Kovy reagují s příklady nekovů. Chemické vlastnosti kovů. Obecné fyzikální vlastnosti kovů

Cíl práce: prakticky se seznámit s charakteristickými chemickými vlastnostmi kovů různé činnosti a jejich sloučenin; studovat vlastnosti kovů s amfoterními vlastnostmi. Redoxní reakce se vyrovnávají metodou elektron-iontové rovnováhy.

Teoretická část

Fyzikální vlastnosti kovů. Za normálních podmínek jsou všechny kovy, kromě rtuti, pevné látky, které se výrazně liší stupněm tvrdosti. Kovy, které jsou vodiči prvního druhu, mají vysokou elektrickou a tepelnou vodivost. Tyto vlastnosti jsou spojeny se strukturou krystalové mřížky, v jejíchž uzlech jsou kovové ionty, mezi kterými se pohybují volné elektrony. K přenosu elektřiny a tepla dochází v důsledku pohybu těchto elektronů.

Chemické vlastnosti kovů . Všechny kovy jsou redukčními činidly, tzn. Během chemických reakcí ztrácejí elektrony a stávají se kladně nabitými ionty. Výsledkem je, že většina kovů reaguje s typickými oxidačními činidly, jako je kyslík, za vzniku oxidů, které ve většině případů pokrývají povrch kovů v husté vrstvě.

Mg° + O 2 °=2 mg +2 Ó- 2

Mg-2=Mg +2

O 2 +4 = 2О -2

Redukční aktivita kovů v roztocích závisí na poloze kovu v napěťové řadě nebo na hodnotě elektrodového potenciálu kovu (tabulka).Čím nižší je elektrodový potenciál daného kovu, tím je redukční činidlo aktivnější. je. Všechny kovy lze rozdělit na 3 skupiny :

Aktivní kovy – od začátku řady napětí (tj. od Li) po Mg;

Kovy se střední aktivitou z Mg na H;

Nízko aktivní kovy – od H do konce napěťové řady (do Au).

Kovy skupiny 1 interagují s vodou (patří sem hlavně alkalické kovy a kovy alkalických zemin); Produkty reakce jsou hydroxidy příslušných kovů a vodík, například:

2°+2Н 2 O=2KOH+H 2 O

K°-=K + | 2

2H + +2 =N 2 0 | 1

Interakce kovů s kyselinami

Všechny bezkyslíkaté kyseliny (HCl chlorovodíková, bromovodíková HBr atd.), jakož i některé kyseliny obsahující kyslík (zředěné kyselina sírová H 2 SO 4, fosfor H 3 PO 4, octový CH 3 COOH aj.) reagují s kovy 1. a 2. skupiny, které jsou v napěťové řadě až vodík. V tomto případě se vytvoří odpovídající sůl a uvolní se vodík:

Zn+ H 2 TAK 4 = ZnSO 4 + H 2

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2H + +2 =N 2 ° | 1

Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje kovy 1., 2. a částečně 3. skupiny (až Ag včetně) při redukci na SO 2 - bezbarvý plyn štiplavého zápachu, volná síra vysrážená ve formě bílé sraženiny nebo sirovodík H 2 S - plyn se zkaženým zápachem vajec Čím aktivnější je kov, tím více síry je redukováno, například:

| 1

| 8

Kyselina dusičná jakékoliv koncentrace oxiduje téměř všechny kovy, čímž vzniká dusičnan odpovídajícího kovu, voda a redukční produkt N +5 (NO 2 - hnědý plyn štiplavého zápachu, NO - bezbarvý plyn štiplavého zápachu, N 2 O - plyn s narkotickým zápachem, N 2 je plyn bez zápachu, NH 4 NO 3 je bezbarvý roztok). Čím aktivnější je kov a čím je kyselina zředěnější, tím více dusíku je v kyselině dusičné redukováno.

Reagujte s alkáliemi amfoterní kovy patřící především do skupiny 2 (Zn, Be, Al, Sn, Pb atd.). Reakce probíhá tavením kovů s alkálií:

Pb+2 NaOH= Na 2 PbO 2 +H 2

Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1

2H + +2 =N 2 ° | 1

nebo při interakci se silným alkalickým roztokem:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 +H 2

Be°-2= Buď +2 | 1

Amfoterní kovy tvoří amfoterní oxidy a v souladu s tím amfoterní hydroxidy (reagující s kyselinami a zásadami za vzniku solí a vody), například:

nebo v iontové formě:

nebo v iontové formě:

Praktická část

Zkušenost č. 1.Interakce kovů s vodou .

Vezměte malý kousek alkalického kovu nebo kovu alkalických zemin (sodík, draslík, lithium, vápník), který je uložen ve sklenici s petrolejem, důkladně jej osušte filtračním papírem a přidejte do porcelánového hrnku naplněného vodou. Na konci experimentu přidejte několik kapek fenolftaleinu a určete médium výsledného roztoku.

Když hořčík reaguje s vodou, zahřívejte reakční zkumavku nějakou dobu na alkoholové lampě.

Zkušenost č. 2.Interakce kovů se zředěnými kyselinami .

Nalijte 20 - 25 kapek 2N roztoku chlorovodíkové, sírové a kyseliny dusičné. Do každé zkumavky vhoďte kovy ve formě drátků, kousků nebo hoblin. Pozorujte probíhající jevy. Zkumavky, ve kterých se nic neděje, zahřívejte v lihové lampě, dokud reakce nezačne. Opatrně přičichněte ke zkumavce obsahující kyselinu dusičnou, abyste určili uvolněný plyn.

Zkušenost č. 3.Interakce kovů s koncentrovanými kyselinami .

Nalijte 20 - 25 kapek koncentrované kyseliny dusičné a sírové (opatrně!) do dvou zkumavek, ponořte do nich kov a pozorujte, co se stane. V případě potřeby lze zkumavky před zahájením reakce zahřát v alkoholové lampě. Chcete-li zjistit uvolněné plyny, opatrně čichejte zkumavky.

Pokus č. 4.Interakce kovů s alkáliemi .

Nalijte 20 - 30 kapek koncentrovaného alkalického roztoku (KOH nebo NaOH) do zkumavky a přidejte kov. Zkumavku mírně zahřejte. Pozorujte, co se děje.

Zkušenosti№5. Účtenka a vlastnosti hydroxidy kovů.

Nalijte 15-20 kapek soli odpovídajícího kovu do zkumavky, přidávejte alkálie, dokud se nevytvoří sraženina. Sediment rozdělte na dvě části. Do jedné části nalijte roztok kyseliny chlorovodíkové a do druhé alkalický roztok. Poznamenejte si pozorování, napište rovnice v molekulární, plně iontové a krátké iontové formě a vyvodte závěry o povaze výsledného hydroxidu.

Návrh práce a závěry

Napište rovnice elektron-iontové rovnováhy pro redoxní reakce, napište iontové výměnné reakce v molekulární a iontově-molekulární formě.

Ve svých závěrech napište, do které skupiny činností (1, 2 nebo 3) patří vámi zkoumaný kov a jaké vlastnosti – zásadité nebo amfoterní – vykazuje jeho hydroxid. Zdůvodněte své závěry.

Laboratorní práce č. 11

Struktura atomů kovů určuje nejen charakteristiku fyzikální vlastnosti jednoduché látky – kovy, ale i jejich obecné chemické vlastnosti.

S velkou rozmanitostí jsou všechny chemické reakce kovů redoxní a mohou být pouze dvou typů: kombinace a substituce. Kovy jsou schopny darovat elektrony během chemických reakcí, to znamená, že jsou redukčními činidly a ve výsledných sloučeninách vykazují pouze kladný oxidační stav.

Obecně to lze vyjádřit následujícím diagramem:
Já 0 – ne → Já + n,
kde Me je kov - jednoduchá látka a Me 0+n je kov chemický prvek ve spojení.

Kovy jsou schopny darovat své valenční elektrony nekovovým atomům, vodíkovým iontům a iontům jiných kovů, a proto budou reagovat s nekovy - jednoduché látky, voda, kyseliny, soli. Redukční schopnost kovů se však liší. Složení reakčních produktů kovů s různými látkami závisí na oxidační schopnosti látek a podmínkách, za kterých reakce probíhá.

Při vysokých teplotách většina kovů hoří v kyslíku:

2Mg + O2 = 2MgO

Pouze zlato, stříbro, platina a některé další kovy za těchto podmínek neoxidují.

Mnoho kovů reaguje s halogeny bez zahřívání. Například hliníkový prášek, když se smíchá s bromem, zapálí:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Při interakci kovů s vodou se v některých případech tvoří hydroxidy. Velmi aktivní, když normální podmínky interagovat s vodou alkalických kovů, dále vápník, stroncium, baryum. Obecné schéma této reakce vypadá takto:

Me + HOH -> Me(OH)n + H2

Jiné kovy reagují s vodou při zahřívání: hořčík, když se vaří, železo ve vodní páře, když se vaří červeně. V těchto případech se získávají oxidy kovů.

Pokud kov reaguje s kyselinou, je součástí výsledné soli. Když kov interaguje s kyselými roztoky, může být oxidován vodíkovými ionty přítomnými v roztoku. Zkrácenou iontovou rovnici lze zapsat v obecném tvaru takto:

Me + nH + → Me n + + H 2

Anionty kyselin obsahujících kyslík, jako je koncentrovaná sírová a dusičná, mají silnější oxidační vlastnosti než vodíkové ionty. Proto ty kovy, které nejsou schopny oxidovat vodíkovými ionty, například měď a stříbro, reagují s těmito kyselinami.

Při interakci kovů se solemi dochází k substituční reakci: elektrony z atomů nahrazujícího – aktivnějšího kovu – přecházejí na ionty nahrazovaného – méně aktivního kovu. Pak síť nahradí kov kovem v solích. Tyto reakce nejsou vratné: jestliže kov A vytěsní kov B ze solného roztoku, pak kov B nevytlačí kov A ze solného roztoku.

V sestupném pořadí chemické aktivity projevující se reakcemi kovů, které se vzájemně vytěsňují z vodných roztoků jejich solí, se kovy nacházejí v elektrochemická řada napětí (činnosti) kovů:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Kovy umístěné vlevo v této řadě jsou aktivnější a jsou schopny vytěsnit následující kovy ze solných roztoků.

Vodík je zařazen do elektrochemické napěťové řady kovů jako jediný nekov, který sdílí s kovy obecný majetek- tvoří kladně nabité ionty. Proto vodík nahrazuje některé kovy v jejich solích a sám může být nahrazen mnoha kovy v kyselinách, například:

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H2 + Q

Kovy, které jsou v elektrochemické napěťové řadě před vodíkem, jej vytěsňují z roztoků mnoha kyselin (solná, sírová atd.), ale všechny následující, například měď, jej nevytlačují.

webové stránky, při kopírování celého materiálu nebo jeho části je vyžadován odkaz na zdroj.

Chemické vlastnosti kovy: interakce s kyslíkem, halogeny, sírou a vztah k vodě, kyselinám, solím.

Chemické vlastnosti kovů jsou určeny schopností jejich atomů snadno předávat elektrony z vnější energetické hladiny a přeměňovat se v kladně nabité ionty. V chemických reakcích se tedy kovy ukazují jako energetická redukční činidla. To je jejich hlavní společná chemická vlastnost.

Schopnost darovat elektrony se liší mezi atomy jednotlivých kovových prvků. Čím snadněji se kov vzdává svých elektronů, tím je aktivnější a tím prudčeji reaguje s jinými látkami. Na základě výzkumu byly všechny kovy seřazeny podle klesající aktivity. Tuto sérii poprvé navrhl vynikající vědec N. N. Beketov. Tato činnostní řada kovů se také nazývá řada posunů kovů nebo elektrochemická řada napětí kovů. Vypadá to takto:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Pomocí této série můžete zjistit, který kov je aktivní v jiném. Tato řada obsahuje vodík, který není kov. Jeho viditelné vlastnosti jsou pro srovnání brány jako jakési nuly.

Kovy, které mají vlastnosti redukčních činidel, reagují s různými oxidačními činidly, především s nekovy. Kovy reagují s kyslíkem za normálních podmínek nebo při zahřívání za vzniku oxidů, například:

2Mg0 + 002 = 2Mg+20-2

Při této reakci se oxidují atomy hořčíku a redukují atomy kyslíku. Ušlechtilé kovy na konci série reagují s kyslíkem. Aktivně dochází k reakcím s halogeny, například ke spalování mědi v chlóru:

Cuo + Cl02 = Cu+2Cl-2

Reakce se sírou se nejčastěji vyskytují při zahřívání, například:

Fe0 + SO = Fe+2S-2

Aktivní kovy, které jsou v řadě aktivit kovů v Mg, reagují s vodou za vzniku alkálií a vodíku:

2Na0 + 2H+20 -> 2Na+OH + H02

Středně aktivní kovy od Al po H2 reagují s vodou za tvrdších podmínek a tvoří oxidy a vodík:

Pb0 + H+2O Chemické vlastnosti kovů: interakce s kyslíkem Pb+2O + H02.

Schopnost kovu reagovat s kyselinami a solemi v roztoku závisí také na jeho poloze v řadě vytěsňování kovů. Kovy ve vytěsňovací řadě kovů nalevo od vodíku obvykle vytěsňují (redukují) vodík ze zředěných kyselin, zatímco kovy umístěné napravo od vodíku jej nevytěsňují. Zinek a hořčík tedy reagují s roztoky kyselin, uvolňují vodík a tvoří soli, ale měď nereaguje.

Mg0 + 2H+Cl -> Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Atomy kovů v těchto reakcích jsou redukční činidla a vodíkové ionty jsou oxidační činidla.

Kovy reagují se solemi ve vodných roztocích. Aktivní kovy vytěsňují méně aktivní kovy ze složení solí. To lze určit pomocí řady aktivit kovů. Produkty reakce jsou nová sůl a nový kov. Pokud je tedy železná deska ponořena do roztoku síranu měďnatého (II), po nějaké době se na ní uvolní měď ve formě červeného povlaku:

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0.

Ale pokud je stříbrná deska ponořena do roztoku síranu měďnatého (II), nedojde k žádné reakci:

Ag + CuSO4 ≠ .

K provádění takových reakcí nemůžete použít příliš aktivní kovy (od lithia po sodík), které mohou reagovat s vodou.

Proto jsou kovy schopny reagovat s nekovy, vodou, kyselinami a solemi. Ve všech těchto případech jsou kovy oxidovány a jsou redukčními činidly. Předpovídat proud chemické reakce za účasti kovů by měla být použita řada posunů kovů.

Kovy jsou aktivní redukční činidla s kladným oxidačním stavem. Díky svým chemickým vlastnostem jsou kovy široce používány v průmyslu, hutnictví, lékařství a stavebnictví.

Kovová činnost

Při reakcích se atomy kovů vzdávají valenčních elektronů a oxidují se. Čím více energetických hladin a méně elektronů atom kovu má, tím snazší je pro něj vzdát se elektronů a podstoupit reakce. Proto se vlastnosti kovů v periodické tabulce zvyšují shora dolů a zprava doleva.

Rýže. 1. Změny vlastností kovů v periodické tabulce.

Aktivita jednoduchých látek je znázorněna v elektrochemické napěťové řadě kovů. Vlevo od vodíku jsou aktivní kovy (aktivita se zvyšuje směrem doleva), vpravo jsou neaktivní kovy.

Alkalické kovy ve skupině I vykazují největší aktivitu periodická tabulka a stojící vlevo od vodíku v elektrochemické řadě napětí. S mnoha látkami reagují již při pokojové teplotě. Následují kovy alkalických zemin, které jsou zařazeny do skupiny II. Při zahřívání reagují s většinou látek. Kovy v elektrochemické řadě od hliníku po vodík (střední aktivita) vyžadují pro vstup do reakcí další podmínky.

Rýže. 2. Elektrochemické řady napětí kovů.

Některé kovy vykazují amfoterní vlastnosti nebo dualitu. Kovy, jejich oxidy a hydroxidy reagují s kyselinami a zásadami. Většina kovů reaguje pouze s určitými kyselinami, vytěsňuje vodík a tvoří sůl. Nejvýraznější duální vlastnosti vykazují:

• hliník;
• Vést;
• zinek;
• žehlička;
• měď;
• beryllium;
• chrom.

Každý kov je schopen ze solí vytěsnit jiný kov stojící v elektrochemické řadě napravo od něj. Kovy nalevo od vodíku jej vytlačují ze zředěných kyselin.

Vlastnosti

Vlastnosti interakce kovů s různé látky jsou uvedeny v tabulce chemických vlastností kovů.

Kovy mezi sebou interagují a tvoří intermetalické sloučeniny - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

aplikace

Obecné chemické vlastnosti kovů se používají k výrobě slitin, detergentů a používají se při katalytických reakcích. Kovy jsou přítomny v bateriích, elektronice a podpůrných konstrukcích.

Hlavní oblasti použití jsou uvedeny v tabulce.

Rýže. 3. Bismut.

co jsme se naučili?

Z hodiny chemie 9. třídy jsme se učili o základních chemických vlastnostech kovů. Schopnost interakce s jednoduchými a složitými látkami určuje aktivitu kovů. Čím aktivnější je kov, tím snadněji reaguje za normálních podmínek. Aktivní kovy reagují s halogeny, nekovy, vodou, kyselinami a solemi. Amfoterní kovy reagují s alkáliemi. Nízko aktivní kovy nereagují s vodou, halogeny a většinou nekovů. Krátce jsme zhodnotili oblasti použití. Kovy se používají v lékařství, průmyslu, metalurgii a elektronice.

Test na dané téma

Vyhodnocení zprávy

Průměrné hodnocení: 4.4. Celková obdržená hodnocení: 120.

Kovy se velmi liší ve své chemické aktivitě. Chemickou aktivitu kovu lze přibližně posoudit podle jeho polohy v.

Nejaktivnější kovy se nacházejí na začátku této řady (vlevo), nejméně aktivní jsou na konci (vpravo).
Reakce s jednoduchými látkami. Kovy reagují s nekovy za vzniku binárních sloučenin. Reakční podmínky a někdy i jejich produkty se pro různé kovy velmi liší.
Například alkalické kovy aktivně reagují s kyslíkem (včetně vzduchu) při pokojové teplotě za vzniku oxidů a peroxidů

4Li + 02 = 2Li20;
2Na + 02 = Na202

Kovy střední aktivity při zahřívání reagují s kyslíkem. V tomto případě se tvoří oxidy:

2Mg + 02 = t2MgO.

Nízko aktivní kovy (například zlato, platina) nereagují s kyslíkem, a proto prakticky nemění svůj lesk na vzduchu.
Většina kovů, když se zahřeje s práškovou sírou, tvoří odpovídající sulfidy:

Reakce s komplexními látkami. S kovy reagují sloučeniny všech tříd - oxidy (včetně vody), kyseliny, zásady a soli.
Aktivní kovy prudce reagují s vodou při pokojové teplotě:

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2;
Ba + 2H20 = Ba(OH)2 + H2.

Povrch kovů, jako je hořčík a hliník, je chráněn hustým filmem odpovídajícího oxidu. To zabraňuje reakci s vodou. Pokud je však tento film odstraněn nebo je narušena jeho celistvost, pak i tyto kovy aktivně reagují. Například práškový hořčík reaguje s horkou vodou:

Mg + 2H20 = 100 °C Mg(OH)2 + H2.

Při zvýšených teplotách reagují s vodou i méně aktivní kovy: Zn, Fe, Mil atd. V tomto případě vznikají odpovídající oxidy. Například při průchodu vodní páry přes horké železné piliny dochází k následující reakci:

3Fe + 4H20 = tFe304 + 4H2.

Kovy v řadě aktivit až po vodík reagují s kyselinami (kromě HNO 3) za vzniku solí a vodíku. Aktivní kovy (K, Na, Ca, Mg) reagují s roztoky kyselin velmi prudce (vysokou rychlostí):

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
2Al + 3H2S04 = AI2(S04)3 + 3H2.

Nízko aktivní kovy jsou často prakticky nerozpustné v kyselinách. To je způsobeno tvorbou filmu nerozpustné soli na jejich povrchu. Například olovo, které je v řadě aktivit před vodíkem, je prakticky nerozpustné ve zředěné kyselině sírové a kyseliny chlorovodíkové v důsledku tvorby filmu nerozpustných solí (PbSO 4 a PbCl 2) na jeho povrchu.