Металлы стоящие до магния

Обновлено: 20.09.2024

В металлах – металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка. В узлах решетки находятся положительно заряженные ионы металлов, связанные посредством обобществленных внешних электронов, принадлежащих всему кристаллу.

Это обуславливает все важнейшие физические свойства металлов: металлический блеск, электро- и теплопроводность, пластичность (способность изменять форму под внешним воздействием) и некоторые другие, характерные для этого класса простых веществ.

Металлы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами.

Металлы II группы: кальций, стронций, барий – щелочноземельными.

Химические свойства металлов

В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.

1. Взаимодействуют с неметаллами:

а) кислородом (с образованием оксидов)

Щелочные и щелочноземельные металлы окисляются легко при обычных условиях, поэтому их хранят под слоем вазелинового масла или керосина.

2Ca + O₂ = 2CaO

Обратите внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия - надпероксид

2Na + O₂ = Na₂O₂, К + О 2 = КО 2

а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом:

Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно при нагревании.

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (смесь двух оксидов: FeO и Fe₂O₃)

2Zn + O₂ = 2ZnO

2Cu + O₂ = 2CuO

Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.

б) водородом (с образованием гидридов)

2Na + H₂ = 2NaH

в) хлором (с образованием хлоридов)

2K + Cl₂ = 2KCl

Mg + Cl₂ = MgCl₂

2Al + 3Cl₂ =2AlCl₃

Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III):

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

г) серой (с образованием сульфидов)

2Na + S = Na₂S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al₂S₃

Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

д) азотом (с образованием нитридов)

2Al + N₂ = 2AlN

2. Взаимодействуют со сложными веществами:

Необходимо помнить, что по восстановительной способности металлы расположены в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений или активности металлов (вытеснительный ряд Бекетова Н.Н.):

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H₂), Cu, Hg, Ag, Au, Pt

а) водой

Металлы, расположенные в ряду до магния, при обычных условиях вытесняют водород из воды, образуя растворимые основания – щелочи.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Магний взаимодействует с водой при кипячении.

Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой.

Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием оксидов.

б) растворами кислот

(Кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. См. раздел «Окислительно-восстановительные реакции».)

Обратите внимание: не используют для проведения реакций нерастворимую кремниевую кислоту

Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.

Металлы, стоящие в ряду от магния до водорода, вытесняют водород из кислот.

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

Обратите внимание: образуются соли двухвалентного железа.

Образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции. Например, свинец практически не реагирует с раствором серной кислоты из-за образования на поверхности нерастворимого сульфата свинца.

Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.

в) растворами солей

Для остальных металлов выполняется правило:

Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее него.

Cu + HgCl₂ = Hg + CuCl₂

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции.

г) растворами щелочей

Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

2Al + 2KOH + 6H₂O = 2K[Al(OH) ₄] + 3H₂↑

д) с органическими веществами

Щелочные металлы со спиртами и фенолом.

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):

2CH₂Cl + 2Na = C₂H₆(этан) + 2NaCl

Неметаллы

В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. При этом образуются одинарные (в молекулах H₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂), двойные (в молекулах О₂), тройные (в молекулах N₂) ковалентные связи.

Строение простых веществ – неметаллов:

1. молекулярное

При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н₂, N₂, O₂, O₃, F₂, Cl₂) или твердые вещества (I₂, P₄, S₈) и лишь единственный бром (Br₂) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.

2. атомное

Эти вещества образованы кристаллами, в узлах которых находятся атомы: (B_n, С_n, Si_n, Ge n , Se_n, Te_n). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана с разным составом молекул: кислород О₂ и озон О₃ и с разным строением кристаллов: аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Элементы – неметаллы, имеющие аллотропные модификации: углерод, кремний, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур.

Химические свойства неметаллов

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности. В ряду неметаллов

At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

электроотрицательность возрастает и усиливаются окислительные свойства.

Отсюда следует, что для простых веществ – неметаллов будут характерны как окислительные, так и восстановительные свойства, за исключением фтора – самого сильного окислителя.

1. Окислительные свойства

а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители)

2Na + S = Na₂S (сульфид натрия)

3Mg + N₂ = Mg₃N₂ (нитрид магния)

б) в реакциях с неметаллами, расположенными левее данного, то есть с меньшим значением электроотрицательности. Например, при взаимодействии фосфора и серы окислителем будет сера, так как фосфор имеет меньшее значение электроотрицательности:

2P + 5S = P₂S₅ (сульфид фосфора V)

Большинство неметаллов будут окислителями в реакциях с водородом:

в) в реакциях с некоторыми сложными веществами

Окислитель – кислород, реакции горения

Окислитель – хлор

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

2. Восстановительные свойства

а) в реакциях с фтором

б) в реакциях с кислородом (кроме фтора)

в) в реакциях со сложными веществами – окислителями

H₂ + CuO = Cu + H₂O

3. Реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

напишите пожалуйста все атомы металлы

I. Элементы. Металлы образуют все s-элементы, все d-элементы, все f-элементы и все p-элементы, находящиеся в длиннопериодной таблице левее и ниже границы B - At.

II. Атомы. Атомы металлов большие (орбитальный радиус больше 0,1 нм) . У них от одного (у атомов щелочных элементов, Cr, Mo, Cu, Ag и Au) до шести (у Po) электронов на внешнем уровне (у большинства - от одного до трех) . Число валентных электронов у этих атомов может достигать восьми (у Fe, Ru и Os), а теоретически даже одиннадцати (у Cu, Ag и Au). Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны (но не более трех) . Склонностью присоединять электроны атомы металлов не обладают.
IV. Химические свойства. Характерными для большинства металлов (кроме Au, Pt, Ta, W и некоторых других) являются восстановительные свойства. Большинство металлов окисляется кислородом (образуются оксиды, реже пероксиды) :

2Ca + O2 = 2CaO 2Na + O2 = Na2O2 4Al + 3O2 = 2Al2O3

Mg + F2 = MgF2 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Zn + Br2 = ZnBr2

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водородом (при нагревании) , образуя гидриды:

2Na + H2 = 2NaH Ca + H2 = CaH2 Ba + H2 = BaH2

Многие металлы при нагревании реагируют с серой (ртуть - при комнатной температуре) , образуя сульфиды:

2Na + S = Na2S 2Al + 3S = Al2S3 Hg + S = HgS

с азотом (литий - при комнатной температуре) , образуя нитриды:

6Li + N2 = 2Li3N 6Na + N2 = 2Na3N 3Mg + N2 = Mg3N2

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до магния, реагируют с водой при комнатной температуре, от магния до свинца - при нагревании:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, реагируют с кислотами-"неокислителями" (HCl, разбавленная H2SO4 и т. п.) :

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

С кислотами-"окислителями" (HNO3, концентрированная H2SO4) реагируют и металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода. Продукты реакции зависят от концентрации кислоты и активности металла. Для серной кислоты это может быть SO2 (обычно) , S и H2S. Для азотной кислоты - NO2 (концентрированная, обычно) , NO (разбавленная, обычно) , N2O, N2, NH4NO3 (активные металлы, очень разбавленная кислота) :

Cu + 2H2SO4(конц. ) = CuSO4 + SO2 + 2H2O Fe + 4HNO3(разб. ) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

Амфотерные металлы реагируют с растворами щелочей:
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2

Активные металлы реагируют с некоторыми органическими веществами:

2Na + 2C2H4OH = 2C2H5ONa + H2

V. Оксиды и гидроксиды. Тип оксида и соответствующего ему гидроксида в основном зависит от размера и степени окисления атома элемента-металла.

Чем больше атом, тем в большей степени для его оксидов и гидроксидов характерны основные свойства.

Степень окисления +I (или +1) - оксиды основные (Na2O, K2O, Ag2O, Tl2O и др.) , соответствующие гидроксиды (если они есть) - сильные основания (NaOH, KOH, TlOH).

Степень окисления +II (или +2) - обычно оксиды основные (BaO, MgO, FeO, CrO, MnO и др. ) и, реже, если атом маленький, амфотерные (BeO, ZnO, PbO, CuO); к тем же классам относятся и соответствующие гидроксиды.

Степень окисления +III (или +3) - большинство оксидов амфотерны (Al2O3, Cr2O3 и др.) , таковы же и гидроксиды.

Высшие оксиды (степень окисления больше +IV) - кислотные (Mn2O7, CrO3), а гидроксиды - кислоты (HMnO4, H2CrO4).

Ряд активности металлов

Химия

Что же из себя представляет ряд активности металлов давайте разбираться. Металлы — группа химических элементов, обладающих сходными свойствами. Среди них — электропроводность, пластичность, температурная зависимость сопротивления. По виду металлы можно отличить по характерному блеску, который так и назвали — металлический. Но химические свойства элементов отличаются в зависимости от строения их молекул и кристаллической решетки. Особенно ярко отличия проявляются по отношению взаимодействия с кислотами и щелочами. Всего на данный момент насчитывается 96 металлов. Общие свойства металлов показаны в таблице:

Все металлы в той или иной степени являются восстановителями, то есть, отдают электроны при течении окислительно-восстановительных реакций. Таблица электроотрицательности металлов показывает, какой металл является наиболее активным восстановителем. Если цифра напротив элемента больше 2, то это окислитель с характерными свойствами и выходит из ряда металлов, проявляя типичные свойства неметалла.

Электрохимический ряд активности металлов показывает, какие из металлов более активные, какие менее. Расположение элементов в горизонтальном ряду слева направо показывает направление снижения восстановительной способности и возрастание окислительной.

Восстановительная способность — свойство отдавать электроны в химических реакциях с водными растворами солей и щелочей.

Окислительная способность — свойство присоединять электроны в реакциях с теми же веществами.

Металлы в правой стороне более слабые восстановители, они вытесняются при реакциях с солевыми растворами металлами, расположенными левее. Пример реакции — Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu, которая протекает только в одном направлении. Цинк вытесняет медь, реагируя с водным раствором любой соли меди. Цинковая пластинка, при этом, растворяется, а медная восстанавливается.

Такую последовательность элементов еще называют ряд напряженности металлов, или ряд Бекетова. На всех вариантах записи ряда можно заметить, что последовательность металлов разделена знаком водорода (гидрогена), который металлом никак не является. Это своеобразный маркер, показывающий, что стоящие левее металлы вытесняют водород из водных растворов кислот, не обладающих окислительными свойствами. Некоторые металлы, например, литий, кальций, барий и остальные, стоящи до алюминия, вытесняют водород и при реакции с водой.

2Al +3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

Стоящие правее знака водорода металлы с кислотами-неокислителями не взаимодействуют при нормальных условиях.

Шкала активности металлов широко используется для практических целей, например, в гальванике. Если электроды сделаны из разных металлов, то разрушаться будет тот, который стоит левее. Чем больше промежуток между металлами в ряду, тем активнее проходит процесс коррозии.

Например, метод оцинковки позволяет защитить железо именно потому, что цинк находится левее железа в ряду активности. Пока он не разрушится, то ржавчина на железе не появится. При электролизе, расположенные за водородом металлы осаживаются на катоде, а самые активные, занимающее места до алюминия, выделить из солевых растворов в не получится при нормальных температуре и давлении.

Малоактивные металлы, так называемые переходные элементы с электроотрицательностью в пределах 1,5 – 2. Это:

Ртуть;
Олово;
Серебро;
Никель;
Рений;
Медь;
Марганец и еще несколько элементов.

К металлам средней активности относятся элементы с числом электроотрицательности от 1 до 1,5. В эту группу входят такие известные элементы, как магний, плутоний, неодим, кальций. Остальные элементы обладают высокой химической активностью. Лидирует в этом списке Франций, который практически не встречается в чистом виде. Из более известных можно назвать калий и натрий, которые приходится хранить в керосине, чтобы они не взаимодействовали с водой и воздухом. Если извлечь их из керосина, то металлы практически мгновенно сгорают.

Реакции кальция и натрия с водой при комнатной температуре выглядят так:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Сa + 2H₂O = Сa(OH)₂ + H₂↑Стоящие в ряду электронапряжения металлов правее элементы тоже взаимодействуют с водой, но реакция протекает при более высокой температуре с образованием оксида и водорода.

3Fe + 4H₂O = Fe3O₄ + 4H₂↑

Если вступает в реакцию металл и неметалл, то электрический ряд напряжений металлов тоже дает возможность заранее узнать, в каком направлении будет протекать реакция. Скорость реакции зависит как от восстановительной активности металла, так и от окислительных свойств неметалла. Стоящие до водорода металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, некоторые — достаточно бурно, например, литий и кальций.

4Li + O₂ = 2Li₂O

2Ca + O₂ = 2CaO.

При таком взаимодействии образуются оксиды. Менее активные металлы, например железо, реагируют с кислородом спокойнее, а некоторые, например, золото и серебро, платина не окисляются вовсе, благодаря чему получили определение благородных.

С хлором реагируют практически все активные металлы с выделением теплоты.

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Также выделяется теплота при реакции активных металлов с серой, но начинается она при нагревании. После начала реакции нагрев не нужен — образовавшегося тепла достаточно для поддержания реакции.

2Al + 3S = Al₂S₃

Внимательно изучив ряд металлов, несложно определить тип реакции при контакте с другими элементами в зависимости от места в последовательности. Также легко назвать основные характеристики металла, как химического элемента, и возможность его использования на практике.

Электрохимический ряд активности металлов

Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ 0 , отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Me n+ : Me n+ + nē → Me

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительные реакциях в водных растворах.

Содержание

История

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам [1] . Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Поздние алхимики вплотную подошли к пониманию химической стороны взаимного осаждения металлов из их растворов. Так, Ангелус Сала в работе «Anatomia Vitrioli» (1613) пришёл к выводу, что продукты химических реакций состоят из тех же «компонентов», которые содержались в исходных веществах. Впоследствии Роберт Бойль предложил гипотезу о причинах, по которым один металл вытесняет другой из раствора на основе корпускулярных представлений [2] .

В 1793 году Алессандро Вольта, конструируя гальванический элемент («Вольтов столб»), установил относительную активность известных тогда металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. «Сила» гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга металлы в этом ряду («ряд напряжений»). Однако Вольта не связал этот ряд с химическими свойствами металлов.

В 1798 году Иоганн Вильгельм Риттер указал, что ряд Вольта эквивалентен ряду окисления металлов (т. е. последовательности уменьшения их сродства с кислородом). Таким образом, Риттер высказал гипотезу о возникновении электрического тока вследствие протекания химической реакции [3] .

В эпоху становления классической химии способность элементов вытеснять друг друга из соединений стала важным аспектом понимания реакционной способности. Й. Берцелиус на основе электрохимической теории сродства построил классификацию элементов, разделив их на «металлоиды» (сейчас применяется термин «неметаллы») и «металлы» и поставив между ними водород.

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений об ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда. [5] [6] .

Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl₂ и свинец — из кислого раствора PbCl₂; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl₂.

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» – расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов. Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название ряда стандартных электродных потенциалов.

Теоретические основы

Значения электрохимических потенциалов являются функцией многих переменных и поэтому обнаруживают сложную зависимость от положения металлов в периодической системе. Так, окислительный потенциал катионов растёт с увеличением энергии атомизации металла, с увеличением суммарного потенциала ионизации его атомов и с уменьшением энергии гидратации его катионов.

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование (щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu 2+ /Eu [источник не указан 228 дней] до +1,691 В у пары Au + /Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au + .

В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.

Практическое использование ряда напряжений

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

Активные металлы

Металлы, легко вступающие в реакции, называются активными металлами. К ним относятся щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий.

Положение в таблице Менделеева

Металлические свойства элементов ослабевают слева направо в периодической таблице Менделеева. Поэтому наиболее активными считаются элементы I и II групп.

Рис. 1. Активные металлы в таблице Менделеева.

Все металлы являются восстановителями и легко расстаются с электронами на внешнем энергетическом уровне. У активных металлов всего один-два валентных электрона. При этом металлические свойства усиливаются сверху вниз с возрастанием количества энергетических уровней, т.к. чем дальше электрон находится от ядра атома, тем легче ему отделиться.

Наиболее активными считаются щелочные металлы:

литий;
натрий;
калий;
рубидий;
цезий;
франций.

К щелочноземельным металлам относятся:

бериллий;
магний;
кальций;
стронций;
барий;
радий.

Узнать степень активности металла можно по электрохимическому ряду напряжений металлов. Чем левее от водорода расположен элемент, тем более он активен. Металлы, стоящие справа от водорода, малоактивны и могут взаимодействовать только с концентрированными кислотами.

Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

К списку активных металлов в химии также относят алюминий, расположенный в III группе и стоящий левее водорода. Однако алюминий находится на границе активных и среднеактивных металлов и не реагирует с некоторыми веществами при обычных условиях.

Свойства

Активные металлы отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), лёгкостью, невысокой температурой плавления.

Основные химические свойства металлов представлены в таблице.

Реакция

Уравнение

Исключение

Щелочные металлы самовозгораются на воздухе, взаимодействуя с кислородом

Литий реагирует с кислородом только при высокой температуре

Щелочноземельные металлы и алюминий на воздухе образуют оксидные плёнки, а при нагревании самовозгораются

Реагируют с простыми веществами, образуя соли

Алюминий не вступает в реакцию с водородом

Бурно реагируют с водой, образуя щёлочи и водород

Реакция с литием протекает медленно. Алюминий реагирует с водой только после удаления оксидной плёнки

Реагируют с кислотами, образуя соли

Взаимодействуют с растворами солей, сначала реагируя с водой, а затем с солью

Активные металлы легко вступают в реакции, поэтому в природе находятся только в составе смесей – минералов, горных пород.

Рис. 3. Минералы и чистые металлы.

Что мы узнали?

К активным металлам относятся элементы I и II групп – щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Их активность обусловлена строением атома – немногочисленные электроны легко отделяются от внешнего энергетического уровня. Это мягкие лёгкие металлы, быстро вступающие в реакцию с простыми и сложными веществами, образуя оксиды, гидроксиды, соли. Алюминий находится ближе к водороду и для его реакции с веществами требуются дополнительные условия – высокие температуры, разрушение оксидной плёнки.

Читайте также: