.

Физические свойства 

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы, в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения 

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить  нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов.

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K  +  I₂  =  2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na  +  S  =  Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K    +    P    =   K₃P

2Na  +  H₂  =  2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

6Li   +  N₂  =  2Li₃N

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

2Na   +   2C    =    Na₂C₂

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

4Li   +   O₂   =   2Li₂O

2Na  +  O₂  =  Na₂O₂

K   +   O₂   =   KO₂

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой. Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K⁰ + H₂⁺O = 2K⁺OH + H₂⁰

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например, натрий бурно реагирует с соляной кислотой:

2Na  +  2HCl  =  2NaCl  +  H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например, при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

8Na  +  5H₂SO_4(конц.)  → 4Na₂SO₄  +  H₂S  +  4H₂O

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

8Na + 10HNO_{3 (конц)} → N₂O + 8NaNO₃ + 5H₂O

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

10Na + 12HNO_{3 (разб)}→ N₂ +10NaNO₃ + 6H₂O

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Na  +  10HNO₃  =  8NaNO₃  +  NH₄NO₃  +  3H₂O

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства. Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами, фенолом и органическими кислотами.

Например, при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

2Li + 2NH₃ = 2LiNH₂ + H₂ ↑

 Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na  →  Na ─ C≡C ─ Na + H₂

 Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

2C₆H₅OH  +  2Na  →  2C₆H₅ONa   +  H₂↑

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

2СН₃ОН   +  2Na   →   2 CH₃ONa   +  H₂↑

 Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH    +   2Li     →  2CH₃COOLi    +   H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например, хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2CH₃Cl + 2Na   →  C₂H₆ + 2NaCl

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями. Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Способы получения

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только косвенными методами: взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. Оксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

10Na  +  2NaNO₃ →  6Na₂O  +  N₂ ↑

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия:

2Na  +  Na₂O₂ →  2Na₂O

 3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи:

2Na  +  2NaOН → 2Na₂O  +  Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития:

2LiOН → Li₂O  +  Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:

Например, оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

3Na₂O  +  P₂O₅  → 2Na₃PO₄

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

Na₂O  +  Al₂O₃  → 2NaAlO₂

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например, оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O  +  2HCl →  2KCl  +  H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например, оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O  +  H₂O →  2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

2Na₂O + O₂ = 2Na₂O₂

Пероксиды щелочных металлов

Химические свойства

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой. При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

Na₂O₂   +  2H₂O (хол.)  =  2NaOH  +   H₂O₂

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2Na₂O₂  +  2H₂O (гор.)  =  4NaOH  +   O₂↑

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами.

Например, пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

2Na₂O₂  +  2CO₂  =  2Na₂CO₃  + O₂↑

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

Na₂O₂   +  2HCl   =   2NaCl  +   H₂O₂

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

2Na₂O₂    +  2H₂SO_{4 (разб.гор.)}  =  2Na₂SO₄  +  2H₂O  +  O₂↑

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

2Na₂O₂  =  2Na₂O   +  O₂↑

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например, пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Na₂O₂  +  CO  =  Na₂CO₃

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

Na₂O₂  +  SO₂  =  Na₂SO₄

 2Na₂O₂   +  S   =  Na₂SO₃  +  Na₂O

Na₂O₂    +   2H₂SO₄   +  2NaI   =  I₂  +  2Na₂SO₄  +   2H₂O

Na₂O₂   +  2H₂SO₄   +  2FeSO₄ =  Fe₂(SO₄)₃  +  Na₂SO₄  +   2H₂O

3Na₂O₂  +  2Na₃[Cr(OH)₆]   =  2Na₂CrO₄  +  8NaOH  +  2H₂O

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например, при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

5Na₂O₂   +  8H₂SO₄   +  2KMnO₄   =  5O₂  +  2MnSO₄  +  8H₂O  +  5Na₂SO₄  +   K₂SO₄

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

Способы получения

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например, натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O₂ + H₂O → 2NaOH + H₂O₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например, карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + 2KOH

Химические свойства

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например, гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

3KOH + H₃PO₄ → K₃PO₄ + H₂O

2KOH + H₃PO₄ → K₂HPO₄ + 2H₂O

KOH + H₃PO₄ → KH₂PO₄ + H₂O

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например, гидроксид натрия  с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

2NaOH_{(избыток)}  + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

NaOH + CO_{2 (избыток)}  → NaHCO₃

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

2NO₂  +  2NaOH  =  NaNO₃ + NaNO₂  +  H₂O

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

2KOH  +  2NO₂  +  O₂  =  2KNO₃  +  H₂O

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например, гидроксид натрия  с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

2NaOH + Al₂O₃  → 2NaAlO₂ + H₂O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

2NaOH + Al₂O₃ + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

Еще пример: гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в растворе образует также комплексную соль:

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄]

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например: гидроксид калия  реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

KOH + KHCO₃ →  K₂CO₃  +  H₂O

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

2NaOH + Si + H₂O → Na₂SiO₃ + H₂

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

4NaOH + 2F₂ → 4NaF + O₂ (OF₂)+ 2H₂O

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

3KOH +  P₄ +  3H₂O =  3KH₂PO₂  +  PH₃↑

2KOH_{(холодный)}  +  Cl₂  = KClO  +  KCl  +  H₂O

6KOH_{(горячий)}  +  3Cl₂  =  KClO₃  +  5KCl  +  3H₂O

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6NaOH  +  3S  =  2Na₂S   +  Na₂SO₃  +  3H₂O

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и хрома. При этом в расплаве образуются соль и водород:

2KOH + Zn → K₂ZnO₂ + H₂

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al  + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями.

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например, хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например, при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований. В воде практически нацело диссоциируют, образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na⁺ + OH^—

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу. При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов 

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV)  и кислород.

Например, нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

2NaNO₃  → 2NaNO₂  +  O₂ 

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например, нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

NaNO₃  +  4Zn  +  7NaOH  +  6H₂O  =  4Na₂[Zn(OH)₄]  +  NH₃↑

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например, перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

5NaNO₂  +  2KMnO₄  +  3H₂SO₄  =  5NaNO₃  +  2MnSO₄  +  K₂SO₄  +  3H₂O 

Химические свойства металлов

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

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:

Al + 4HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + NO + 2H2O (только при нагревании)

8Al + 30HNO3(разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O (при любой температуре, возможно образование N2O)

2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (только при нагревании)

2Al + 3H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + 3H2

3. Железо

1) Реагирует с кислородом:

3Fe + 2O2 → Fe3O4 (железная окалина)

В присутствии воды образуется ржавчина:
4Fe + 3O2 + 6H2O  → 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 (разб.) → 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)

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

Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (при нагревании, образуется соль Fe⁺³)

Fe + 4HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O (образуется соль Fe⁺³)

2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (при нагревании, образуется соль Fe⁺³)

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

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

Fe3O4 + Fe → 4FeO

Fe2O3 + Fe  → 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)

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

Cr + H2SO4 (разб.) → CrSO4 + H2 (образуется соль Cr⁺²)

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

7) Пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (реакция идут только при нагревании)

Cr + 6HNO3(конц.)  →  Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (t)

Cr + 4HNO3(разб.)  →  Cr(NO3)3 + NO + 2H2O.

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.

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(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

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

Cu + 2H2SO4(конц.) → 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

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

Zn + H2SO4 (разб.) → ZnSO4 + H2

Реагирует с кислотами-окислителями:

4Zn + 5H2SO4(конц.) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

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

Zn+4HNO3(конц.) → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

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

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век).

Начавшаяся примерно $100$ лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до $3000°С$; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы — алюминий и магний.

Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов и сплавов — все зависит от поставленной цели и необходимых для ее достижения свойств материала.

Вы уже имеете представление о природе химической связи в кристаллах металлов. Напомним на примере одного из них — натрия, как она образуется. На рисунке изображена схема кристаллической решетки натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}3p^{0}3d^{0}$, где $3s, 3p, 3d$ — валентные орбитали.

Единственный валентный электрон атома натрия $3s^1$ может занимать любую из девяти свободных орбиталей — $3s$ (одна), $3р$ (три) и $3d$ (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристаллическая решетка, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Такую химическую связь называют металлической. Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла.

Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь — это связь в металлах и сплавах между атомионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ — существовать в нескольких кристаллических модификациях — называют полиморфизмом.

Например, железо имеет четыре кристаллических модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

• $α$ — устойчива до $768°С$, ферромагнитная;
• $β$ — устойчива от $768$ до $910°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $γ$ — устойчива от $910$ до $1390°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $δ$ — устойчива от $1390$ до $1539°С$ ($t°_{пл.} железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модификации:

• $α$ — устойчива ниже $13,2°С$ ($ρ=5,75 г/см^3$). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решетку типа алмаза (атомную);
• $β$ — устойчива выше $13,2°С$ ($ρ=6,55 г/см^3$). Это белое олово.

Белое олово — серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже $13,2°С$ он рассыпается в серый порошок, т.к. при переходе $β→α$ значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны определять и объяснять их физические свойства.

Каковы же они? Это металлический блеск, пластичность, высокая электрическая проводимость и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства.

Давайте попробуем объяснить причины, определяющие основные физические свойства металлов.

Почему металлы пластичны?

Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой вызывает смещение слоев ион-атомов друг относительно друга, а так как электроны перемещаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов характерна большая пластичность.

Аналогичное воздействие на твердое вещество с ковалентными связями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалентных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ионов. По этому вещества с атомными и ионными кристаллическими решетками хрупкие.

Наиболее пластичные металлы — это $Au, Ag, Sn, Pb, Zn$. Они легко вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить золотую фольгу толщиной $0,003$ мм, а из $0,5$ г этого металла можно вытянуть нить длиной $1$ км.

Даже ртуть, которая, как вы знаете, при комнатной температуре жидкая, при низких температурах в твердом состоянии становится ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь $Bi$ и $Mn$, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и медный цвета.

Хотя на практике металл не всегда нам кажется светлым телом. Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому самородная медь выглядит зеленоватым камнем. А во-вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листы серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид — они имеют голубовато-зеленый цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными.

Наибольшую отражательную способность имеют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожекторах.

Почему металлы имеют высокую электрическую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды колебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет перемещение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля сопротивление у металлов практически отсутствует, у большинства металлов появляется сверхпроводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать.

Наибольшую электрическую проводимость имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, наименьшую — марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется теплопроводность металлов.

Она обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температура плавления у металлов очень сильно отличаются. Причем с увеличением числа электронов, связывающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы ($Li, K, Na, Rb, Cs$), атомы которых имеют один валентный электрон, мягкие, с небольшой плотностью (литий — самый легкий металл с $ρ=0,53 г/см^3$) и плавятся при невысоких температурах (например, температура плавления цезия $29°С$). Единственный металл, жидкий при обычных условиях, — ртуть — имеет температуру плавления, равную $–38,9°С$.

Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре ($842°С$).

Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона.

Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления наблюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для металлов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осуществляемой электронами внешнего слоя с $s$-орбиталей.

Вспомните, что самый тяжелый металл — это осмий $Os$ с $ρ=22,5 г/см^3$ (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл — это вольфрам $W$ с $t_{пл.}=3420°С$ (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл — это хром $Cr$ (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изготавливают металлорежущий инструмент, тормозные колодки тяжелых машин и др.

Металлы по-разному взаимодействуют с магнитным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способностью сильно намагничиваться. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля — это парамагнетики. Металлы, выталкиваемые магнитным полем, — диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

Напомним, что при рассмотрении электронного строения металлов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп ($s-$ и $р-$элементы) и металлы побочных подгрупп (переходные $d-$ и $f-$элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

а) плотности — легкие ($ρ < 5 г/см^3$) и тяжелые (все остальные);

б) температуре плавления — легкоплавкие и тугоплавкие.

Железо и его сплавы принято считать черными металлами, а все остальные — цветными.

Существуют классификации металлов по химическим свойствам.

Металлы с низкой химической активностью называют благородными (серебро, золото, платина и ее аналоги — осмий, иридий, рутений, палладий, родий).

По близости химических свойств выделяют щелочные (металлы главной подгруппы I группы), щелочноземельные (кальций, стронций, барий, радий), а также редкоземельные металлы (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды).

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т.е. окисляются. В этом, как вам известно, заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ — металлов.

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периодической системы Д.И. Менделеева, изменяется закономерно.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Восстановительную активность металла в химических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сделать следующие важные заключения о химической активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стандартных условиях ($t=25°С, р=1 атм$):

1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее).
3. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе.

Восстановительная активность металла, определенная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в Периодической системе. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитывают не только энергию отрыва электронов от отдельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов.

Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Например, литий более активен в водных растворах, чем натрий (хотя по положению в Периодической системе $Na$ — более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов $Li^+$ значительно больше, чем энергия гидратации $Na^+$, поэтому первый процесс является энергетически более выгодным.

Рассмотрев общие положения, характеризующие восстановительные свойства металлов, перейдем к конкретным химическим реакциям.

Взаимодействие металлов с неметаллами

1. С кислородом большинство металлов образуют оксиды — основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хрома (VI) $CrO_3$ или оксид марганца(VII) $Mn_2O_7$, не образуются при прямом окислении металла кислородом. Их получают косвенным путем.

Щелочные металлы $Na, K$ активно реагируют с кислородом воздуха, образуя пероксиды:

Оксид натрия получают косвенным путем, при прокаливании пероксидов с соответствующими металлами:

Литий и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, образуя основные оксиды:

Другие металлы, кроме золота и платиновых металлов, которые вообще не окисляются кислородом воздуха, взаимодействуют с ним менее активно или при нагревании:

2. С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например:

3. С водородом самые активные металлы образуют гидриды — ионные солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления $–1$, например:

Многие переходные металлы образуют с водородом гидриды особого типа — происходит как бы растворение или внедрение водорода в кристаллическую решетку металлов между атомами и ионами, при этом металл сохраняет свой внешний вид, но увеличивается в объеме. Поглощенный водород находится в металле, по-видимому, в атомарном виде.

Существуют и гидриды металлов промежуточного характера.

4. С серой металлы образуют соли — сульфиды, например:

5. С азотом металлы реагируют несколько труднее, т.к. химическая связь в молекуле азота $N_2$ очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:

Взаимодействие металлов со сложными веществами

1. С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания — щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, тоже могут при определенных условиях вытеснять водород из воды. Но алюминий бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т.к. протекает реакция: $2H_{2}+O_{2}=2H_2O$ (говорит водород). Железо взаимодействует с водой только в раскаленном виде:

2. С кислотами в растворе ($HCl, H_2SO_{4(разб.)}, CH_3COOH$ и др., кроме $HNO_3$) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например:

$2Al↖{0}+6{H}↖{+1}Cl=2Al↖{+3}Cl_{3}+3{H_2}↖{0}↑,$

$2CH_3COO{H}↖{+1}+Mg↖{0}=Mg↖{+2}(CH_3COO)_2+{H_2}↖{0}↑$

А вот свинец (и некоторые другие металлы), несмотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т.к. образующийся сульфат свинца $PbSO_4$ нерастворим и создает на поверхности металла защитную пленку.

3. С солями менее активных металлов в растворе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее активный металл в свободном виде.

Например:

$Fe↖{0}+{Cu}↖{+2}SO_4=Fe↖{+2}SO_4+Cu↖{0}$

Нужно помнить, что реакция идет в тех случаях, когда образующаяся соль растворима. Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучил Н.Н. Бекетов — крупный русский физико-химик. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ряда напряжений металлов.

4. С органическими веществами. Взаимодействие с органическими кислотами аналогично реакциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

$2C_2H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_2H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Аналогично реагирует и фенол:

$2C_6H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_6H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А. Вюрца):

${2CH_3Cl}↙{хлорметан}+2Na→{C_2H_6}↙{этан}+2NaCl$

5. Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Например:

$2Al+2KOH+6{H_2}↖{+1}O=2K[Al↖{+3}(OH)_4]+3{H_2}↖{0}↑$.

6. Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

$Cu_3Au, LaNi_5, Na_2Sb, Ca_3Sb_2$ и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Химические свойства щелочных металлов ($Na, K$)

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону, находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления $+1$. Все они типичные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами:

Все щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение — $Li$) образуют пероксиды. В свободном виде щелочные металлы не встречаются из-за их высокой химической активности.

Оксиды — твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Гидроксиды $NaOH, KOH$ — твердые белые вещества, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: $Na_2CO_3$ — карбонат натрия; $Na_2CO_3·10H_2O$ — кристаллическая сода; $NaHCO_3$ — гидрокарбонат натрия, пищевая сода; $K_2CO_3$ — карбонат калия, поташ; $Na_2SO_4·10H_2O$ — глауберова соль; $NaCl$ — хлорид натрия, пищевая соль.

Химические свойства щелочноземельных металлов ($Ca, Mg$)

Кальций ($Ca$) является представителем щелочноземельных металлов, как называют элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щелочи. Кальций на внеш нем энергетическом уровне содержит два электрона, степень окисления $+2$.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний ($Mg$) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также $+2$. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает его химическую активность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. $MgO$ и $Mg(OH)_2$ проявляют основные свойства. Хотя $Mg(OH)_2$ и малорастворим, но окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Оксиды $MgO$ — твердые белые тугоплавкие вещества. В технике $CaO$ называют негашеной известью, а $MgO$ — жженой магнезией, их используют в производстве строительных материалов.

Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением теплоты и называется гашением извести, а образующийся $Ca(OH)_2$ — гашеной известью. Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь $Ca(OH)_2$ в воде — известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодействием их с кислотами.

$CaCO_3$ — карбонат кальция, мел, мрамор, известняк. Применяется в строительстве. $MgCO_3$ — карбонат магния — применяется в металлургии для освобождения от шлаков. $CaSO_4·2H_2O$ — гипс. $MgSO_4$ — сульфат магния — называют горькой, или английской, солью, содержится в морской воде. $BaSO_4$ — сульфат бария — благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая каша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится $1,5%$ массы тела человека, $98%$ кальция содержится в костях.

Кальций и его соединения.

Кальций	Оксид и гидроксид кальция	Соли кальция
1. Серебристо-белый металл. 2. Активный металл, окисляется простыми веществами — неметаллами: $2Ca+O_2=2CaO$ $Ca+Cl_2=CaCl_2$ $Ca+S=CaS$ $Ca+H_2=CaH_2$ 3. Вытесняет водород из воды: $Ca+2H_2O=Ca(OH)_2+H_2↑$ 4. Вытесняет металлы из их оксидов (кальциотермия): $2Ca+ThO_2=Th+2CaO$ Получение Разложение электрическим током расплава хлорида кальция: $CaCl_2=Ca+Cl_2↑$	1. Порошки белого цвета. 2. Оксид кальция (негашеная известь) проявляет свойства основного оксида: а) взаимодействует с водой с образованием основания: $CaO+H_2O=Ca(OH)_2$ б) взаимодействует с кислотными оксидами: $CaO+SiO_2=CaSiO_3$ 3. Гидроксид кальция проявляет свойства сильного основания: $Ca(OH)_2=Ca^{2+}+2OH^{–}$ $Ca(OH)*2+CO_2=CaCO_3↓+H_2O$; $Ca(OH)2+Ca(HCO_3)2=2CaCO_3↓+2H_2O$$ Получение 1. Оксида — обжиг известняка: $CaCO_3=CaO+CO_2↑$ 2. Гидроксида — гашение негашеной извести: $CaO+H_2O=Ca(OH)2$	1. Образует нерастворимый карбонат: $Ca^{2+}+CO_3^{2−}=CaCO_3↓$ и растворимый гидрокарбонат: $CaCO{3(кр)}+CO_2+H_2O=Ca(HCO_3){2(р-р)}$ 2. Образует нерастворимый фосфат: $3Сa{2+}+2PO_4^{3−}=Ca_3(PO_4)2↓$ и растворимый дигидрофосфат: $Ca_3(PO_4){2(кр)}+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)*{2(р-р)}$ 3. Гидрокарбонат разлагается при кипячении или испарении раствора: $Ca(HCO_3)*2=CaCO_3↓+CO_2↑+H_2O$ 4. Обожженный природный гипс: $CaSO_4·2H_2O=CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O$ затвердевает при взаимодействии с водой, снова образуя кристаллогидрат: $CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O=CaSO_4·2H_2O$

Химические свойства алюминия

Алюминий ($Al$) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами ($2e↖{-}; 8e↖{-}; 3e↖{-}$), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления $+3$.

Алюминий — серебристо-белый металл, $t°*{пл}=660°С$. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия ($2,7 г/{см^3}$) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении. Высокая электропроводность алюминия (в $1.6$ раза меньше, чем у меди) позволяет заменять медные провода более легкими — алюминиевыми.

Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.

Прочность химической связи в оксиде $Al_2O_3$ обуславливает его механическую прочность, твердость. $Al_2O_3$ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — $Al_2O_3$ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.

Алюминий и его соединения.

Алюминий	Соединения алюминия
Оксид алюминия	Гидроксид алюминия
1. Серебристо-белый легкий металл. 2. Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ 3. Вытесняет водород из воды: $2Al+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2↑$ 4. Взаимодействует с кислотами: $2Al^{0}+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2^0{↑}$ 5. Взаимодействует с водным раствором щелочи: $2Al+2H_2O+2NaOH=2NaAlO_2+3H_2{↑}$ 6. Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия): $8Al+3Fe_3O_4=9Fe+4Al_2O_3+Q$ Получение Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите): $2Al_2O_3=4Al+3O_2{↑}–3352 кДж$	1. Очень твердый порошок белого цвета 2. Амфотерный оксид, взаимодействует: а) с кислотами: $Al_2O_3+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al_2O_3+2OH^{–}=2AlO_2^{−}+H_2O$ Образуется: а) при окислении или горении алюминия на воздухе: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ б) в реакции алюминотермии: $2Al+Fe_2O_3=Al_2O_3+2Fe$; в) при термическом разложении гидроксида алюминия: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$	1. Белый нерастворимый в воде порошок. 2. Проявляет амфотерные свойства, взаимодействует: а) с кислотами: $Al(OH)_3+3HCl=AlCl_3+3H_2O$ $Al(OH)_3+3H^{+}=Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al(OH)_3+NaOH=NaAlO_2+2H_2O$ $Al(OH)_3+OH^{–}=AlO_2^{−}+2H_2O$ 3. Разлагается при нагревании: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$ Образуется при: а) взаимодействии растворов солей алюминия с растворами щелочей (без избытка): $Al^{3+}+3OH^{–}=Al(OH)_3↓$ б) взаимодействии алюминатов с кислотами (без избытка): $AlO_2^{−}+H^{+}+H_2O=Al(OH)*3↓$ Соли алюминия в водных растворах гидролизуются: $Al^{3+}+H_2O⇄AlOH^{2+}+H^{+}$ $AlOH^{2+}+H_2O⇄Al(OH)2^{+}+H^{+}$ $Al(OH)2^{+}+H_2O⇄Al(OH){3}+H^{+}$

Химические свойства меди

Медь ($Cu$) — элемент побочной подгруппы первой группы. Электронная формула: ($…3d^{10}4s^1$). Десятый d-электрон атома меди подвижный, т. к. переместился с $4s$-подуровня. Медь в соединениях проявляет степени окисления $+1(Cu_2O)$ и $+2(CuO)$.

Медь — мягкий, блестящий металл, имеющий красную окраску, ковкий и обладает хорошими литейными качествами, хороший тепло- и электропроводник. Температура плавления $1083°С$.

Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

$Cu+2H_2SO{4(конц.)}=CuSO_4+SO_2↑+2H_2O$;

$Cu+4HNO*{3(конц.)}=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O$.

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II), который при нагревании разлагается на основный оксид $CuO$ черного цвета и воду:

$Cu^{2+}+2OH^{–}=Cu(OH)_2↓; Cu(OH)_2 {→}↖{t°} CuO+H_2O$

Химические свойства цинка

Цинк ($Zn$) — элемент побочной подгруппы II группы. Его электронная формула следующая: ($…3d^{10}4s^2$). Так как в атомах цинка предпоследний $d-$подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления $+2$.

Цинк — металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки.

Цинк — один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами:

$Zn+Cl_2→↖{t°}ZnCl_2$,

$2Zn+O_2→↖{t°}2ZnO$,

$Zn+S→↖{t°}ZnS$.

Цинк вытесняет водород из кислот:

$Zn+2Н^{+}=Zn^{2+}+H_2↑$

Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (то же происходит и с алюминием):

$ZnSO_4+2NaOH={Zn(OH)_2}↙{белый}↓+Na_2SO_4$,

$Zn(OH)*2+2NaOH={Na_2[Zn(OH)4]}↙{тетрагидроксоцинкат натрия}$

Химические свойства хрома

На примере хрома ($Cr$) можно показать, что свойства переходных элементов меняются вдоль периода не принципиально: происходит количественное изменение, связанное с изменением числа электронов на валентных орбиталях. Максимальная степень окисления хрома $+6$. Металл в ряду активности стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

$Cr+2H^{+}=Cr^{2+}+H{2}↑$.

При добавлении раствора щелочи к такому раствору образуется осадок $Me(OH)2$, который быстро окисляется кислородом воздуха:

$4Cr(OH)2+O_2+2H_2O=4Cr(OH)3$.

Ему соответствует амфотерный оксид $Cr_2O_3$. Оксид и гидроксид хрома (в высшей степени окисления) проявляют свойства кислотных оксидов и кислот соответственно. Соли хромовой кислоты ($H_2CrO_4$) в кислой среде превращаются в дихроматы — соли дихромовой кислоты ($H_2Cr_2O_7$). Окисление сопровождается изменением окраски, т.к. соли хроматы желтого цвета, а дихроматы — оранжевого.

$2CrO_4^{2-}+H^{+}⇄Cr_2O_7^{2-}+H_2O$

Соединения хрома обладают высокой окислительной способностью.

*

ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ.

Щелочными
металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева,  т.е. литий
Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

У
атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на
s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из
нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с
зарядом +1:

М⁰ – 1
e → М⁺¹

Семейство
ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в
природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ
невозможно.

Простые
вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.

Взаимодействие
щелочных металлов  с неметаллами

с кислородом

Щелочные
металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их
требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого
как, например, керосина.

Взаимодействие
ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с
киcлородом реагирует только литий:

4Li + O₂
= 2Li₂O

Натрий
в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na2O2:

2Na + O₂
= Na₂O₂,

а
калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей
формулы MeO2:

K + O₂  = KO₂

Rb + O₂  = RbO₂

с галогенами

Щелочные
металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов,
имеющих ионное строение:

2Li + Br₂
= 2LiBr бромид лития

2Na + I₂
= 2NaI иодид натрия

2K + Cl₂
= 2KCl хлорид калия

с азотом

Литий
реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот
реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:

6Li + N₂
= 2Li₃N нитрид лития

6K + N₂
= 2K₃N нитрид калия

с фосфором

Щелочные
металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:

3Na + P = Na₃Р
фосфид натрия

3K + P = K₃Р
фосфид калия

с водородом

Нагревание
щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных
металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:

Н₂ + 2K
= 2KН^-1 гидрид калия

Н₂ +
2Rb = 2RbН гидрид рубидия

с серой

Взаимодействие
ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:

S + 2K = K₂S
сульфид калия

S + 2Na = Na₂S
сульфид натрия

Взаимодействие
щелочных металлов со сложными веществами

с водой

Все
ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи,
из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:

2HOH + 2Na = 2NaOH
+ H₂↑

2K + 2HOH = 2KOH +
H₂↑

Литий
реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в
процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным
взрывом.

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

2Na + 2C₂H₅Cl
→ 2NaCl + C₄H₁₀

2Na + 2C₆H₅Br
→  2NaBr + C₆H₅–C₆H₅

со
спиртами и фенолами ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в
гидроксильной группе органического вещества:

2CH₃OH + 2К =
2CH₃OК + H₂↑

       метилат
калия

2C₆H₅OH
+ 2Na  = 2C₆H₅ONa + H₂

фенолят
натрия

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ IIA ГРУППЫ.

IIA
группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr
(стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя
этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств
остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более
схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое
«диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно
отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических
свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств
кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое
щелочноземельными металлами.

Все
элементы IIA группы относятся к s-элементам, т.е. содержат все свои валентные
электроны на s-подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего
электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns²
, где n – номер периода, в котором находится элемент.

Вследствие
особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо
нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2.
Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых
химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:

Ме⁰ –
2e^— → Ме⁺²

Кальций,
стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые
вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также
сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов
подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается
вниз по подгруппе.

Взаимодействие с
простыми веществами

с кислородом

Без
нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым
кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими
соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых
способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов,
которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего
керосина.

Be,
Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь
оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2):

2Mg + O₂
= 2MgO

2Ca + O₂ =
2CaO

2Ba + O₂
= 2BaO

Ba + O₂
= BaO₂

Следует
отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно
протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой,
помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей
формулой Me₃N₂.

с галогенами

Бериллий
реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA
группы — уже при комнатной температуре:

Мg + I₂
= MgI₂ – иодид магния

Са + Br₂
= СаBr₂ –  бромид кальция

Ва + Cl₂
= ВаCl₂ – хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA
группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в
зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов
требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех
металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с
неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить,
что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной
природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися
производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так
же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе
или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является
метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион
C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа
ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями
образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида –
метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с
углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих
малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более
крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид
получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные
металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С
кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом
– нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):

с водородом

Все
щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы
магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными
металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и
повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких
условиях.

Взаимодействие
со сложными веществами

с водой

Все
щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей
(растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь
при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная
оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая:
с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного
каления:

c кислотами-неокислителями

Все
металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями,
поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль
соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

c кислотами-окислителями

− разбавленной азотной кислотой

С
разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом
продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей)
являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N₂O), а в
случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH₄NO₃):             Ca + 10HNO₃(разб.) = 4Ca(NO₃)₂
+ N₂O↑ + 5H₂O

4Mg + 10HNO₃(сильно разб.) = 4Mg(NO₃)₂
+ NН₄NO₃ +
3H₂O

− концентрированной азотной кислотой

Концентрированная
азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е.
в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает
преимущественно в соответствии с уравнением:          

Магний
и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с
образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

− концентрированной серной кислотой

Бериллий
пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в
обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к
образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды:              Be + 2H₂SO₄
→ BeSO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

Барий также
пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования
нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария
растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению
в гидросульфат бария.

Остальные металлы
главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых
условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы может происходить до SO2,
H2S и S в зависимости от активности металла, температуры проведения реакции и
концентрации кислоты:

Mg + H₂SO₄(конц.) = MgSO₄
+ SO₂↑ + H₂O

3Mg + 4H₂SO₄(конц.) = 3MgSO₄
+ S↓ + 4H₂O

4Ca + 5H₂SO₄(конц.) = 4CaSO₄
+H₂S↑ + 4H₂O

с щелочами

Магний
и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко
реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении.
При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также
и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или
щелочноземельных металлов и газообразный водород:

Be + 2KOH + 2H₂O
= H₂↑ + K₂[Be(OH)₄] — тетрагидроксобериллат
калия

При
осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты
щелочных или щелочноземельных металлов и водород

Be + 2KOH = H₂↑+
K₂BeO₂ — бериллат калия

с оксидами

Щелочноземельные
металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и
некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:

Метод
восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.

ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛЮМИНИЯ.

Взаимодействие алюминия с простыми веществами

с кислородом

При
контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в
поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют
тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную
пленку состава Al2O3, которая
защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных
образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее,
мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:

4Аl + 3О₂
= 2Аl₂О₃

с галогенами

Алюминий
очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными
порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после
добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с
алюминием:

2Al + 3I₂ =2AlI₃

С
бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без
нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же
начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

Реакция
между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или
мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно
сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

с серой

При
нагревании до 150-200 ^оС или после поджигания смеси порошкообразных
алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с
выделением света:

с азотом

При
взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 ^oC образуется
нитрид алюминия:

с углеродом

При
температуре около 2000^oC алюминий взаимодействует с
углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени
окисления -4, как в метане.

Взаимодействие
алюминия со сложными веществами

с водой

Как
уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al2O3 не дает
алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий
инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с
поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида
аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично
реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного
водорода:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃
+ 3H₂↑

с оксидами металлов

После
поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в
ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так,
в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III)
развивается температура 2500-3000^оС. В результате этой реакции
образуется высокочистое расплавленное железо:

2AI + Fe₂O₃ = 2Fe + Аl₂О₃

Данный
метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием
называется алюмотермией или алюминотермией.

с кислотами-неокислителями

Взаимодействие
алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме
концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия
соответствующей кислоты и газообразного водорода:

2Аl + 3Н₂SO₄(разб.) = Аl₂(SO₄)₃
+ 3H₂↑

2AI + 6HCl = 2AICl₃
+ 3H₂↑

с кислотами-окислителями

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие
алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких
температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При
нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и
сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в
состав серной кислоты:

Такое
глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H₂SO₄) до
степени окисления -2 (в H₂S)
происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

— концентрированной азотной кислотой

Концентрированная
азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает
возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с
концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной
кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно
протекает реакция:

— разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие
алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой
приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в
зависимости от степени разбавления могут образовываться N₂O и NH₄NO₃:

8Al + 30HNO₃(разб.)
= 8Al(NO₃)₃ +3N₂O↑ + 15H₂O

8Al + 30HNO₃(оч.
разб) = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

со щелочами

Алюминий
реагирует как с водными растворами щелочей:

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

так
и с чистыми щелочами при сплавлении:

В
обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:

Аl₂О₃
+ 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

Аl₂О₃
+ 2NaOH = 2NaAlO₂ + Н₂О

В
случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки,
начинает реагировать с водой по уравнению:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃
+ 3H₂↑

Образующийся
гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида
натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:

Al(OH)₃
+ NaOH = Na[Al(OH)₄]

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ПЕРЕХОДНЫХ МЕТАЛЛОВ

(МЕДИ, ЦИНКА, ХРОМА, ЖЕЛЕЗА).

Взаимодействие
с простыми веществами

с кислородом

В
обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции
между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода
и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция
серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию
как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси
порошкообразных Cu и S до температуры 300-400оС образуется сульфид меди (I):

При
недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400оС образуется
сульфид серы (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II)
из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в
сероуглероде:

Данная
реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С
фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой
CuHal₂, где Hal – F, Cl или Br:                                      Cu
+ Br₂  = CuBr₂

В
случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид
меди (I):

С
водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие
со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями
являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и
азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии
окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это
означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

 

 с кислотами-окислителями

 — концентрированной серной кислотой

С
концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при
комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с
уравнением:

Поскольку
медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной
реакции только до степени окисления +4 (в SO₂).

 —
с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с
разбавленной HNO₃ приводит к образованию нитрата меди (II) и
монооксида азота:

3Cu + 8HNO₃(разб.) = 3Cu(NO₃)₂
+ 2NO↑ + 4H₂O

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная
HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с
концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной
кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае
концентрированной HNO₃ азот восстанавливается в меньшей степени:
вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей
конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за
электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO₃
= Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

с
оксидами неметаллов

Медь
реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO₂,
NO, N₂O медь окисляется до оксида меди (II), а азот
восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N₂:

В
случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид
меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с
оксидами металлов

При
спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 оС
может быть получен оксид меди (I):

Также
металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до
оксида железа (II):

с
солями металлов

Медь
вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их
солей:

Cu + 2AgNO₃
= Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓

Также
имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более
активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет,
т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со
степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe₂(SO₄)₃
+ Cu = CuSO₄ + 2FeSO₄

Cu + 2FeCl₃ = CuCl₂  + 2FeCl₂

Последняя
реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных
плат.

Коррозия меди

Медь
со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и
кислородом воздуха:

2Cu + H₂O
+ СО₂ + О₂ = (CuOН)₂СO₃

В
результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым
сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк
при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно
легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого
газа вследствие протекания реакции:

2Zn + H₂O
+ O₂ + CO₂ → Zn₂(OH)₂CO₃

Пар
цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени
горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При
нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой,
фосфором:

С
водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не
реагирует.

Цинк
реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H₂SO₄
(20%) → ZnSO₄ + H₂↑

Zn + 2HCl  →  ZnCl₂
+ H₂↑

Особенно
легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе
примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди.
Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для
того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в
соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При
температуре 800-900^oC (красное каление) металлический цинк, находясь
в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя
из него водород:

Zn + H₂O
= ZnO + H₂↑

Цинк
реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк
как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой
сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2H₂SO₄
= ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Состав
продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO₃(конц.) = Zn(NO₃)₂
+ 2NO₂↑ + 2H₂O

3Zn + 8HNO₃(40%)
= 3Zn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

4Zn +10HNO₃(20%)
= 4Zn(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O

5Zn + 12HNO₃(6%)
= 5Zn(NO₃)₂ + N₂↑ + 6H₂O

4Zn + 10HNO₃(0,5%)
= 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

На
направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты,
чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с
растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

Zn + 2NaOH + 2H2O
= Na2[Zn(OH)4] + H2↑

Zn + Ba(OH)2 +
2H2O = Ba[Zn(OH)4] + H2↑

С
безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В
сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным
восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO₃
+ 7NaOH + 6H₂O → 4Na₂[Zn(OH)₄] + NH₃↑

Благодаря
комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака,
восстанавливая водород:                                Zn + 4NH₃·H₂O
→ [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + H₂↑ + 2H₂O

Также
цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из
водных растворов их солей:

Zn + CuCl₂
= Cu + ZnCl₂

Zn + FeSO₄
= Fe + ZnSO₄

Химические свойства хрома

Наиболее
часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их
следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других
степеней окисления хром не имеет.

При
обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие
с неметаллами

с кислородом

Раскаленный
до температуры более 600 ^oС порошкообразный металлический хром
сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):        4Cr + 3O₂
= ^ot =>
2Cr₂O₃

с галогенами

С
хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом
(250 и 300 ^oC соответственно):                                          2Cr + 3F₂ = ^ot=> 2CrF₃

2Cr + 3Cl₂ = ^ot => 2CrCl₃

С
бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 ^oC):

2Cr + 3Br₂
= ^ot=> 2CrBr₃

с азотом

С
азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 ^oС:

2Cr + N₂
=^ot=> 2CrN

с серой

С
серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III),
что зависит от пропорций серы и хрома:                            Cr + S  =^ot=>  CrS

2Cr + 3S  =^ot=>  Cr₂S₃

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие
со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром
относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов
между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает  между
раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3H₂O
=^ot=>  Cr₂O₃ + 3H₂↑

Взаимодействие с кислотами

Хром
при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной
кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до
степени окисления +3:

Cr + 6HNO₃(конц.) =⁰t=>
Cr(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

2Cr + 6H₂SO₄(конц)  =⁰t =>
Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

В
случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота
является простое вещество N₂:                         10Cr + 36HNO₃(разб) =
10Cr(NO₃)₃
+ 3N₂↑ + 18H₂O

Хром
расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен
выделять H₂ из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций
в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):            Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂↑

Cr + H₂SO₄(разб.) = CrSO₄
+ H₂↑

При
проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется
содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например,
уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O₂
= 4CrCl₃ + 6H₂O

При
сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей
хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Для
него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и
гидроксида Fe(OH)₂ преобладают основные свойства, у оксида Fe₂O₃
и гидроксида Fe(OH)₃ заметно выражены амфотерные. Так оксид и
гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в
концентрированных растворах щелочей,  а также реагируют с безводными щелочами
при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма
неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны
соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей
«железной кислоты» H₂FeO₄. Указанные соединения
относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. 
При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, 
выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с
простыми веществами

С кислородом

При
сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину,
имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав
которого условно можно представить формулой FeO∙ Fe₂O₃.
Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O₂
=⁰t =>
Fe₃O₄

С серой

При
нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =⁰t =>
FeS

Либо
же при избытке серы дисульфид железа:

Fe + 2S =⁰t =>
FeS₂

С галогенами

Всеми
галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3,
образуя галогениды железа (lll):                   2Fe + 3F₂ =⁰t =>
2FeF₃ – фторид железа
(lll)

2Fe + 3Cl₂ =⁰t =>
2FeCl₃ – хлорид железа
(lll)

2Fe + 3Br₂ =⁰t =>
2FeBr₃ – бромид железа
(lll)

Йод
же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до
степени окисления +2:                                   Fe + I₂ =⁰t =>
FeI₂ – йодид железа
(ll)

Следует
отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в
водном растворе до свободного йода I₂ при этом восстанавливаясь до
степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

2FeCl₃
+ 2KI = 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

2Fe(OH)₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 6H₂O

Fe₂O₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

С
водородом

Железо
с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные
металлы и щелочноземельные):                       

Взаимодействие со
сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так
как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно
способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме
H2SO4 (конц.)  и HNO3 любой концентрации):

Fe + H₂SO₄
(разб.) =  FeSO₄ + H₂↑

Fe + 2HCl =  FeCl₂
+ H₂↑

Нужно
обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до
какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной  и
концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более
глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с
концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие
с кислотами-окислителями

С
концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не
реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

Fe + 6H₂SO₄ = ^ot=> Fe₂(SO₄)₃
+ 3SO₂ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃
=^ot=> Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Обратите
внимание на то,  что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени
окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На
влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H₂O
+ 3O₂ = 4Fe(OH)₃

С
водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при
кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры
красного каления (>800 ^оС). т.е.: