Metaller reagerar med icke-metallexempel. Kemiska egenskaper hos metaller. Allmänna fysikaliska egenskaper hos metaller

Målet med arbetet: praktiskt taget bli bekant med de karakteristiska kemiska egenskaperna hos metaller av olika aktiviteter och deras föreningar; studera egenskaperna hos metaller med amfotära egenskaper. Redoxreaktioner utjämnas med hjälp av elektron-jonbalansmetoden.

Teoretisk del

Fysikaliska egenskaper hos metaller. Under normala förhållanden är alla metaller, utom kvicksilver, fasta ämnen som skiljer sig kraftigt åt i hårdhetsgraden. Metaller, som är ledare av det första slaget, har hög elektrisk och termisk ledningsförmåga. Dessa egenskaper är förknippade med strukturen hos kristallgittret, i vars noder det finns metalljoner, mellan vilka fria elektroner rör sig. Överföringen av elektricitet och värme sker på grund av rörelsen av dessa elektroner.

Kemiska egenskaper hos metaller . Alla metaller är reduktionsmedel, d.v.s. Under kemiska reaktioner förlorar de elektroner och blir positivt laddade joner. Som ett resultat reagerar de flesta metaller med typiska oxidationsmedel, såsom syre, och bildar oxider, som i de flesta fall täcker metallytan i ett tätt lager.

Mg° +O 2 °=2Mg +2 O- 2

Mg-2=Mg +2

HANDLA OM 2 +4 =2О -2

Den reducerande aktiviteten hos metaller i lösningar beror på metallens position i spänningsserien eller på värdet på metallens elektrodpotential (tabell) Ju lägre elektrodpotential en given metall har, desto mer aktivt reduktionsmedel är den. är. Alla metaller kan delas in i 3 grupper :

Aktiva metaller – från början av stressserien (dvs. från Li) till Mg;

Metaller med medelhög aktivitet från Mg till H;

Lågaktiva metaller – från H till slutet av spänningsserien (till Au).

Metaller i grupp 1 interagerar med vatten (detta inkluderar huvudsakligen alkali- och jordalkalimetaller); Reaktionsprodukterna är hydroxider av motsvarande metaller och väte, till exempel:

2º°+2º 2 O=2KOH+H 2 HANDLA OM

K°-=K + | 2

2H + +2 =N 2 0 | 1

Interaktion mellan metaller och syror

Alla syrefria syror (salt HCl, bromväte HBr, etc.), samt vissa syrehaltiga syror (utspädda svavelsyra H 2 SO 4 , fosfor H 3 PO 4 , ättiksyra CH 3 COOH, etc.) reagerar med metaller i grupperna 1 och 2 som finns i spänningsserien upp till väte. I det här fallet bildas motsvarande salt och väte frigörs:

Zn+ H 2 SÅ 4 = ZnSO 4 + H 2

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2H + +2 =N 2 ° | 1

Koncentrerad svavelsyra oxiderar metaller från grupperna 1, 2 och delvis 3 (till och med Ag) samtidigt som den reduceras till SO 2 - en färglös gas med en stickande lukt, fritt svavel utfällt i form av en vit fällning eller svavelväte H 2 S - en gas med en ruttet lukt ägg Ju mer aktiv metall, desto mer svavel reduceras, till exempel:

| 1

| 8

Salpetersyra oavsett koncentration oxiderar nästan alla metaller, vilket resulterar i bildandet av nitrat av motsvarande metall, vatten och reduktionsprodukten N +5 (NO 2 - brun gas med skarp lukt, NO - färglös gas med skarp lukt, N 2 O - gas med narkotisk lukt, N2 är en luktfri gas, NH4NO3 är en färglös lösning). Ju aktivare metallen är och ju mer utspädd syran är, desto mer kväve reduceras i salpetersyra.

Reagera med alkalier amfotär metaller som huvudsakligen tillhör grupp 2 (Zn, Be, Al, Sn, Pb, etc.). Reaktionen fortsätter genom att smälta metaller med alkali:

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

Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1

2H + +2 =N 2 ° | 1

eller vid interaktion med en stark alkalilösning:

Be + 2NaOH + 2H 2 HANDLA OM = Na 2 +H 2

Be°-2=Var +2 | 1

Amfotära metaller bildar amfotära oxider och följaktligen amfotära hydroxider (reagerar med syror och alkalier för att bilda salter och vatten), till exempel:

eller i jonform:

eller i jonform:

Praktisk del

Erfarenhet nr 1.Interaktion mellan metaller och vatten .

Ta en liten bit alkali- eller jordalkalimetall (natrium, kalium, litium, kalcium), som förvaras i en burk fotogen, torka den ordentligt med filterpapper och lägg den i en porslinskopp fylld med vatten. I slutet av experimentet, tillsätt några droppar fenolftalein och bestäm mediet för den resulterande lösningen.

När magnesium reagerar med vatten, värm reaktionsröret en stund på en alkohollampa.

Erfarenhet nr 2.Interaktion av metaller med utspädda syror .

Häll 20 - 25 droppar 2N lösning av saltsyra, svavelsyra och salpetersyror. Släpp metaller i form av trådar, bitar eller spån i varje provrör. Observera de fenomen som äger rum. Värm provrören där ingenting händer i en alkohollampa tills reaktionen börjar. Snuffa försiktigt på provröret som innehåller salpetersyra för att avgöra vilken gas som frigörs.

Erfarenhet nr 3.Interaktion mellan metaller och koncentrerade syror .

Häll 20 - 25 droppar koncentrerad salpetersyra och svavelsyra (försiktigt!) i två provrör, sänk ner metallen i dem och observera vad som händer. Vid behov kan provrören värmas i en alkohollampa innan reaktionen börjar. För att avgöra vilka gaser som frigörs, sniffa försiktigt på rören.

Experiment nr 4.Interaktion mellan metaller och alkalier .

Häll 20 - 30 droppar av en koncentrerad alkalilösning (KOH eller NaOH) i ett provrör och tillsätt metallen. Värm provröret något. Observera vad som händer.

Erfarenhet№5. Mottagande och fastigheter metallhydroxider.

Häll 15-20 droppar salt av motsvarande metall i ett provrör, tillsätt alkali tills en fällning bildas. Dela sedimentet i två delar. Häll en saltsyralösning till en del och en alkalilösning till den andra. Notera observationerna, skriv ekvationer i molekylär, full jonisk och kort jonisk form och dra slutsatser om arten av den resulterande hydroxiden.

Utformning av arbetet och slutsatser

Skriva elektron-jonbalansekvationer för redoxreaktioner, skriva jonbytesreaktioner i molekylär och jonmolekylär form.

Skriv i dina slutsatser vilken aktivitetsgrupp (1, 2 eller 3) metallen du studerade tillhör och vilka egenskaper - grundläggande eller amfotera - dess hydroxid uppvisar. Motivera dina slutsatser.

Laboratoriearbete nr 11

Metallatomernas struktur bestämmer inte bara egenskapen fysikaliska egenskaper enkla ämnen - metaller, men också deras allmänna kemiska egenskaper.

Med stor mångfald är alla kemiska reaktioner av metaller redox och kan bara vara av två typer: kombination och substitution. Metaller kan donera elektroner under kemiska reaktioner, det vill säga vara reduktionsmedel och endast uppvisa ett positivt oxidationstillstånd i de resulterande föreningarna.

I allmänhet kan detta uttryckas med följande diagram:
Jag 0 – ne → Jag +n,
där Me är en metall - en enkel substans, och Me 0+n är en metall kemiskt element i samband.

Metaller kan donera sina valenselektroner till icke-metallatomer, vätejoner och joner av andra metaller, och kommer därför att reagera med icke-metaller - enkla ämnen, vatten, syror, salter. Men metallernas reducerande förmåga varierar. Sammansättningen av reaktionsprodukterna av metaller med olika ämnen beror på ämnenas oxidationsförmåga och de förhållanden under vilka reaktionen sker.

Vid höga temperaturer brinner de flesta metaller i syre:

2Mg + O2 = 2MgO

Endast guld, silver, platina och vissa andra metaller oxiderar inte under dessa förhållanden.

Många metaller reagerar med halogener utan att värmas upp. Till exempel antänder aluminiumpulver när det blandas med brom:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

När metaller interagerar med vatten bildas hydroxider i vissa fall. Mycket aktiv när normala förhållanden interagerar med vatten alkaliska metaller, såväl som kalcium, strontium, barium. Det allmänna schemat för denna reaktion ser ut så här:

Me + HOH → Me(OH)n + H 2

Andra metaller reagerar med vatten vid upphettning: magnesium när det kokar, järn i vattenånga när det kokar rött. I dessa fall erhålls metalloxider.

Om en metall reagerar med en syra är den en del av det resulterande saltet. När en metall interagerar med sura lösningar kan den oxideras av vätejoner som finns i lösningen. Den förkortade joniska ekvationen kan skrivas i allmän form enligt följande:

Me + nH + → Me n + + H 2

Anjonerna av syrehaltiga syror, såsom koncentrerad svavelsyra och salpetersyra, har starkare oxiderande egenskaper än vätejoner. Därför reagerar de metaller som inte kan oxideras av vätejoner, till exempel koppar och silver, med dessa syror.

När metaller interagerar med salter uppstår en substitutionsreaktion: elektroner från atomerna i den ersättande - mer aktiva metallen - passerar till jonerna i den ersatta - mindre aktiva metallen. Då ersätter nätverket metall med metall i salter. Dessa reaktioner är inte reversibla: om metall A förskjuter metall B från saltlösningen, kommer metall B inte att ersätta metall A från saltlösningen.

I fallande ordning av kemisk aktivitet manifesterad i reaktioner av metaller som tränger undan varandra från vattenlösningar av deras salter, är metallerna belägna i elektrokemisk serie spänningar (aktiviteter) av metaller:

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

Metaller som ligger till vänster i denna rad är mer aktiva och kan tränga undan följande metaller från saltlösningar.

Väte ingår i den elektrokemiska spänningsserien av metaller som den enda icke-metall som delar med metaller allmän egendom- bildar positivt laddade joner. Därför ersätter väte vissa metaller i deras salter och kan i sig ersättas av många metaller i syror, till exempel:

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2 + Q

Metaller som kommer före väte i den elektrokemiska spänningsserien förskjuter det från lösningar av många syror (saltsyra, svavelsyra, etc.), men alla de som följer det, till exempel koppar, förskjuter det inte.

webbplats, vid kopiering av material helt eller delvis krävs en länk till källan.

Kemiska egenskaper metaller: interaktion med syre, halogener, svavel och förhållande till vatten, syror, salter.

De kemiska egenskaperna hos metaller bestäms av deras atomers förmåga att lätt ge upp elektroner från en extern energinivå och omvandlas till positivt laddade joner. Sålunda visar sig metaller i kemiska reaktioner vara energetiska reduktionsmedel. Detta är deras huvudsakliga gemensamma kemiska egenskap.

Förmågan att donera elektroner varierar mellan atomerna i enskilda metalliska element. Ju lättare en metall ger upp sina elektroner, desto aktivare är den, och desto kraftigare reagerar den med andra ämnen. Baserat på forskning ordnades alla metaller i den ordning de minskade deras aktivitet. Denna serie föreslogs först av den enastående vetenskapsmannen N. N. Beketov. Denna aktivitetsserie av metaller kallas också för förskjutningsserien av metaller eller den elektrokemiska serien av metallspänningar. Det ser ut så här:

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

Med hjälp av denna serie kan du upptäcka vilken metall som är aktiv i en annan. Denna serie innehåller väte, som inte är en metall. Dess synliga egenskaper tas för jämförelse som ett slags noll.

Med egenskaperna hos reduktionsmedel reagerar metaller med olika oxidationsmedel, främst med icke-metaller. Metaller reagerar med syre under normala förhållanden eller vid upphettning för att bilda oxider, till exempel:

2MgO + 002 = 2Mg+2O-2

I denna reaktion oxideras magnesiumatomer och syreatomer reduceras. Ädelmetallerna i slutet av serien reagerar med syre. Reaktioner med halogener sker aktivt, till exempel förbränning av koppar i klor:

CuO + Cl02 = Cu+2Cl-2

Reaktioner med svavel inträffar oftast vid upphettning, till exempel:

FeO + SO = Fe+2S-2

Aktiva metaller i aktivitetsserien av metaller i Mg reagerar med vatten och bildar alkalier och väte:

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

Medelaktiva metaller från Al till H2 reagerar med vatten under svårare förhållanden och bildar oxider och väte:

Pb0 + H+2O Metallers kemiska egenskaper: interaktion med syre Pb+2O + H02.

En metalls förmåga att reagera med syror och salter i lösning beror också på dess position i metallförskjutningsserien. Metaller i den undanträngande raden av metaller till vänster om väte förskjuter (reducerar) vanligtvis väte från utspädda syror, medan metaller som ligger till höger om väte inte tränger undan det. Således reagerar zink och magnesium med sura lösningar, frigör väte och bildar salter, men koppar reagerar inte.

MgO + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Metallatomerna i dessa reaktioner är reduktionsmedel och vätejonerna är oxidationsmedel.

Metaller reagerar med salter i vattenlösningar. Aktiva metaller ersätter mindre aktiva metaller från sammansättningen av salter. Detta kan bestämmas av aktivitetsserien för metaller. Reaktionsprodukterna är ett nytt salt och en ny metall. Så om en järnplatta är nedsänkt i en lösning av koppar(II)sulfat, kommer koppar efter en tid att frigöras på den i form av en röd beläggning:

FeO + Cu+2SO4 -> Fe+2SO4 + CuO.

Men om en silverplatta är nedsänkt i en lösning av koppar(II)sulfat, kommer ingen reaktion att inträffa:

Ag + CuS04 ≠ .

För att utföra sådana reaktioner kan man inte använda metaller som är för aktiva (från litium till natrium) som kan reagera med vatten.

Därför kan metaller reagera med icke-metaller, vatten, syror och salter. I alla dessa fall oxideras metallerna och är reduktionsmedel. För att förutsäga strömmen kemiska reaktioner med medverkan av metaller bör en förskjutningsserie av metaller användas.

Metaller är aktiva reduktionsmedel med positivt oxidationstillstånd. På grund av sina kemiska egenskaper används metaller i stor utsträckning inom industri, metallurgi, medicin och konstruktion.

Metallaktivitet

I reaktioner ger metallatomer upp valenselektroner och blir oxiderade. Ju fler energinivåer och färre elektroner en metallatom har, desto lättare är det för den att ge upp elektroner och genomgå reaktioner. Därför ökar metallegenskaperna uppifrån och ner och från höger till vänster i det periodiska systemet.

Ris. 1. Förändringar i metalliska egenskaper i det periodiska systemet.

Aktiviteten hos enkla ämnen visas i den elektrokemiska spänningsserien av metaller. Till vänster om väte finns aktiva metaller (aktiviteten ökar åt vänster), till höger finns inaktiva metaller.

Alkalimetaller i grupp I uppvisar störst aktivitet periodiska systemet och stående till vänster om väte i den elektrokemiska spänningsserien. De reagerar med många ämnen redan vid rumstemperatur. De följs av alkaliska jordartsmetaller, som ingår i grupp II. De reagerar med de flesta ämnen vid upphettning. Metaller i den elektrokemiska serien från aluminium till väte (medium aktivitet) kräver ytterligare förhållanden för att ingå i reaktioner.

Ris. 2. Elektrokemisk serie av spänningar av metaller.

Vissa metaller uppvisar amfotära egenskaper eller dualitet. Metaller, deras oxider och hydroxider reagerar med syror och baser. De flesta metaller reagerar bara med vissa syror, tränger undan väte och bildar ett salt. De mest uttalade dubbla egenskaperna visas av:

• aluminium;
• leda;
• zink;
• järn;
• koppar;
• beryllium;
• krom.

Varje metall är kapabel att ersätta en annan metall som står till höger om den i den elektrokemiska serien från salter. Metaller till vänster om väte ersätter det från utspädda syror.

Egenskaper

Funktioner i interaktionen av metaller med olika ämnen presenteras i tabellen över kemiska egenskaper hos metaller.

Metaller interagerar med varandra och bildar intermetalliska föreningar - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

Ansökan

De allmänna kemiska egenskaperna hos metaller används för att skapa legeringar, rengöringsmedel och används i katalytiska reaktioner. Metaller finns i batterier, elektronik och bärande strukturer.

De huvudsakliga användningsområdena listas i tabellen.

Ris. 3. Vismut.

Vad har vi lärt oss?

Från 9:e klass kemilektionen lärde vi oss om de grundläggande kemiska egenskaperna hos metaller. Förmågan att interagera med enkla och komplexa ämnen bestämmer aktiviteten hos metaller. Ju mer aktiv en metall är, desto lättare reagerar den under normala förhållanden. Aktiva metaller reagerar med halogener, icke-metaller, vatten, syror och salter. Amfotära metaller reagerar med alkalier. Lågaktiva metaller reagerar inte med vatten, halogener och de flesta icke-metaller. Vi har kortfattat gått igenom tillämpningsområdena. Metaller används inom medicin, industri, metallurgi och elektronik.

Testa på ämnet

Utvärdering av rapporten

Genomsnittligt betyg: 4.4. Totalt antal mottagna betyg: 120.

Metaller varierar mycket i sin kemiska aktivitet. Den kemiska aktiviteten hos en metall kan ungefärligen bedömas utifrån dess position i.

De mest aktiva metallerna finns i början av denna rad (till vänster), de minst aktiva är i slutet (till höger).
Reaktioner med enkla ämnen. Metaller reagerar med icke-metaller för att bilda binära föreningar. Reaktionsbetingelserna, och ibland deras produkter, varierar mycket för olika metaller.
Till exempel reagerar alkalimetaller aktivt med syre (inklusive i luft) vid rumstemperatur för att bilda oxider och peroxider

4Li + O2 = 2Li2O;
2Na + O2 = Na2O2

Medelaktiva metaller reagerar med syre vid upphettning. I detta fall bildas oxider:

2Mg + O2 = t2MgO.

Lågaktiva metaller (till exempel guld, platina) reagerar inte med syre och ändrar därför praktiskt taget inte sin lyster i luften.
De flesta metaller, när de värms upp med svavelpulver, bildar motsvarande sulfider:

Reaktioner med komplexa ämnen. Föreningar av alla klasser reagerar med metaller - oxider (inklusive vatten), syror, baser och salter.
Aktiva metaller reagerar häftigt med vatten vid rumstemperatur:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2;
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2.

Ytan på metaller som magnesium och aluminium skyddas av en tät film av motsvarande oxid. Detta förhindrar att reaktionen inträffar med vatten. Men om denna film tas bort eller dess integritet störs, reagerar dessa metaller också aktivt. Till exempel reagerar pulveriserat magnesium med varmt vatten:

Mg + 2H2O = 100 °C Mg(OH)2 + H2.

Vid förhöjda temperaturer reagerar också mindre aktiva metaller med vatten: Zn, Fe, Mil etc. I detta fall bildas motsvarande oxider. Till exempel, när vattenånga passerar över heta järnspån, inträffar följande reaktion:

3Fe + 4H2O = tFe3O4 + 4H2.

Metaller i aktivitetsserien upp till väte reagerar med syror (förutom HNO 3) för att bilda salter och väte. Aktiva metaller (K, Na, Ca, Mg) reagerar med sura lösningar mycket häftigt (vid hög hastighet):

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2.

Lågaktiva metaller är ofta praktiskt taget olösliga i syror. Detta beror på bildandet av en film av olösligt salt på deras yta. Till exempel är bly, som är i aktivitetsserien före väte, praktiskt taget olösligt i utspädd svavelsyra och saltsyror på grund av bildandet av en film av olösliga salter (PbSO 4 och PbCl 2) på dess yta.