Рівняння реакцій відносини металів:

а) до простих речовин: кисню, водню, галогенів, сірки, азоту, вуглецю;
б) до складним речовинам: Води, кислот, лугів, солей.

До металів належать s-елементи I і II груп, все s-елементи, р-елементи III групи (крім бору), а також олово і свинець (IV група), вісмут (V група) і полоній (VI група). Метали в більшості своїй мають на зовнішньому енергетичному рівні 1-3 електрона. У атомів d-елементів всередині періодів зліва направо відбувається заповнення d-підрівнів предвнешнего шару.
Хімічні властивості металів обумовлені характерною будовою їх зовнішніх електронних оболонок.

В межах періоду зі збільшенням заряду ядра радіуси атомів при однаковому числі електронних оболонок зменшуються. Найбільшими радіусами мають атоми лужних металів. Чим менше радіус атома, тим більше енергія іонізації, а чим більше радіус атома, тим менше енергія іонізації. Так як атоми металів мають найбільші радіусами атомів, то для них характерні в основному низькі значення енергії іонізації і спорідненості до електрона. Вільні метали проявляють виключно відновні властивості.

3) Метали утворюють оксиди, наприклад:

З воднем реагують тільки лужні і лужноземельні метали, утворюючи гідриди:

Метали реагують з галогенами, утворюючи галогеніди, з сірою - сульфіди, з азотом - нітрид, з вуглецем - карбіди.

Зі збільшенням алгебраїчного значення стандартного електродного потенціалу металу Е 0 в ряді напруг здатність металу реагувати з водою зменшується. Так, залізо реагує з водою тільки при дуже високій температурі:

Метали з позитивним значенням стандартного електродного потенціалу, тобто стоять після водню в ряду напруг, не реагують з водою.

Характерні реакції металів з кислотами. метали з від'ємним значенням Е 0 витісняють водень з розчинів НСl, H 2 S0 4, H 3 P0 4 і т. Д.

Метал з меншим значенням Е 0 витісняє метал з великим значенням Е 0 з розчинів солей:

найважливіші сполуки кальцію, одержувані в промисловості, їх хімічні властивості та способи одержання.

Оксид кальцію СаО називають негашеним вапном. Його отримують випалюванням вапняку СаС0 3 -\u003e СаО + СО, при температурі 2000 ° С. Оксид кальцію має властивості основного оксиду:

а) реагує з водою з виділенням великої кількості теплоти:

СаО + Н 2 0 \u003d Са (ОН) 2 (гашене вапно).

б) реагує з кислотами, утворюючи сіль і воду:

СаО + 2НСl \u003d СаСl 2 + Н 2 О

СаО + 2Н + \u003d Са 2+ + Н 2 О

в) реагує з кислотними оксидами з утворенням солі:

СаО + С0 2 \u003d СаС0 3

Гідроксид кальцію Са (ОН) 2 застосовується в вигляді гашеного вапна, вапняного молока і вапняної води.

Вапняне молоко - це суспензія, утворена при змішуванні надлишку гашеного вапна з водою.

Вапняна вода - прозорий розчин, отриманий при фільтруванні вапняного молока. Використовується в лабораторії для виявлення оксиду вуглецю (IV).

Са (ОН) 2 + СО 2 \u003d СаСО 3 + Н 2 О

При тривалому пропущенні оксиду вуглецю (IV) paствор стає прозорим, так як утворюється кисла сіль, розчинна у воді:

СаС0 3 + С0 2 + Н 2 О \u003d Са (НСО 3) 2

Якщо отриманий прозорий розчин гідрокарбонату кальцію нагріти, то знову відбувається помутніння, так як випадає осад СаС0 3.

Метали займають в Періодичної таблиці лівий нижній кут. Метали відносяться до сімейств s-елементів, d-елементів, f-елементів та частково - р-елементів.

Найтиповішим властивістю металів є їх здатність віддавати електрони і переходити в позитивно заряджені іони. Причому метали можуть проявляти тільки позитивну ступінь окислення.

Ме - ne \u003d Me n +

1. Взаємодія металів з неметалами.

а ) Взаємодія металів з воднем.

З воднем безпосередньо реагують лужні і лужноземельні метали, утворюючи гідриди.

наприклад:

Ca + H 2 \u003d CaH 2

Утворюються нестехіометріческіе з'єднання з іонної кристалічною структурою.

б) Взаємодія металів з киснем.

Всі метали за винятком Au, Ag, Pt окислюються киснем повітря.

приклад:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (пероксид)

4K + O 2 \u003d 2K 2 O

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

2Cu + O 2 \u003d 2CuO

в) Взаємодія металів з галогенами.

Всі метали реагують з галогенами з утворенням галогенідів.

приклад:

2Al + 3Br 2 \u003d 2AlBr 3

В основному це іонні сполуки: MeHal n

г) Взаємодія металів з азотом.

З азотом взаємодіють лужні і лужноземельні метали.

приклад:

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2

Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 - нітрид.

д) Взаємодія металів з вуглецем.

Сполуки металів і вуглецю - карбіди. Вони утворюються при взаємодії розплавів з вуглецем. Активні метали утворюють з вуглецем стехиометрические з'єднання:

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

Метали - d-елементи утворюють сполуки нестехіометріческого складу типу твердих розчинів: WC, ZnC, TiC - використовуються для отримання надтвердих сталей.

2. Взаємодія металів з водою.

З водою реагують метали, що мають більш негативний потенціал, ніж окислювально-відновний потенціал води.

Активні метали більш активно реагують з водою, розкладаючи воду з виділенням водню.

Na + 2H 2 O \u003d H 2 + 2NaOH

менш активні метали повільно розкладають воду і процес гальмується через утворення нерозчинних речовин.

3. Взаємодія металів з розчинами солей.

Така реакція можлива, якщо реагує метал активніше, ніж знаходиться в солі:

Zn + CuSO 4 \u003d Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 B., \u003d + 0,34 B.

Метал, що володіє більш негативним або менш позитивним стандартним електродним потенціалом, витісняє інший метал з розчину його солі.

4. Взаємодія металів з розчинами лугів.

З лугами можуть взаємодіяти метали, що дають амфотерні гідроксиду або володіють високими ступенями окислення в присутності сильних окислювачів. При взаємодії металів з розчинами лугів, окислювачем є вода.

приклад:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e \u003d 2 окислення

Zn 0 - відновник

1 2H 2 O + 2 e \u003d H 2 + 2OH - відновлення

H 2 O - окислювач

Zn + 4OH - + 2H 2 O \u003d 2 + 2OH - + H 2

Метали, що володіють високими ступенями окислення, можуть взаємодіяти з лугами при сплаву:

4Nb + 5O 2 + 12KOH \u003d 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O

5. Взаємодія металів з кислотами.

Це складні реакції, продукти взаємодії залежать від активності металу, від виду і концентрації кислоти і від температури.

За активністю метали умовно поділяються на активні, середньої активності та малоактивні.

Кислоти умовно діляться на 2 групи:

I група - кислоти, що володіють невисокою окисної здатністю: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (разб.), H 3 PO 4, H 2 S, окислювач тут H +. При взаємодії з металами виділяється кисень (H 2). З кислотами першої групи реагують метали, що володіють негативним електродним потенціалом.

II група - кислоти, що володіють високою окисної здатністю: H 2 SO 4 (конц.), HNO 3 (разб.), HNO 3 (конц.). У цих кислотах окислювачами є аніони кислоти:. Продукти відновлення аніона можуть бути найрізноманітнішими і залежать від активності металу.

H 2 S - c активними металами

H 2 SO 4 + 6е S 0 ↓ - з металами середньої активності

SO 2 - c малоактивними металами

NH 3 (NH 4 NO 3) - c активними металами

HNO 3 + 4,5e N 2 O, N 2 - з металами середньої активності

NO - c малоактивними металами

HNO 3 (конц.) - NO 2 - c металами будь-якої активності.

Якщо метали мають змінною валентністю, то з кислотами I групи метали набувають нижчу позитивну ступінь окислення: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. При взаємодії з кислотами II групи - ступінь окислення +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, при цьому ніколи не виділяється водень.

Деякі метали (Fe, Cr, Al, Ti, Ni та ін.) В розчинах сильних кислот, окислюючись, покриваються щільною оксидною плівкою, яка захищає метал від подальшого розчинення (пасивація), але при нагріванні оксидная плівка розчиняється, і реакція йде.

Малорозчинні метали, що володіють позитивним електродним потенціалом, можуть розчинятися в кислотах I групи, у присутності сильних окислювачів.

Будова атомів металів визначає не тільки характерні фізичні властивості простих речовин - металів, але і загальні їх хімічні властивості.

При великому різноманітті все хімічні реакції металів відносяться до окисно-відновних і можуть бути тільки двох типів: з'єднання та заміщення. Метали здатні при хімічних реакціях віддавати електрони, тобто бути відновниками, проявляти в утворилися з'єднаннях тільки позитивну ступінь окислення.

В загалом вигляді це можна виразити схемою:
Ме 0 - ne → Me + n,
де Ме - метал - проста речовина, а Ме 0 + n - метал хімічний елемент в з'єднанні.

Метали здатні віддавати свої валентні електрони атомам неметалів, іонів водню, іонів інших металів, а тому будуть реагувати з неметалами - простими речовинами, водою, кислотами, солями. Однак відновна здатність металів різна. Склад продуктів реакції металів з різними речовинами залежить і від окислювальної здатності речовин і умов, при яких протікає реакція.

При високих температурах більшість металів згорає в кисні:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

Чи не окислюються в цих умовах тільки золото, срібло, платина і деякі інші метали.

З галогенами багато металів реагують без нагрівання. Наприклад, порошок алюмінію при змішуванні з бромом загоряється:

2Al + 3Br 2 \u003d 2AlBr 3

При взаємодії металів з водою в деяких випадках утворюються гідроксиди. Дуже активно при звичайних умовах взаємодіють з водою лужні метали, а також кальцій, стронцій, барій. Схема цієї реакції в загальному вигляді виглядає так:

Ме + HOH → Me (OH) n + H 2

Інші метали реагують з водою при нагріванні: магній при її кипінні, залізо в парах води при червоному кипінні. У цих випадках виходять оксиди металів.

Якщо метал реагує з кислотою, то він входить до складу утворюється солі. Коли метал взаємодіє з розчинами кислоти, він може окислюватися іонами водню, які є в цьому розчині. Скорочена іонне рівняння в загальному вигляді можна записати так:

Me + nH + → Me n + + H 2

Більш сильними окисними властивостями, ніж іони водню, мають аніони таких кисневмісних кислот, як наприклад, концентрована сірчана і азотна. Тому з цими кислотами реагують ті метали, які не здатні окислюватися іонами водню, наприклад, мідь і срібло.

При взаємодії металів з солями відбувається реакція заміщення: електрони від атомів заміщає - більш активного металу переходять до іонів заміщає - менш активного металу. Те мережу відбувається заміщення металу металом в солях. Дані реакції не оборотні: якщо метал А витісняє метал В з розчину солей, то метал Не стане актуальним витісняти метал А з розчину солей.

У порядку убування хімічної активності, що проявляється в реакціях витіснення металів один одного з водних розчинів їх солей, метали розташовуються в електрохімічному ряді напруг (активності) металів:

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

Метали, розташовані в цьому ряду лівіше, більш активні і здатні витісняти такі за ними метали з розчинів солей.

У електрохімічний ряд напруг металів включений водень, як єдиний неметалл, що розділяє з металами загальну властивість - утворювати позитивно заряджені іони. Тому водень заміщає деякі метали в їх солях і сам може заміщатися багатьма металами в кислотах, наприклад:

Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 + Q

Метали, що стоять в електрохімічному ряді напруг до водню, витісняють його з розчинів багатьох кислот (соляної, сірчаної та ін.), А всі наступні за ним, наприклад, мідь витісняють.

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

Мета роботи:практично ознайомитися з характерними хімічними властивостями металів різної активності та їх з'єднань; вивчити особливості металів з амфотерними властивостями. окислювально-відновні реакції зрівняти методом електронно-іонного балансу.

Теоретична частина

Фізичні властивості металів. Вобичних умовах все метали, крім ртуті, - тверді речовини, що різко відрізняються за ступенем твердості. Метали, будучи провідниками першого роду, мають високу електропровідність і теплопровідність. Ці властивості пов'язані з будовою кристалічної решітки, у вузлах якої знаходяться іони металів, між якими переміщуються вільні електрони. Перенесення електрики і тепла відбувається за рахунок руху цих електронів.

Хімічні властивості металів . Всі метали є відновниками, тобто при хімічних реакціях вони втрачають електрони і перетворюються в позитивно заряджені іони. Внаслідок цього більшість металів реагує з типовими окислювачами, наприклад, киснем, утворюючи оксиди, які в більшості випадків покривають щільним шаром поверхню металів.

Mg ° + O 2 ° \u003d 2Mg +2 O- 2

Mg-2 \u003d Mg +2

Про 2 +4 \u003d 2О -2

Відновлювальна активність металів в розчинах залежить від положення металу в ряді напруг або від величини електродного потенціалу металу (табл.) Чим меншою величиною електродного потенціалу має даний метал, тим активнішим відновником він є. Всі метали можна розділити на 3 групи :

активні метали - від початку ряду напруг (тобто від Li) до Mg;

Метали середньої активності від Mg до H;

малоактивні метали - від Н до кінця ряду напруг (до Au).

З водою взаємодіють метали 1 групи (сюди відносяться переважно лужні і лужноземельні метали); продуктами реакції є гідроксиди відповідних металів і водень, наприклад:

2К ° + 2Н 2 О \u003d 2КОН + Н 2 Про

К ° -\u003d До + | 2

2Н + +2 \u003d Н 2 0 | 1

Взаємодія металів з кислотами

Все безкисневі кислоти (соляна HCl, бромистоводнева HBr і т.п.), а також деякі кислородсодержащие кислоти (розбавлена \u200b\u200bсірчана кислота H 2 SO 4, фосфорна H 3 PO 4, оцтова СН3СООН і т.п.) реагують з металами 1 і 2 груп, що стоять у ряді напруг до водню. При цьому утворюється відповідна сіль і виділяється водень:

Zn+ H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2Н + +2 \u003d Н 2 ° | 1

Концентрована сірчана кислота окисляє метали 1, 2 і частково 3-ї групи (до Ag включно) відновлюючись при цьому до SO 2 - безбарвного газу з різким запахом, вільної сірки, яка випадає у вигляді білого осаду або сірководню H 2 S - газу з запахом тухлих яєць. Чим активнішим є метал, тим сильніше відновлюється сірка, наприклад:

| 1

| 8

Азотна кислота будь-якої концентрації окисляє практично всі метали, при цьому утворюються нітрат відповідного металу, вода і продукт відновлення N +5 (NO 2 - бурий газ з різким запахом, NO - безбарвний газ з різким запахом, N 2 O - газ з наркотичним запахом, N 2 -Газо без запаху, NH 4 NO 3 - безбарвний розчин). Чим активнішим є метал і чим більше розведеної є кислота, тим сильніше відновлюється азот в азотній кислоті.

З лугами взаємодіють амфотерні метали, що відносяться в основному до 2 групи (Zn, Be, Al, Sn, Pb і ін.). Реакція протікає сплавом металів з лугом:

Pb+2 NaOH= Na 2 PbO 2 + Н 2

Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1

2Н + +2 \u003d Н 2 ° | 1

або при взаємодії з міцним розчином лугу:

Be + 2NaOH + 2H 2 Про = Na 2 + H 2

Ве ° -2\u003d Ве +2 | 1

Амфотерні метали утворюють амфотерні оксиди і, відповідно, амфотерні гідроксиди (взаємодіють з кислотами і лугами з утворенням солі і води), наприклад:

або в іонної формі:

Практична частина

Опит№ 1.Взаємодія металів з водою .

Візьміть невеликий шматочок лужного або щелочноземельного металу (натрій, калій, літій, кальцій), який зберігається в банку з гасом, ретельно просушіть його фільтрувальної папером, внесіть в порцелянову чашку, заповнену водою. Після закінчення досвіду додайте кілька крапель фенолфталеїну і визначте середу розчину, що утворився.

При взаємодії магнію з водою реакційну пробірку підігрійте деякий час на спиртівці.

Опит№2.Взаємодія металів з розведеними кислотами .

У три пробірки налийте по 20 - 25 крапель 2Н розчину соляної, сірчаної та азотної кислот. В кожну пробірку опустіть метали у вигляді дроту, шматочків або стружки. Спостерігайте відбуваються явища. Пробірки, в яких нічого не відбувається, підігрійте на спиртівці до початку реакції. Пробірку з азотною кислотою обережно понюхайте для визначення газу, що виділяється.

Досвід №3.Взаємодія металів з концентрованими кислотами .

У дві пробірки налийте по 20 - 25 крапель концентрованої азотної та сірчаної (обережно!) Кислот, опустіть в них метал, спостерігайте, що відбувається. У разі необхідності пробірки можна підігріти на спиртівці до початку реакції. Для визначення газів, що виділяються пробірки обережно понюхайте.

Опит№4.Взаємодія металів з лугами .

У пробірку налийте 20 - 30 крапель концентрованого розчину лугу (КОН або NaOH), внесіть метал. Пробірку злегка підігрійте. Спостерігайте, що відбувається.

досвід№5. отримання і властивості гідроксидів металів.

У пробірку налийте 15-20 крапель солі відповідного металу, додайте луг до випадання осаду. Осад розділіть на дві частини. До однієї частини прилейте розчин соляної кислоти, а до іншої - розчин лугу. Відзначте спостереження, напишіть рівняння в молекулярній, повної іонної і короткої іонної формах, зробіть висновок про характер отриманого гідроксиду.

Оформлення роботи і висновки

До окислювально-відновних реакцій напишіть рівняння електронно-іонного балансу, іонообмінні реакції напишіть в молекулярної і іонно-молекулярних формах.

У висновках напишіть, до якої групи активності (1, 2 або 3-ї) відноситься вивчений вами метал і які властивості - основні або амфотерні - проявляє його гідроксид. Висновки обґрунтуйте.

Лабораторна робота № 11

Лекція 11. Хімічні властивості металів.

Взаємодія металів з простими окислювачами. Ставлення металів до води, водних розчинів кислот, лугів і солей. Роль оксидної плівки і продуктів окислення. Взаємодія металів з азотної і концентрованої сірчаної кислотами.

До металів належать всі s-, d-, f-елементи, а також р-елементи, розташовані в нижній частині періодичної системи від діагоналі, проведеної від бору до астату. У простих речовинах цих елементів реалізується металева зв'язок. Атоми металів мають мало електронів на зовнішній електронній оболонці, В кількості 1, 2, або 3. Метали виявляють електропозитивні властивості і мають низьку електронегативні, меншою двох.

металам притаманне характерні ознаки. Це тверді речовини, важча за воду, з металевим блиском. Метали мають високу теплопровідність і електропровідність. Для них характерно випускання електронів під дією різних зовнішніх впливів: Опромінення світлом, при нагріванні, при розриві (екзоелектронная емісія).

Головною ознакою металів є їх здатність віддавати електрони атомам і іонам інших речовин. Метали є відновниками в переважній більшості випадків. І це їх характерне хімічна властивість. Розглянемо відношення металів до типовим окислювача, до яких відносяться з простих речовин - неметали, вода, кислоти. У таблиці 1 наведені відомості про ставлення металів до простих окислювача.

Таблиця 1

Ставлення металів до простих окислювача

З фтором реагують все метали. Виняток становлять алюміній, залізо, нікель, мідь, цинк у відсутності вологи. Ці елементи при реакції з фтором у початковий момент утворюють плівки фторидів, що захищають метали від подальшого реагування.

При тих же умовах і причинах, залізо пассивируется в реакції з хлором. По відношенню до кисню вже не все, а тільки ряд металів утворює щільні захисні плівки оксидів. При переході від фтору до азоту (таблиця 1) окислювальна активність зменшується і тому все більше число метал не окислюється. Наприклад, з азотом реагує тільки літій і лужноземельні метали.

Ставлення металів до води і водних розчинів окислювачів.

В водних розчинах відновна активність металу характеризується значенням його стандартного окисно-відновного потенціалу. З усього ряду стандартних окисно-відновних потенціалів виділяють ряд напруг металів, який вказаний в таблиці 2.

Таблиця 2

Ряд напруга металів

окислювач	Рівняння електродного процесу	Стандартний електродний потенціал φ 0, В	восстановитель	Умовна активність восстановителей
Li +	Li + + e - \u003d Li	-3,045	Li	активний
Rb +	Rb + + e - \u003d Rb	-2,925	Rb	активний
K +	K + + e - \u003d K	-2,925	K	активний
Cs +	Cs + + e - \u003d Cs	-2,923	Cs	активний
Ca 2+	Ca 2+ + 2e - \u003d Ca	-2,866	Ca	активний
Na +	Na + + e - \u003d Na	-2,714	Na	активний
Mg 2+	Mg 2+ +2 e - \u003d Mg	-2,363	Mg	активний
Al 3+	Al 3+ + 3e - \u003d Al	-1,662	Al	активний
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - \u003d Ti	-1,628	Ti	Пор. активності
Mn 2+	Mn 2+ + 2e - \u003d Mn	-1,180	Mn	Пор. активності
Cr 2+	Cr 2+ + 2e - \u003d Cr	-0,913	Cr	Пор. активності
H 2 O	2H 2 O + 2 e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,826	H 2, рН \u003d 14	Пор. активності
Zn 2+	Zn 2+ + 2e - \u003d Zn	-0,763	Zn	Пор. активності
Cr 3+	Cr 3+ + 3e - \u003d Cr	-0,744	Cr	Пор. активності
Fe 2+	Fe 2+ + e - \u003d Fe	-0,440	Fe	Пор. активності
H 2 O	2H 2 O + e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,413	H 2, рН \u003d 7	Пор. активності
Cd 2+	Cd 2+ + 2e - \u003d Cd	-0,403	Cd	Пор. активності
Co 2+	Co 2+ +2 e - \u003d Co	-0,227	Co	Пор. активності
Ni 2+	Ni 2+ + 2e - \u003d Ni	-0,225	Ni	Пор. активності
Sn 2+	Sn 2+ + 2e - \u003d Sn	-0,136	Sn	Пор. активності
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - \u003d Pb	-0,126	Pb	Пор. активності
Fe 3+	Fe 3+ + 3e - \u003d Fe	-0,036	Fe	Пор. активності
H +	2H + + 2e - \u003d H 2		H 2, рН \u003d 0	Пор. активності
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - \u003d Bi	0,215	Bi	Малої акт.
Cu 2+	Cu 2+ + 2e - \u003d Cu	0,337	Cu	Малої акт.
Cu +	Cu + + e - \u003d Cu	0,521	Cu	Малої акт.
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - \u003d Hg	0,788	Hg 2	Малої акт.
Ag +	Ag + + e - \u003d Ag	0,799	Ag	Малої акт.
Hg 2+	Hg 2+ + 2e - \u003d Hg	0,854	Hg	Малої акт.
Pt 2+	Pt 2+ + 2e - \u003d Pt	1,2	Pt	Малої акт.
Au 3+	Au 3+ + 3e - \u003d Au	1,498	Au	Малої акт.
Au +	Au + + e - \u003d Au	1,691	Au	Малої акт.

В даному ряду напруг наведені також значення електродних потенціалів водневого електрода в кислому (рН \u003d 0), нейтральної (рН \u003d 7), лужної (рН \u003d 14) середовищах. Положення того чи іншого металу в ряді напруг характеризує його здатність до окисно-відновних взаємодій у водних розчинах при стандартних умовах. Іони металів є окислювачами, а метали - відновниками. Чим далі розташований метал у ряді напруг, тим сильнішим окислювачем у водному розчині є його іони. Чим ближче метал до початку ряду, тим сильнішим відновником він є.

Метали здатні витісняти один одного з розчинів солей. Напрямок реакції визначається при цьому їх взаємним становищем в ряді напруг. Слід мати на увазі, що активні метали витісняють водень не тільки з води, але і з будь-якого водного розчину. Тому взаємне витіснення металів з розчинів їх солей відбувається лише в разі металів, розташованих в ряду напруг після магнію.

Всі метали поділяють на три умовні групи, що відображено в наступній таблиці.

Таблиця 3

Умовний розподіл металів

Взаємодія з водою.Окислювачем у воді є іон водню. Тому окислюватися водою можуть тільки ті метали, стандартні електродні потенціали яких нижче потенціалу іонів водню в воді. Він залежить від рН середовища і дорівнює

φ \u003d -0,059рН.

У нейтральному середовищі (рН \u003d 7) φ \u003d -0,41 В. Характер взаємодії металів з водою представлений в таблиці 4.

Метали з початку ряду, що мають потенціал, значно більш негативний, ніж -0,41 В, витісняють водень із води. Але вже магній витісняє водень тільки з гарячої води. Зазвичай метали, розташовані між магнієм і свинцем витісняють водень із води. На поверхні цих металів утворюються оксидні плівки, які мають захисну дію.

Таблиця 4

Взаємодія металів з водою в нейтральному середовищі

Взаємодія металів з хлорводородной кислотою.

окислювачем в соляній кислоті є іон водню. Стандартний електродний потенціал водневого іона дорівнює нулю. Тому всі активні метали і метали середньої активності повинні реагувати з кислотою. Тільки для свинцю проявляється пассивация.

Таблиця 5

Взаємодія металів з соляною кислотою

Мідь може бути розчинена в дуже концентрованій соляній кислоті, не дивлячись на те, що відноситься до малоактивним металам.

Взаємодія металів з сірчаною кислотою відбувається по-різному і залежить від її концентрації.

Взаємодія металів з розбавленою сірчаною кислотою. Взаємодія з розбавленою сірчаною кислотою здійснюється так само, як і з соляною кислотою.

Таблиця 6

Взаємодія металів з розбавленою сірчаною кислотою

Розбавлена \u200b\u200bсірчана кислота окисляє своїм іоном водню. Вона взаємодіє з тими металами, електродні потенціали яких нижче, ніж у водню. Свинець не розчиняється у сірчаної кислоти при її концентрації нижче 80%, так як утворюється при взаємодії свинцю з сірчаною кислотою сіль PbSO 4 нерастворима і створює на поверхні металу захисну плівку.

Взаємодія металів з концентрованою сірчаною кислотою.

У концентрованої сірчаної кислоти в ролі окислювача виступає сірка в ступені окислення +6. Вона входить до складу сульфат-іона SO 4 2-. Тому концентрованою кислотою окислюються все метали, електродний потенціал яких менше, ніж у окислювача. найбільше значення електродного потенціалу в електродних процесах за участю сульфат-іона в якості окислювача одно 0,36 В. Внаслідок цього з концентрованої сірчаної кислотою реагують і деякі малоактивні метали.

Для металів середньої активності (Al, Fe) має місце пассивация через утворення щільних плівок оксидів. Олово окислюється до чотирьохвалентного стану з утворенням сульфату олова (IV):

Sn + 4 H 2 SO 4 (конц.) \u003d Sn (SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

Таблиця 7

Взаємодія металів з концентрованою сірчаною кислотою

Свинець окислюється до двовалентного стану з утворенням розчинної гідросульфату свинцю. У гарячої концентрованої сірчаної кислоти розчиняється ртуть з утворенням сульфатів ртуті (I) і ртуті (II). У киплячій концентрованої сірчаної кислоти розчиняється навіть срібло.

Слід мати на увазі, що чим активніше метал, тим глибше ступінь відновлення сірчаної кислоти. З активними металами кислота відновлюється в основному до сірководню, хоча присутні і інші продукти. наприклад

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H 2 SO 4 \u003d 3ZnSO 4 + S ↓ + 4H 2 O;

4Zn + 5H 2 SO 4 \u003d 4ZnSO 4 \u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Взаємодія металів з розведеною азотною кислотою.

В азотній кислоті як окислювач виступає азот в ступені окислення +5. Максимальне значення електродного потенціалу для нітрат-іона розведеної кислоти як окислювача одно 0,96 В. Внаслідок такого великого значення, азотна кислота сильніший окислювач, ніж сірчана. Це видно з того, що азотна кислота окисляє срібло. Відновлюється кислота тим глибше, чим активніше метал і чим більше розбавлена \u200b\u200bкислота.

Таблиця 8

Взаємодія металів з розведеною азотною кислотою

Взаємодія металів з концентрованою азотною кислотою.

Концентрована азотна кислота звичайно відновляється до діоксиду азоту. Взаємодія концентрованої азотної кислоти з металами представлено в таблиці 9.

При використанні кислоти в нестачі і без перемішування активні метали відновлюють її до азоту, а метали среднеё активності до монооксиду вуглецю.

Таблиця 9

Взаємодія концентрованої азотної кислоти з металами

Взаємодія металів з розчинами лугів.

Лугами метали окислюватися не можуть. Це обумовлено тим, що лужні метали є сильними відновниками. Тому їх іони найслабші окислювачі і у водних розчинах окислювальних властивостей не виявляють. Однак у присутності лугів окисляє дію води проявляється в більшій мірі, ніж в їх відсутність. Завдяки цьому, в лужних розчинах метали окислюються водою з утворенням гідроксидів і водню. Якщо оксид і гідроксид відносяться до амфотерним з'єднанням, то вони будуть розчинятися в лужному розчині. В результаті пасивні в чистій воді метали енергійно взаємодіють з розчинами лугів.

Таблиця 10

Взаємодія металів з розчинами лугів

Процес розчинення представляється у вигляді двох стадій: окислення металу водою і розчинення гідроксиду:

Zn + 2HOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + H 2;

Zn (OH) 2 ↓ + 2NaOH \u003d Na 2.